新课标高三化学第2轮复习总结资料

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高三化学第一轮总复习

高三化学第一轮复习总结资料

必须掌握的化学思想与化学方法

1、整体性原则：

——学会从整体出发，全面考虑问题； 2、守恒意识：

——三大守恒内容：①质量守恒；②电荷守恒；③得失电子守恒 3、平衡意识：

——勒夏特列原理适用于一切平衡体系（化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡等） 4、合理性原则

——要学会运用常识、常理解题，要学会识别社会常理。杜绝不合逻辑的常识性错误 5、绿色化学思想

——①原子经济性；②杜绝污染源 6、组成分析

——组合与拆分；反应物、生成物的分子组成变化 7、特征反应（关注典型反应）

——解决问题的突破口；题眼、关键字 8、具体化

——可使问题意外地简单

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高三化学第一轮总复习

一、化学知识体系网络

第一部分基本概念与基本理论

(一) 物质的组成

1、分子和由分子构成的物质

?分子是构成物质的一种能独立存在的微粒，它保持着这种物质的化学性质

分子有一定的大小和质量；分子间有一定距离；分子在不停地运动着（物理变化是分子运动状态改变的结果）；分子间有分子间作用（范德华力）。 ?由分子构成的物质（在固态时为分子晶体）。

一些非金属单质（如H2、O2、Cl2、S、惰性气体等）；气态氢化物；酸酐（SiO2除外）；酸类和大多数有机物等。 2、原子和由原子构成的物质

?原子是参加化学变化的最小微粒。化学反应的实质是原子的拆分和化合，是原子运动形态的变化

原子有一定的种类、大小和质量；由原子构成的物质中原子间也有一定间隔；原子不停地运动着；原子间有一定的作用力。

?由原子构成的物质（固态时为原子晶体）。金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅（SiC）等。 3、离子和由离子构成的物质

＋＋＋＋

?离子是带有电荷的原子或原子团。带正电荷的阳离子如Na、Fe3、H3O、NH4、

＋－————

[Ag(NH3)2]等；带负电荷的阴离子如Cl、S2、OH、SO42、[Fe(CN)6]3 等。 ?由离子构成的物质（固态时为离子晶体）。绝大多数盐类（AlCl3等除外）；强碱类和低价金属氧化物等是由阳离子和阴离子构成的化合物。

【注意】离子和原子的区别和联系：离子和原子在结构（电子排布、电性、半径）和性质（颜色，对某物质的不同反应情况，氧化性或还原性等）上均不相同。－－得 ne得 ne 阳离子失－原子 ne －阴离子（简单阳、阴离子） ne失(二) 物质的分类 1、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（元素的种类是由核电荷数或质子数决定的）。

人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，同一元素的不同核素之间互称为同位素。 ?元素存在状态

① 游离态——在单质中的元素

由同种元素形成的不同单质——同素异形体，常有下列三种形成方式：组成分子的原子个数不同：如O2、O3；白磷（P4）和红磷等晶体晶格的原子排列方式不同：如金刚石和石墨晶体晶格的分子排列方式不同：如正交硫和单斜硫

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② 化合态的元素——在化合物中的元素

【注意】元素和原子的区别，可从概念、含义、应用范围等方面加以区别。 (三)物质的性质和变化

物理变化和化学变化的比较比较概念实质伴随现象范围区别相互关系与性质的关系物理变化没有生成其他物质的变化只是分子（原子或离子）间距离变化（聚集状态），分子组成、性质不变——分子种类不变物质形状、状态改变蒸发、冷凝、熔化、液化、汽化、升华、变形等无新物质生成化学变化生成了其他物质的变化分子种类变化，原子重新组合，但原子种类、数目不变放热、发光、变色、放出气体、生成沉淀等分解、化合、置换、复分解、燃烧、风化、脱水、氧化、还原等有新物质生成化学变化中同时发生物理变化、物理变化中不一定有化学变化物质的性质决定物质的变化，物质的变化反映物质的性质

(四)氧化还原反应

1、氧化还原反应的特征：元素化合价有无升降，这是判断是否是氧化还原反应的依据。 2、氧化还原反应各概念间的关系可用以下两条线掌握概念

　　　　　　　　　　　　升???氧?????氧 ???失?????还????? 还??　　　　　　　　　元素化合原子失去物质是还原剂具元素被还原剂的产物价升高电子还原剂有还原性氧化是氧化产物

　　　　　　　　　　　　降???还?????还 ???得?????氧????? 氧??　　　　　　　　　元素化合原子得到物质是氧化剂具元素被氧化剂的产物价降低电子氧化剂有氧化性还原是还原产物 3、物质有无氧化性或还原性及其强弱的判断 ?物质有无氧化性或还原性的判断

＋

元素为最高价态时，只具有氧化性，如Fe3、H2SO4分子中＋6价硫元素；元素为最

—

低价态只具有还原性，如Fe、S2等；元素处于中间价态既有氧化性又具有还原性，如Fe2+、SO2、S等。

?物质氧化性或还原性相对强弱的判断

① 由元素的金属性或非金属性比较

金属阳离子的氧化性随单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性由强到弱

＋＋＋＋

的顺序是：Ag＞Cu2＞Al3＞K。

非金属阴离子的还原性随单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性由强到

－－－－

弱的顺序是：I＞Br＞Cl＞F。 ② 由反应条件的难易比较

不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，氧化性越强。如F2和H2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而I2与H2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而F2的氧

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化性比I2强。

不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强，如有两种金属M和N均能与水反应，M在常温下能与水反应产生氢气，而N需在高温下才能与水蒸气反应，由此判断M的还原性比N强。 ③由氧化还原反应方向比较

　　　还原剂A＋氧化剂B?????氧化产物a＋还原产物b，则：氧化性：B＞a 还原性：A＞b

＋＋－

如：由2Fe2＋Br2＝＝＝ 2Fe3＋2Br

＋＋－

可知氧化性：Br2＞Fe3；还原性：Fe2＞Br

④当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱。一般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。同理当不同氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为FeCl3，而硫只能把铁氧化为FeS，由此说明氯气的氧化性比硫强。

【注意】还原性的强弱是指物质失电子能力的强弱，与失电子数目无关。如Na的还原

性强于Al，而Na

失 e－Na，Al

＋

失 3e－Al3，Al失电子数比Na多。

＋

同理，氧化性的强弱是指物质得电子能力的强弱，与得电子数目无关。如氧化性F2＞O2，则F2

得 2e－2F，O2

－

得 4e－2O2，O2得电子数比F2多。

—

4、氧化还原方程式配平

原理：氧化剂所含元素的化合价降低（或得电子）的数值与还原剂所含元素的化合价升高（或失电子）的数值相等。

步骤Ⅰ：写出反应物和生成物的分子式，并列出发生氧化还原反应元素的化合价（简称标价态）

步骤Ⅱ：分别列出元素化合价升高数值（或失电子数）与元素化合价降低数值（或得电子数）。（简称定得失）

步骤Ⅲ：求化合价升降值（或得失电子数目）的最小公倍数。配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。

步骤Ⅳ：用观察法配平其他物质的系数。 (五)离子反应

1、离子反应发生条件

离子反应发生条件（即为离子在溶液中不能大量共存的原因）： ?离子间发生复分解反应

① 有沉淀生成。不溶于水的化合物可依据书后物质的溶解性表判断，还有以下物质不溶于

水：CaF2、CaC2O4（草酸钙）等。

－＋

② 有气体生成。如CO32＋2H ＝＝＝ CO2↑＋H2O

③ 有弱电解质生成。如弱碱 NH3·H2O；弱酸 HF、HClO、H2S、H3PO4等；还有水、

＋＋

(CH3COO)2Pb、[Ag(NH3)2]、[Fe(SCN)]2等难电离的物质生成。 ?离子间发生氧化还原反应：

＋－＋－＋

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

S2、SO32、H 三种离子在溶液中不能共存，2 S2＋SO32＋6H ＝＝＝ 3S↓＋3H2O等 2、书写离子方程式应注意的问题

① 没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。

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如：Cu＋H2SO4(浓)；NH4Cl（固）＋Ca(OH)2；C＋H2SO4(浓)反应；NaCl（固）＋H2SO4(浓)，均因无自由移动离子参加反应，故不可写离子方程式。

②有离子生成的反应可以写离子方程式，如钠和水、铜和浓硫酸、SO2通入溴水里、碳酸钙溶于乙酸等。

③单质、氧化物在离子方程式中一律写成化学式。

－－－－

如：SO2和NaOH溶液反应：SO2 ＋2OH ＝＝＝ SO32＋H2O或 SO2＋OH＝＝＝ HSO3 ④酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如NaHCO3溶液和稀盐酸反应：

－＋

HCO3＋H ＝＝＝ H2O＋CO2↑

⑤操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同。例如 Ca(OH)2中通入少量CO2，离子

＋－

方程式为：Ca2＋2OH＋CO2＝＝＝ CaCO3↓＋H2O；Ca(OH)2中通入过量CO2，离子方程

－－

式为：OH＋CO2＝＝＝ HCO3。

⑥对于生成物是易溶于水的气体，要特别注意反应条件。

如NaOH溶液和NH4Cl溶液的反应，当浓度不大，又不加热时，离子方程式为： NH4＋OH＝＝＝ NH3· H2O；当为浓溶液，又加热时离子方程式为：NH4＋OH

＋

－

＋

－

△NH3

↑＋H2O

⑦对微溶物（通常指CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4、MgCO3等）要根据实际情况来判断。

＋－

当反应里有微溶物处于溶液状态时，应写成离子，如盐酸加入澄清石灰水：H＋OH ＝＝＝ H2O；当反应里有微溶物处于浊液或固态时，应写化学式，如在石灰乳中加入Na2CO3

－－

溶液：Ca(OH)2＋CO32 ＝＝＝ CaCO3＋2OH；在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学

＋－

式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag＋SO42＝＝＝ Ag2SO4↓。对于中强酸（H3PO4、H2SO3等）在离子方程式中写化学式。 ⑧具有强氧化性的微粒与强还原性微粒相遇时，首先要考虑氧化——还原反应，不能只简单地考虑复分解反应。

3、离子在溶液中不能大量共存几种情况

＋—

?H与所有弱酸阴离子和OH不能大量共存，因生成弱电解质（弱酸）和水。

－＋

?OH与所有弱碱阳离子、H、弱酸的酸式酸根离子不能大量共存，因生成弱碱、弱酸盐和水。

?能发生复分解反应生成弱电解质、沉淀和气体者不能大量共存。

＋、－＋—＋－

?能发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如Fe3与S2，Fe2与NO3（H），S2与

－＋

SO32（H）等。

－－－－＋＋

?某些弱酸根与弱碱根不能大量共存，如S2、HCO3、AlO2、CO32与Fe3、Al3等不共存。

＋—＋

?发生络合反应的离子不能大量共存，如 Fe3与SCN、Ag与NH3· H2O。

＋－－－

?Al3与AlO2、NH4+与AlO2、NH4+与SiO32不能大量共存。

＋＋－

?注意有色离子（有时作为试题附加条件）：Cu2（蓝色）、Fe3（棕黄色）、MnO4（紫色）、

＋

Fe(SCN)2（红色）等。 (六)化学反应中的能量变化 1、热化学方程式

?概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式。 ?书写热化学方程式时注意事项。

①△H写在方程式右边或下边，两者之间用“；”隔开，放出热量△H为“－”，吸收热量△H为“＋”。

②要注明反应物和生成物的状态。固体用符号符号“s”表示、液体用符号“l”表示，气体

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用符号“g”表示。

③热化学方程各物质前的化学计量数表示物质的量的多少，因此，它可以是整数，也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，△H也不同。 2、反应热的有关计算

?反应热＝物质的量×1mol物质反应吸收或放出的热 ?反应热＝反应物的总键能－生成物的总键能 ?根据盖斯定律：如果一个反应可以分几步进行，各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热相同。

?某种物质的状态或晶型不同会引起反应热的差异，根据盖斯定律，可将热化学方程式进行“加减”后，根据反应过程的反应热比较其大小。

?物质的量不同引起的反应热差异，可根据反应热的物质的量之间的正比例关系比较。 (七)物质的量

1、物质的量及其单位——摩尔（mol）

?物质的量是七个基本的物理量之一。它的物理意义是含一定数目粒子的集体，符号为n。物质的量的单位为摩尔，简称摩，符号为mol。物质的量和摩尔的关系正如时间和秒、长度和米、电流和安培的关系，不能混用。 ?使用物质的量及其单位时的注意事项

①“物质的量”四个字是一个整体，不能拆开，如“时间”拆开表明的意义也就变了。写成“物质的质量”、“物质量”、“物质的数量”也都不对。不能理解为物质的数量或质量。 ②摩尔是用来表示微观粒子（原子、分子、离子、质子、中子、电子等）或它们特定组合的物质的量的单位，它不能用来表示宏观物体，如不能说1mol 苹果等。

③使用摩尔时，应注明粒子的化学式，而不能用该粒子的中文名称。目的是避免指代不清引起混淆。例如：使用1mol氧就会含义不清，究竟是指1mol O还是 1mol O2呢？ 2、阿伏加德罗定律及其重要推论 ?决定物质体积大小的因素（1mol）

1摩固体、液体体积不同，因为固体、液体里分子、原子、离子间距离小，其体积主要决定于构成物质的这些微粒的直径大小，而不同的分子、原子、离子的直径大小不同，因而所占体积不同。

气体分子间距离较大，气体体积主要取决于分子间的平均距离，而这平均距离又主要取决于气体的压强与温度，因此当温度、压强相同时，气体分子间平均距离大致相同，其所占体积相同。

?阿伏加德罗定律：在相同温度、压强下，同体积的气体中含有相同分子数

定义中的“四个同”，如有“三个同”成立，第四个“同”才能成立。 3、阿伏加德罗定律推论：同温、同压：

V1V2P1P2n1n2n1n2N1N2N1N2同温、同体积：

V 1

同温、同压、等质量： V2 m同温、同压、同体积： 1m2M2 M1 M1M2ρ2 ρ1

ρ1ρ2(八)溶液和胶体胶体

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?定义

－－

分散质微粒的直径大小在109～107 m之间的分散系叫胶体。 ?胶体的类型

气溶胶：烟、云、雾。

液溶胶：AgI水溶胶、Fe(OH)3等。固溶胶：烟水晶、有色玻璃等。 ?渗析

因胶体粒子不能透过半透膜，所以把混有离子或分子杂质的胶体装入半透膜的袋里，并把此袋放在溶剂中，从而使离子或分子从胶体溶液里分离的操作叫做渗析，常用于精制某些胶体。

?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＋3H2O

△Ｆe(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：＋＋Fe3＋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，离子半径越小，聚沉能力越大。

＋＋

如使带负电荷胶粒聚沉的阳离子Al3＞Fe3。

－－

使带正电荷胶粒聚沉的阴离子能力[Fe(CN)6]4＞[Fe(CN)6]3，但淀粉胶体微粒因不吸附

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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。 (九)原子组成与结构 1、常见等电子体

－＋＋

?核外电子总数为2个的粒子：He、H、Li、Be2。

＋＋

?核外电子总数为10个的粒子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4（分子类）；Na、Mg2、＋＋＋－－－－－Al3、NH4、H3O（阳离子类）；N3、O2、F、OH、NH2（阴离子类）。 ?核外电子总数为18个电子的粒子：Ar、HCl、H2S、PH3、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4、

－－－

CH3NH2、NH2OH、CH3F（分子类），K+、Ca2+、（阳离子类）；P3、S2、Cl（阴离子类）。

2、元素、核素、同位素的比较概念范围元素具有一定核电荷数（质子数）的同类原子的总称宏观概念，对同类原子而言，既有游离态又有化合态核素具有相同数目的质子和一定数目的中子的一种原子微观概念，对某种元素的一种原子而言不同的核素可能质子数相同或中子数相同，或质量数相同，或各类数均不相同 H、D、T； H、O 2412Mg同位素质子数相同而中子数不同的同一元素的原子或同一元素的不同核素微观概念，对某种元素的原子而言。因同位素的存在而使原子种类多于元素种类同位素质量数不同，化学性质相同；天然同位素所占原子百分含量一般不变；同位素构成的化合物如H2O、D2O、T2O物理性质不同，但化学性质相同特性主要通过形成的单质或化合的来体现实例 126C、H、T、D为H的三种同位素不同核素 (十)元素周期表中的主要变化规律项目原子结构核外荷数电子层数原子半径最外层电子数化合价元素的金属性和非金属性单质的氧化性、还原性最高价氧化物对应的水化物的酸碱性气态氢化物稳定性同周期（左→右）逐渐增加相同逐渐增小逐渐增多最高正价由＋1→＋7；负价数＝族序数－8 金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强还原性减弱、氧化性增强碱性减弱、酸性增强渐增共98页第8页

同主族（上→下）增加增多逐渐增大相等最高正价、负价数相同，最高正价＝族序数金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱氧化性减弱、还原性增强酸性减弱、碱性增强渐减性质高三化学第一轮总复习

(十一)化学键与分子结构 1、非极性分子和极性分子

?非极性分子：分子中正负电荷中心重合，从整体来看电荷分布是均匀的，对称的。这样的分子为非极性分子。当分子中各键均为非极性键时，分子是非极性分子。当一个分子中各个键都相同，均为极性键，但该分子的构型是对称的，则分子内正负电荷中心可以重合。这样的分子是非极性分子，如CH4、CO2。总之，非极性分子中不一定只含非极性键。

?极性分子：分子中正负电荷中心不能重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的、不对称的。这样的分子为极性分子，以极性键结合的双原子分子，必为极性分子，以极性键结合的多原子分子，若分子的构型不完全对称，则分子内正负电荷必然不重合，则为极性分子。总之，极性分子中必定会有极性键。但含有极性键的分子不一定是极性分子。

?常见分子的构型及分子极性

?判断ABn型分子极性的经验规律

若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，若不等则为极性分子。如BH3、BF3、CH4、CCl4、CO2、CS2、PCl5、SO3等均为非极性分子，NH3、PH3、PCl3、H2O、H2S、SO2等均为极性分子。

ABn分子内中心原子A若有孤对电子（未参与成键的电子对）则分子为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。 2、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）。 (十二)化学平衡

1、影响化学反应速率的因素 ?内因（决定因素）

化学反应速率是由参加反应的物质的性质决定的。 ?外因（影响因素）

①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。

注意：增加固体物质或纯液体的量，因其浓度是个定值，故不影响反应速率（不考虑表面积的影响）。

②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大压强，气体的体积减小，浓度增大，反应速率加快。

注意：由于压强对固体、液体的体积几乎无影响，因此，对无气体参加的反应，压强对反应速率的影响可忽略不计。

③温度：当其他条件不变时，升高温度，反应速率加快。

一般来说，温度每升高10℃，反应速率增大到原来的2～4倍。

④催化剂：催化剂有正负之分。使用正催化剂，反应速率显著增大；使用负催化剂，反应速

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率显著减慢。不特别指明时，指的是正催化剂。 2、外界条件同时对V正、V逆的影响

?增大反应物浓度，V正急剧增大，V逆逐渐增大；减小反应物的浓度，V正急剧减小， V逆逐渐减小

?加压对有气体参加或生成的可逆反应，V正、V逆均增大，气体分子数大的一侧增大的倍数大于气体分子数小的一侧增大的倍数；降压V正、V逆均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数。

?升温，V正、V逆一般均加快，吸热反应增大的倍数大于放热反应增加的倍数；降温，V正、V逆一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。 ?加催化剂可同倍地改变V正、V逆 3、可逆反应达到平衡状态的标志

?V正＝V逆，如对反应mA(g)＋nB(g) pC(g) ① 生成A的速率与消耗A的速率相等。 ② 生成A的速率与消耗B的速率之比为m：n。 ③ 生成B 的速率与生成C的速率之比为n：p。 ?各组成成分的量保持不变

这些量包括：各组成成分的物质的量、体积、浓度、体积分数、物质的量分数、反应的转化率等。

?混合体系的某些总量保持不变

对于反应前后气体体积发生变化的可逆反应，混合气体的总压强、总体积、总物质的量及体系平均相对分子质量、密度等不变。 (十三)电离平衡

1、水的电离和溶液的pH计算 ?水的电离

＋

水是极弱的电解质，纯水中存在着电离平衡，其电离方程式为：2H2O H3O＋－＋－＋－－１

OH，通常简写成H2O H＋OH，25℃时，c(H)＝c(OH)＝1×107mol·L。 ?水的离子积常数Kw

＋－－

Kw＝c(H) ·c(OH)，25℃时，Kw＝1×1014。 ?Kw的意义

＋－

Kw是一个很重要的常数，它反映了一定温度下的水中H浓度和OH浓度之间的关系。 ?改变条件对水的电离平衡的影响化改变升高温度加入少量H2SO4 加入少量NaOH 变平衡移动方向向右向左向左 c(H)的变化增大增大减小＋c(OH)的变化增大减小增大－c(H) 与c(OH)的关系 c(H) ＝c(OH) c(H) ＞c(OH) c(H) ＜c(OH) ＋－＋－＋－＋－Kw 增大不变不变溶液的性质中性酸性碱性

?有关pH计算的主要题型及计算方法

＋＋

根据pH＝－lg c(H)，因此计算溶液的pH的关键是计算溶液中H的浓度。常见的题型有：

①有关酸碱溶液稀释后pH的计算

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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。

＋－

b、一定浓度的强酸或强碱溶液用水稀释10a倍体积，溶液中c(H) 或c(OH)也被稀释到同样倍数，浓度变为原来的1/10a，则溶液的pH将增大或减小a个单位。

＋

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

－

c(OH)减小的不到1/10a，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＋

KWc(H＋)＝c(OH－)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

2、盐类水解方程式的书写方法

?由于盐类水解与酸碱中和互为可逆过程，所以盐类水解一般不彻底，书写离子反应方程式时，只能用“”，而不能用“”，生成的不溶物不记“↓”，生成的气态产物也

＋＋

不记“↑”符号，如AlCl3水解的离子方程式为Al3＋3H2OAl(OH)3＋3H ?多元弱酸的电离是分步进行的，多元弱酸形成的盐水解时也是分步进行的，如

－－－－

H2CO3H+＋HCO3，而Na2CO3的水解，首先CO32＋H2O HCO3＋OH，生成

－－－－

的HCO3 再水解HCO3＋H2O CO32＋ OH。

－－－

?较易水解的阳离子如Al3+、Fe3+等，较易水解的阴离子如CO32（或HCO3）、AlO2等，在溶液中双水解十分强烈，可完全水解，此时应用“”并标明“↑”及“↓”符号。

－＋－

Fe3+＋3HCO3Fe(OH)3↓＋3CO2↑， 2Al3＋3S2＋6H2O2Al(OH)3↓＋3H2S↑ 3、守恒法在处理溶液问题的应用

在解答电解质溶液中微粒浓度之间的关系的有关问题，特别是等式关系时，经常用到守恒原理。 ?电荷守恒：溶液中阳离子所带的总正电荷数与阴离子所带的总负电荷数相等，整个溶液显电中性。

＋＋－－－

如Na2S溶液中：c(Na)＋c(H)＝2 c(S2)＋c(HS)＋c(OH)

?物料守恒：在电解质溶液中，某物质（或微粒）的总浓度等于该物质电离或水解所产生的各物质平衡浓度之和。

?质守恒：溶液中得质子的微粒得质子的总数与失质子的微粒失去质子的总数相等。质子守恒式一般可由上述电荷守恒式、物料守恒式联立求得。 4、中和滴定误差分析（以标准盐酸滴定NaOH溶液为例）

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编号 1 2 3 4 5 6 7 8 操作错误未用标准盐酸洗滴定管滴定速度过快，未摇匀，指示剂已变色滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失滴定前读数正确，滴定后俯视读数滴定前读数正确，滴定后仰视读数未用待测碱液洗移液管滴定前，用待测碱液润洗锥形瓶快速滴定后，立即读数待测值理由 V2－V1＝V（酸）偏高偏高偏高偏低偏高偏低偏高偏高 V（酸）变大 V（酸）变大 V（酸）读数变大 V（酸）读数变小 V（酸）读数变大 V（酸）量减小 V（酸）量增大 V（酸）量增大

5、电解时，溶液中阴、阳两极离子的放电顺序

电解时两极的放电顺序，与电极材料（非惰性金属为阳极，阳极本身放电），电镀、电解

＋＋

质溶液中离子本身的氧化性、还原性（本性）、离子浓度[电镀锌时，因c(Zn2)比c(H)大得

＋＋

多，Zn2放电而H未放电]等因素有关。若以惰性电极进行电解，其阴阳两极各离子放电顺序在不考虑浓度大小影响时，一般为：阴极（阳离子）放电顺序（氧化性）

＋＋＋＋＋＋＋＋＋＋＋３＋＋

Au3＞Ag＞Hg2＞Cu2＞H＞Pb2＞Sn2＞Ni2＞Fe2＞Zn2＞Mn2＞Al＞Mg2＋＋＋

＞Na＞Ca2＞K

阳极（阴离子）放电顺序（还原性）－－－－－－－S2＞I＞Br＞OH＞NO3＞SO42＞F 6、以惰性电极电解的类型及pH变化规律

－、＋

以惰性电极电解时，按其中OH、H放电情形的不同，电解可分如下几种类型：

－、＋

?OH、H均放电，相当于只电解水。凡含氧酸，可溶性强碱，活泼金属的含氧酸盐等电

电解解均属于此种类型，其电解方程式均为：2H2O 2H2↑＋O2↑。其电解后pH变化规律

为：含氧酸，电解后pH变小；强碱，电解后pH变大；盐，电解后pH基本不变。

＋－、＋

?只有H放电，而OH不放电，此类因H放电消耗，会使电解后溶液的pH升高。凡活

电解泼金属的无氧酸盐（除氟化物外）均属此类，如电解NaCl溶液：2NaCl＋2H2O

电解2NaOH

＋H2↑＋Cl2↑。电解盐酸：2HCl?只有OH

－、

＋

H2↑＋Cl2↑等

－、

放电，而H不放电。此类因OH放电而消耗，使电解溶液的pH下降，凡不

电解活泼金属的含氧酸盐均如此。如电解CuSO4溶液：2CuSO4＋2H2O2Cu＋O2↑＋

2H2SO4。

－、＋

?OH、H均未放电，相当只电解电解质，凡不活泼金属无氧酸盐（除氟化物外）均属此类，因该类大多水解呈酸性，电解时pH略增大或基本不变，如电解CuCl2溶液：

电解CuCl2

Cu＋Cl2↑

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第二部分元素及其化合物

1、元素化合物知识包括金属和非金属两部分，是高中化学的基础知识之一。知识特点是作为化学基本概念、原理、实验和计算的载体，其信息量大，反应复杂，常作为综合试题的知识背景或突破思维的解题题眼。

2、注意处理好两个关系，必须先处理好元素化合物知识的内部关系，方法是：“抓重点，理关系，用规律，全考虑”。

① 抓重点：以每族典型元素为代表，以化学性质为抓手，依次学习其存在、制法、用途、检验等“一条龙”知识，做到牵一发而动全身

② 理关系：依据知识内在联系，按单质→氧化物→氧化物的水化物→盐的顺序，将零碎的知识编织成网络，建立起完整的知识结构，做到滴水不漏

③ 用规律：用好化学反应特有的规律，如以强置弱等规律，弄清物质间相互反应。

④ 全考虑：将元素化合物作为一个整体、一个系统理解，从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。

另一方面是处理好元素化合物知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系，采取的方法是“分析与综合、抽象与具体”。 ① 分析：将综合试题拆分思考。

② 综合：将分散的“点”衔接到已有的元素化合物知识“块”中。 ③ 抽象：在分析综合基础上，提取相关信息。

④ 具体：将提取出的信息具体化，衔接到综合试题中，从而完整解题。 (一) 元素非金属性的强弱规律

?常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。

?元素非金属性与非金属单质活泼性的区别：

元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强；②核电荷数：核电荷数越大，吸引电子能力越强；③最外层电子数：同周期元素，最外层电子越多，吸引电子能力越强。但由于某些非金属单质是双

＝原子分子，原子是以强列的共价键相结合（如N N等），当参加化学反应时，必须消耗很＝大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。 ?非金属性强弱的判断依据及其应用

元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。这种能力的大小取决于原子半径、核电荷数、最外层电子数，题目常通过以下几方面比较元素的非金属性。 ① 非金属单质与H2化合的条件及难易程度； ② 氢化物的稳定性；

③ 最高价氧化物对应水化物的酸性； ④ 非金属间的置换反应；

⑤ 非金属单质对应阴离子的还原性；

⑥ 与变价金属反应时，金属所呈现的化合价；

⑦ 元素在化合物中化合价的相对高低（如在HClO中，氯元素显正价，氧元素显负价，则

说明氧的非金属性比氯强）等。 (二)卤族元素

1、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；

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?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。 2、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。 3、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 ③ 氟无正价，其他都有正价

④ HF有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF能腐蚀玻璃；

⑤ 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。 (三)氧族元素

1、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SO42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↓。

－－－

?CO32、SO32、PO43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，这些沉淀溶于强酸中。因此检验SO42时，必须用酸酸化。

＋＋

如：BaCO3＋2H＝＝＝ H2O＋CO2↑＋Ba2但不能用硝酸酸化，同理所用钡盐也不能是

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Ba(NO3)2溶液，因为在酸性条件下SO32、HSO3、SO2等会被溶液中的NO3氧化为SO42，从而可使检验得出错误的结论。

－

为此，检验SO42离子的正确操作为：

－

—

－

被检液

加足量的盐酸酸化取清液

滴加BaCl2溶液有无白色沉淀（有无SO42）

－

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。 (四)氮族元素

1、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＋O2＋2H2O＝＝＝ 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＋3O2＋2H2O＝＝＝ 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。 2、硝酸的化学性质

①HNO3具有酸的通性。

② 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）；

—

③ 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，具有还原性的某些离子则不能与其大量共存，如NO3、H、Fe2 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。 3、氨气的实验室制法

反应原理：2NH4Cl＋Ca(OH)2

△CaCl2＋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

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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。 (五)碳族元素

1、碳族元素性质的相似性和递变性 2、碳酸正盐与酸式盐性质比较

＋＋＋

①在水中溶解性：正盐除K、Na、NH4等易溶于水外，其余都难溶于水；而只要存在的酸式盐都易溶于水。

一般来说，在相同温度下酸式盐的溶解度比正盐大，如CaCO3难溶于水，Ca(HCO3)2

易溶于水，但也有例外，如NaHCO3溶解度比Na2CO3小。

＋＋

②热稳定性：正盐中除K、Na等受热难分解外，其余受热易分解；酸式盐在水溶液或固态时加热都易分解。如 Ca(HCO3)2

△CaCO3↓＋CO2↑＋H2O

一般来说，热稳定性大小顺序为：正盐＞酸式盐＞多元盐（盐的阳离子相同，成盐的酸相同）。

－

③可溶性正盐、酸式盐都能发生水解，但相同阳离子的相同浓度时溶液中CO32的水解

－

程度比HCO3大

④都能与酸作用，但相同条件放出CO2的速率酸式盐比正盐快。 (六)碱金属

1、碱金属性质递变规律

结构决定性质，由于碱金属的原子结构具有相似性和递变性，所以其化学性质也具有相似性和递变性。 ①相似性：

a、都能与氧气等非金属反应

b、都能与水反应生成氢氧化物和氢气 c、均为强还原剂。 ②递变规律（锂→铯）

a、与氧气反应越来越剧烈，产物结构越来越复杂 b、与水反应剧烈程度依次增强

c、还原性依次增强，金属性依次增强

2、NaOH的性质

①物理性质：俗名苛性钠、火碱、烧碱，是一种白色固体，极易潮解；有强烈的腐蚀性，能腐蚀磨口玻璃瓶，使瓶口与瓶塞粘结。 ②化学性质

a、与酸碱指示剂作用，使紫色的石蕊溶液变蓝，无色的酚酞变红。 b、与酸性氧化物作用，生成盐和水 c、与酸作用，生成盐和水

d、与盐作用，生成新碱和新盐。（要满足复分解反应发生的条件，同时参加反应的碱和盐

一般是易溶解的碱和盐） e、与一些单质的反应

2Al＋2NaOH＋2H2O＝＝＝2NaAlO2＋3H2↑ Cl2＋2NaOH＝＝＝ NaClO＋NaCl＋H2O Si＋2NaOH＋H2O＝＝＝ Na2SiO3＋2H2↑ ③制法：

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电解 2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑

Na2CO3＋Ca(OH)2＝＝＝ CaCO3↓＋2NaOH

NaAlO2(七)几种重要的金属 CO2＋H2O 或HCl1、铝及其化合物间的相互转化关系、反应 NaOH现象及图象分析

O2或Fe2O3 △AlAl2O3Al(OH)3电解，冰晶石

AlCl3

Al(OH)3 (mol)① 向AlCl3溶液中滴加NaOH 溶液直至过量，如图所示。

4n② 现象：白色沉淀逐渐增多达最大值，继续加NaOH溶液沉淀逐渐溶解，直至完全消失。＋－Al3＋3OH＝＝＝ Al(OH)3

――3n4nNaOH(mol)Al(OH)3＋OH＝＝＝ AlO2＋2H2O

Al(OH)3 (mol)②向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液直至过量，如下图所

示。现象：开始时无沉淀，接着产生沉淀。达最大值后 n不增减。＋－―Al3＋4OH＝＝＝ AlO2＋2H2O

―＋

3AlO2＋Al3＋6H2O＝＝＝ 4 Al(OH)3↓ 3n4nNaOH(mol)AlCl3

Al(OH)3 (mol)③向NaAlO2溶液中滴加盐酸直到过量，

如图所示。现象：先有白色沉淀后完全消失。 n―＋

AlO2＋H＋H2O＝＝＝ Al(OH)3↓

＋＋

Al(OH)3↓＋3H＝＝＝Al3＋3H2O 3n4nHCl NaOH(mol)④向盐酸溶液中滴加NaAlO2溶液，直至过量，

Al(OH)3 (mol)如图所示。现象：开始无沉淀，接着产生白色

4n沉淀。

―＋＋

AlO2＋4H＝＝＝ Al3＋2H2O

―＋

3AlO2＋Al3＋6H2O＝＝＝ 4 Al(OH)3↓

3n4n2 NaOH(mol) NaAlO2、镁及其化合物间的相互转化关系 3、镁和铝的氧化物比较 MgO 共98页第17页

Al2O3 高三化学第一轮总复习

物质类型物理性质化学性质跟水反应跟酸反应跟碱反应＋＋碱性氧化物白色粉末，熔点高（2800℃）缓慢溶解于水生成Mg(OH)2 MgO＋H2O ＝＝＝ Mg(OH)2 MgO＋2H＝＝＝ Mg2＋H2O ＋＋两性氧化物白色固体，熔点高（2045℃）难溶于水 Al2O3 +6H＝＝＝ 2A l 3＋3H2O ＋＋不反应 Al2O3 +2OH＝＝＝ 2A O2＋3H2O －－4、Fe2与Fe3的相互转化＋

?Fe2的还原性：

＋＋－

2Fe2＋Cl2 ＝＝＝ 2Fe3＋2Cl 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝＝＝ 4Fe(OH)2

＋＋＋

12Fe2＋3O2＋6H2O＝＝＝ 4Fe(OH)3↓＋8Fe3（Fe2露置空气中，易被氧化）酸性条件下：

＋＋＋

4Fe2＋O2＋4H＝＝＝ 4 Fe3＋2H2O

＋＋＋

4Fe2＋H2O2＋2H＝＝＝ 2 Fe3＋2H2O

＋－＋＋＋

5Fe2＋MnO4＋8H＝＝＝ 5 Fe3＋4H2O＋Mn2

＋

?Fe3强氧化性

＋＋＋＋

一般氧化性：Cu2＜Fe3＜Ag Cl2＞Br2＞Fe3＞I2＞SO2＞S

＋＋＋

2Fe3＋Cu＝＝＝ 2 Fe2＋Cu2

＋＋

2Fe3＋Fe＝＝＝ 3 Fe2

＋－＋

2Fe3＋2I＝＝＝ 2 Fe2＋I2

＋－＋＋

2Fe3＋H2S＝＝＝ 2 Fe2＋S↓＋2 H

＋

Fe3水解显酸性：

＋＋

2Fe3＋3H2O Fe(OH)3＋3H

所以配制FeSO4溶液时常加入少量铁粉（或铁钉）防止氧化，配制Fe2(SO4)3时常加少量H2SO4，抑制水解。

5、金属冶炼的反应原理及方法

绝大部分金属在自然界中以化合态存在，金属冶炼的实质是用还原的方法使金属化合中的金属离子得到电子变成金属单质。由于金属的化学活泼性不同，金属离子得到电子还原成金属的能力也就不同，按金属活

＋＋

泼顺序对应金属阳离子氧化性K→Ag逐渐增强，金属冶炼也由难变易。一般有三种冶炼方法：

?热分解法：适合于冶炼金属活泼性较差的金属。如： 2HgO

△2Hg＋O2↑ 2Ag2O

△4Ag＋O2↑

?热还原法，用还原剂（CO、C、H2、Al等）还原金属氧化物，适合于金属活泼性介于Zn～Cu之间的大多数金属的冶炼。如 Fe2O3＋3CO2Al＋Cr2O3WO3＋3H2高温2Fe＋3CO2 2Cr＋Al2O3

高温高温W＋3H2O

?电解法：适合冶炼金属活泼性很强的金属（一般是在金属活泼顺序表中排在铝前边的

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金属）。如： 2Al2O3电解2Al＋3O2↑

电解MgCl2(熔融)

Mg＋Cl2↑

第三部分有机化学基础

(一)同系物和同分异构体

1、同位素、同素异形体、同系物、同分异构和同一种物质的比较同位素同素异形体同系物同分异构体同一种物质内涵质子数相同、中子数不同的核素（原子）互称为同位素比较的对象核素（原子）分子式结构电子排布相同，原子核结构不同性质物理性质不同、化学性质相同符号表示不同，如H、D、T 同一元素组成的不同单质，称这种元素的同素异形体结构相似，分子组成相差一个或若干个CH2原子团的有机物，互称为同系物分子式相同、结构不同的化合物互称为同分异构体单质元素符号表示相单质的组同，分子式可不同，成或结构如石墨与金刚石、不同 O2与O3 物理性质不同，化学性质相似有机化合物不同结构相似，物理性质不官能团类同，化学性质型与数目相似相同物理性质不同，化学性质不一定相同有机化合物相同不同分子式和结构式都相同的物质相同相同相同

(二)同分异构体的类型及其判定

类型：?碳链异构是指分子中碳原子之间的连接次序不同而产生的异构现象。 ?位置异构是指官能团或取代基在碳链或碳环上位置不同而产生的异构现象。

?官能团异构是指具有相同的化学式，但所含官能团不同的异构现象。包括以下几种：①环烷烃和烯烃；②二烯烃和炔烃；③醇和醚；④醛和酮；⑤羧酸和酯；⑥氨基酸与硝基化合物等。

判定：①分子式相同；②主碳链结构或官能团位置不同；③可以同类，也可以不同类；④联想空间结构

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(三)有机物的化学性质及推断 1、有机反应的重要条件

有机反应的条件往往是有机推断的突破口。

?能与NaOH反应的有：①卤代烃水解；②酯水解；③卤代烃醇溶液消去；④酸；⑤酚；⑥乙酸钠与NaOH制甲烷

?浓H2SO4条件：①醇消去；②醇成醚；③苯硝化；④酯化反应 ?稀H2SO4条件：①酯水解；②糖类水解；③蛋白质水解 ?Ni，加热：适用于所有加氢的加成反应 ?Fe：苯环的卤代 ?光照：烷烃光卤代

?醇、卤代烃消去的结构条件：β－C上有氢 ?醇氧化的结构条件：α－C上有氢 2、醇、酚、羧酸中羟基的活性比较羟基种类醇羟基酚羟基重要代表物 CH3CH2－OH HO与Na反应 √ √ 与NaOH反应 × √ 与Na2CO3反应 × √ 但不放出气体 O羧酸羟基 CH3－C－OH 3、有机物结构的推断

√ √ √ 放出CO2 有机物结构的推断主要依赖于：①实验现象；②有机物的性质；③计算等事实，更多的是由性质去推断。现列出一些性质与有机物结构的关系如下表：有机物性质 1、使溴水褪色 2、使酸性KMnO4溶液褪色 3、与Na反应放出H2 4、与Na2CO3 反应放出CO2 5、与新制Cu(OH)2 反应 6、与[Ag(NH3)2]反应 7、与H2加成 8、遇FeCl3显紫色 9、消去反应 10、连续4个C原子加Br原子 11、能水解 12、能酯化

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＋有机物可能有的结构 C＝C、－ C C －、－CHO 、酚 C＝C、－ C C －、－CHO、苯的同系物、某些醇 —OH、醇、酚、—COOH —COOH —COOH、—CHO —CHO（包括葡萄糖、果糖） C＝C、－－、－CHO、R—CO—R`、苯环 C C酚类醇或卤代烃（邻位有H）共轭二烯烃类卤代烃、酯、多糖、多肽、蛋白质、酰胺等有—OH或—COOH

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(四)烃及其衍生物的燃烧规律

1、烃CxHy完全燃烧的通式：CxHy＋(x+y/4) O2→xCO2＋y/2H2O 2、有机物每增加1个CH2多耗O2 1.5mol

3、若烃分子组成为CnH2n（或衍生物CnH2nO、CnH2nO2），完全燃烧时生成CO2和H2O的物质的量之比为1：1

4、若有机物在足量的氧气里完全燃烧、其燃烧所耗氧气物质的量（或体积）与生成CO2的物质的量（或体积）相等，则有机物分子组成中H、O原子个数比为2：1

5、烃燃烧时，决定消耗O2量的因素有：在等物质的量时，分子中碳原子数越多，O2消耗越多（芳烃有例外）。在等质量时，分子中每个碳原子分配的氢原子越多，O2消耗越多。 6、最简式相同的有机物，不论以任何比例混合，只要混合物的质量一定，它们完全燃烧后生成的CO2总量为常数。

7、不同的有机物完全燃烧时，若生成的CO2和H2O的质量比相同，则它们的分子中C、H原子个数比相同。

8、气态烃CxHy与O2混合后燃烧或爆炸，恢复原状态（100℃以上），1mol气态烃反应前后总体积变化情况是：

y＝4 总体积不变，△V＝0

y＜4 总体积减小，△V＝1－y/4 y＞4 总体积增加，△V＝y/4－1 (五)有机物分子组成通式的应用规律

1、最简式相同的有机物，无论多少种，以何种比例混合，混合物中元素质量比值相同。可用于质量比、质量分数的求算。提示：①含n个碳原子的饱和一元醛与含有2n个碳原子的饱和一元羧酸、酯具有相同的最简式。②含有n个碳原子的炔烃与含有3n个碳原子苯及其同系物具有相同的最简式。

2、具有相同的相对分子质量的有机物为：①含有n个碳原子的饱和一元醇或醚与含有(n－1)个碳原子的饱和一元羧酸或酯。②含有 n 个碳原子的烷烃与（n—1）个碳原子的饱和一元醛。

以上规律可用于有机物的推断。

3、由相对分子质量求有机物的分子式设烃的相对分子质量为M。

M得整数商和余数，商为可能的最大碳数，余数为最小的氢原子数。 1242例如某烃相对分子质量为42，则其分子式为：＝3??6，即：C3H6 。

12M?的余数为0或碳原子数≥6时，将碳原子数依次减少一个，每减少一个碳原子，就12?

增加12个氢原子，直到饱和为止。例：求相对分子质量为128的烃的分子式

128＝10??8分子式为C10H8或C9H20 。 12(六)葡萄糖（C6H12O6）

?结构简式：CH2OH(CHOH)4CHO，特点：多羟基醛。 ?物理性质：白色晶体，有甜味，能溶于水 ?化学性质：

①还原性：能发生银镜反应和与新制的Cu(OH)2反应

＋－

CH2OH(CHOH)4CHO＋2[Ag(NH3)2]＋2OH→CH2OH(CHOH)4COOH＋2Ag↓＋H2O＋

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4NH3

CH2OH(CHOH)4CHO＋2Cu(OH)2→CH2OH(CHOH)4COOH＋Cu2O↓＋2H2O ②加成反应：与H2加成生成已六醇 ③酯化反应：与酸发生酯化反应。 ④发酵反应：（制酒精） C6H12O6

?催化剂???2C2H5OH＋2CO2↑

⑤生理氧化：（供给热量） C6H12O6 ?2C2H5OH＋2CO2 ?制法：淀粉水解

??n C6H12O6 (C6H10O6)n＋nH2O??(淀粉) （葡萄糖）

?用途

作营养物质和还原剂。 (七)蛋白质

1、蛋白质的组成和结构：?蛋白质是由不同氨基酸按不同排列顺序相互结合而构成的高分子化合物。?蛋白质的成分里含有碳、氢、氧、氮、硫等元素。?蛋白质分子中含有未缩合的羧基和氨基。?蛋白质溶液是一种胶体。?酶是一种具有生物活性的蛋白质。 2、蛋白质的性质

?水解：天然蛋白质水解的最终产物是α—氨基酸。 ?两性：具有氨基酸的性质，能与酸和碱反应。 ?盐析：（钾、钠、铵）盐的浓溶液，可使蛋白质的溶解度降低，产生盐析。盐析是可逆过程，利用这一性质，可以分离和提纯蛋白质。

?变性：在加热、紫外线、X射线、强酸、强碱、重金属盐及一些有机化合物等条件都能使蛋白质产生凝聚的现象。变性是不可逆的，利用此性质可进行消毒，但也能引起中毒。 ?颜色反应：具有苯环结构的蛋白质遇浓HNO3变性，产生黄色不溶物。可用于鉴别蛋白质。

?灼烧气味：灼烧蛋白质产生烧焦羽毛的气味。可用于鉴别毛料、棉料与化纤。

催化剂第四部分化学实验

(一)化学实验常用仪器 1、可加热的仪器

?可直接加热的仪器。试管、坩埚、蒸发皿、石棉网、燃烧匙、玻璃棒、铂丝。 ?可间接加热（加垫石棉网加热、水浴加热等），但不能直接的仪器。烧杯、圆底烧瓶、平底烧瓶、蒸馏烧瓶、锥形瓶。 2、用于计量的仪器 ?测量物质质量的仪器

A、粗测托盘天平（有砝码、镊子与之配套）。

B、精测分析天平、电子天平（中学化学实验不作要求）。 ?测量液体体积的仪器 A、粗测量筒、量杯

B、精测滴定管（分酸式和碱式）、容量瓶（限用于配制一定体积浓度准确的溶液中）、移液管。

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?用于物质分离的主要玻璃仪器 ?分液分液漏斗、烧杯

?过滤过滤漏斗、滤纸、玻璃棒、烧杯

?液体蒸发蒸发皿（有玻璃质的，也有瓷质的）、玻璃棒、蒸馏烧瓶（必要时要配备温度计、冷凝管、牛角管）、酒精灯 4、物质储存仪器

?储存气体集气瓶、储气瓶

?储存固体广口试剂瓶，它又分为：无色玻璃瓶和棕色玻璃瓶；磨砂玻璃塞瓶和丝扣塑料塞瓶；塑料瓶；水槽。 (二)仪器的装配和拆卸

装配仪器时，首先要根据仪器装置图，选择合适的仪器和附件，然后进行仪器和附件的连接和全套仪器的总装配。操作规律为： 1、“先后”规律 ?“先下后上”：如制Cl2的发生装置组装顺序是：放铁架台→摆酒精灯→固定铁圈→放石棉网→固定圆底烧瓶。 ?“先左后上”：如制Cl2：发生装置→洗气装置→干燥装置→收集装置→尾气处理装置。 ?“先塞后定”：当被固定仪器上连有塞子时，应先塞好塞子，再行固定。 ?“先固后液”：当反应物既有固体又有液体时，应向反应器中先加入固体，后加入液体。 ?“先查后装”：先检查气密性，后装入药品和固定装置。 ?“先吸后干”：先将气体通过溶液吸收非水杂质，再行干燥。 ?“先组后燃”：先组装好整套装置并加入试剂，再点燃酒精灯。 ?“先撤后灭”：实验完毕后，应先从水中撤出导管，后熄灭酒精灯。 ?“先燃后灭”：有多个酒精灯的实验，开始应先点燃制气装置中的酒精灯，后点燃其他装置中的酒精灯，如用CO还原Fe2O3，应先点燃制CO的酒精灯，后点燃燃烧CO的酒精灯，再点燃热还原装置中的酒精灯，实验完毕后，应相反。 ?“先通氢、后点灯、先灭灯、后停氢”：即用H2还原CuO的操作顺序。 2、“进出”规律 ?“长进短出”：洗气瓶的安装。（或“深入浅出”） ?“短进长出”：量气瓶的安装 ?“粗进细出”：球形干燥管干燥气体时的安装。 ?“低进高出”：冷凝管中水流方向 3、性质实验和制备实验中操作顺序 ?做Fe丝（在O2中）、Cu丝（在Cl2中）、Mg（在CO2中）等燃烧实验时，应先在集气瓶中铺一层薄细沙或加入少量水，以防熔物炸裂瓶底。 ?制备胶体：如Fe(OH)3溶胶（沸水）

滴入FeCl3饱和溶液加热至沸；制硅酸溶胶应向过

量盐酸中加入水玻璃。

?苯的硝化，先加入浓硝酸，再加浓硫酸，冷却，滴入苯。

?配银氨溶液：向AgNO3溶液中滴入稀氨水，产生白色沉淀后继续加氨水到沉淀刚好消失。

(三)物质的分离与提纯

1、物质的分离与提纯的含义

物质的分离是指将混合物中的物质一一分开；物质的提纯是指将物质中的其他物质（也叫杂质）除去，得到较为纯净的物质。

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物质的提纯和分离应遵循以下几点：被提纯或分离物物质，最终不能再引入新的杂质（即除杂不加杂）；尽量不减少被提纯和分离的物质；采用的方法应尽量使被提纯和分离的物质跟其他物质易分离开；如果在分离操作中，被分离的物质转变为其他物质，应采用适当方法将其恢复为原物质，可记作：不增；不减；易分；复原。 2、物质的分离与提纯的常用方法。 ?过滤法

液体中混有不溶性固体物质时使用，要点：一角、二低、三接触。 ?蒸发法

将溶液中的溶剂蒸发掉，得到溶质的分离方法 ?结晶法

根据两种可溶性固体物质在同一溶剂中，其溶解度受温度影响大小的不同，将溶液蒸发溶剂或使高温饱和溶液降温得到一种晶体的方法，例如，分离NaCl和KNO3的混合物，结晶之后还要过滤。 ?萃取和分液法

分液是把两种不相混溶的液体分开的操作，使用的主要仪器是分液漏斗

萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂组成的溶液里提取出来的方法，应注意，萃取剂跟另一种溶剂的密度应相差较大且互不相溶，以利于静置时分层。 ?蒸馏法

把沸点不同的几种液体物质的混合物，通过控制温度加热再冷凝，先后得到一种或几种较纯净的物质的方法叫蒸馏，能先后得到几种分离产物的蒸馏又叫分馏，例如，石油的分馏。 ?渗析法

把混有离子或小分子杂质的胶体溶液装入半透膜的袋里，并把这个袋放在溶剂中，从而使离子或小分子从胶体溶液里分离出来的操作叫渗析。 ?升华法

固体混合物中有某种物质具有升华特性时，可用加热升华再凝华的方法加以分离，如NaCl中混有I2，就可用升华法分离。 ?洗气瓶内除杂法

此方法适应于气体的除杂，如将不干燥的H2通过洗气瓶中的浓H2SO4可除去H2O蒸气，将SO2、CO2的混合气体通过洗气瓶中的NaHCO3溶液可除去SO2等等，常用的洗气瓶为自制简易洗气瓶。 ?干燥管内的除杂法

此方法适用于气体的除杂，如将不干燥的CH4通过干燥管中的碱石灰可使CH4干燥，将CO2、O2的混合气体通过干燥管中的Na2O2可除去CO2等等。 ?直接加热法

混合物中混有热稳定性差的物质时，可直接加热，使热稳定性差的物质分解而分离出去，有时受热后转变为被提纯物质。例：食盐中混有氯化铵，氯化钾中混有氯酸钾，纯碱中混有小苏打等。

⑴高温管内转化法

该方法适合于气体的除杂，如将N2、O2的混和气体通过高温管中的Cu网时，可除去O2。 ⑵酸化法

即使杂质与酸反应而转化为非杂质成分或转化为易挥发的气体而除杂的方法。如向Na2CO3与NaHCO3的混合溶液中通入过量的CO2气体，可使Na2CO3转化为NaHCO3。 (四)化学实验设计与评价

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1、化学实验方案设计的基本要求

?科学性：所谓科学性是指实验原理、实验操作程序和方法必须正确。例如，鉴别Na2SO4和NaI，在试剂的选择上就不宜选用HNO3等具有氧化性的酸。在操作程序的设计上，应取少量固体先溶解，然后再取少量配成的溶液并再加入试剂，而不能将样品全部溶解或在溶解后的全部溶液中加入试剂。

?安全性：实验设计应尽量避免使用有毒药品和进行具有一定危险性的实验操作。

?可行性：实验设计应切实可行，所选用的化学药品、仪器、设备和方法等在中学现有的实验条件下能够得到满足。

?简约性：实验设计应尽可能简单易行，应采用简单的实验装置，用较少的实验步骤和实验药品，并能在较短的时间内完成实验。 2、化学实验设计的基本思路

?明确目的的原理：首先必须认真审题，明确实验的目的要求，弄清题目有哪些新的信息，综合已学过的知识，通过类比、迁移、分析，从而明确实验原理。

?选择仪器药品：根据实验的目的和原理以及反应物和生成物的性质、反应条件，如反应和生成物的状态、能否腐蚀仪器和橡皮、反应是否加热及温度是否控制在一定范围等，从而选择合理的化学仪器和药品。

?设计装置步骤：根据上述实验目的和原理，以及所选用的实验仪器和药品，设计出合理的实验装置和实验操作步骤，学生应具备识别和绘制典型的实验仪器装置图的能力，实验步骤应完整而又简明。

?记录现象数据：根据观察，全面准确地记录实验过程中的现象和数据。

?分析得出结论：根据实验观察的现象和记录的数据，通过分析、计算、图表、推理等处理，得出正确的结论。 3、评价确定最佳实验方案 ?优化思路

实验设计就是要求学生利用化学知识，设计实验完成预期目的。设计时一定要有目的性，设计周密、可行、优化的方案。

例如：如何以还原性铁粉为原料制备 Fe(OH)2，并观察它在空气中的氧化过程。应分为三步：

? Fe Fe2＋②Fe2(SO4)3①直接滴加①H2SO4

? Fe2＋ Fe(OH)2②长导管伸入①加热

? Fe(OH)2 Fe(OH)3 ②倾斜

＋

在?中，用②比①好，因过量铁防止 Fe2被氧化；因?中，应减少O2存在对Fe(OH)2生成的影响，最佳方案用刚好生成的FeSO4与NaOH反应，NaOH溶液应煮沸，且用长滴管伸入FeSO4溶液中。在?中应把试管倾斜使之与O2接触。反应环境的选择对设计也有影响。 ?优化药品

在均能达到实验目的的前提下，考虑用价格便宜的原料，提高经济效益。如MgCl2中含有FeCl2，如何除去？现提供信息如下：试剂漂液（含NaClO）双氧水（30%） NaOH Na2CO3 卤块（MgCl230%）共98页第25页

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25.2% 价格（元/吨）

前两者可除去Fe2，考虑价格应选用漂液。其次要考虑所加药品不能引进新的杂质，否则也不能达到实验目的要求。 ?优化装置

在设计装置中，要求仪器简单、操作方便、安全合理，突破思维定势，开发仪器功能。如洗气瓶的多种用途，组装一套简单的启普发生器等，需要学生在不违背仪器使用方法的前提下，大胆动脑，合理拓展思维，使实验设计方案在现有仪器前提下能得以实现。 ?优化实验顺序

① 仪器的安装顺序：先竖向：从下至上；后横向：从左至右 ② 装置图的连接：整套装置大体的连接顺序是：制取→除杂→干燥→主体实验→尾气处理。

而就单个装置的连接要注意：“五进五出”：气体的流向通常是左进右出；洗气瓶作洗气用时长（管）进短（管）出；洗气瓶作量气（制出的气体从洗气瓶中把压到量筒中）用时短（管）进长（管）出；干燥管干燥气体粗（端）进细（端）出；冷凝管用的水下进上出（逆流原理）。

③ 气体的干燥顺序：需收集的气体，经过系列洗气除杂后再干燥、收集，不能干燥后又洗

气。需要某气体进行加热反应（如CO、H2与CuO、Fe2O3的反应）时，先干燥再反应。 ④ 加热的先后顺序：同一实验中有几处需要加热时，通常先加热制气装置，待产生的气体

把系统内的空气排净后再加热反应的部分。停止加热时，先停反应的部分再停制气的部分，使产生的气体继续通一会儿使生成物冷却，防止又被氧化（如CO还原Fe2O3的实验）

⑤ 操作的一般顺序：程序设计→连接仪器→检查气密性→装入药品→实验及现象观察→装

置拆除→仪器清洗。 ?优化实验安全措施

为使实验安全可靠，要注意以下几个问题。 ① 有毒气体的尾气必须处理。通常将H2S、SO2、Cl2、HCl、NO2等用水或NaOH

溶液吸改，将CO点燃烧掉。

② 易燃气体如H2、CO、CH4、C2H4、C2H2等点燃这前必须要验纯。 ③ 用H2、CO还原CuO、Fe2O3等实验，应先通气，等体系内的空气排净后再加热，

若先加热后通气可能会发生爆炸事故。

④ 加热制取的气体用排气法收集完毕，应先将导气管移出水面，再熄灭酒精灯，

防止水倒吸入热试管而使试管破裂。

＋

450 2400 2100 600 310 共98页第26页

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基础知识点框架复习

一、物质的组成、性质和分类 1、物质的分类机械混合－混合物（多种化学组成）溶液：NaCl溶液等（d＜109m）（由不同种物质混合而成，各物质仍保持其原胶体：粒子胶体：AgI胶体、Fe(OH)3胶体三种分散系有性质）分子胶体：蛋白质、淀粉－－（109m＜d＜ 107m ）悬浊液：石灰水－浊液（d＞109m）乳浊液：敌敌畏乳液物质离子化合物化学键共价化合物不同络合物化合物强电解质（多元素）水溶液或熔电解质弱电解质融态导电性非电解质纯净物（单一化学组成）（由同种物质组成，具含碳与否有机化合物有固定组成、固定的熔沸点）无机化合物金属无机物单质非金属（单一元素）稀有气体非金属氢化物（常态的气态氢化物）不成盐氧化物：CO、NO等酸性氧化物：CO2、SiO2 等成盐氧化物碱性氧化物：Na2O、CaO等氧化物两性氧化物：Al2O3等过氧化物：Na2O2等根据组成性质化合物超氧化物：KO2等臭氧化物：RbO3等共98页第27页酸碱盐高三化学第一轮总复习

2、物质的组成

游离态单质直接构成元素化合态分子化合物直接构成原子得失电子离子直接构成

宏观（成份）微观（粒子）

分子—— 分子是保持物质化学性质的一种粒子原子—— 是化学变化中的最小粒子离子—— 带有电荷的原子（或原子团） —— 原子团各原子以共价键相结合，不易分开元素—— 具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称同位素—— 具有相同质子数和不同中子数的不同原子的互称同素异形体—— 同种元素组成的不同种单质同分异构体—— 同分子式、同化学组成、不同结构的有机物同系物—— 结构相似、组成上相差一个或若干个“—CH2”原子团的物质的互称。

金属与非金属的比较（偏旁部首分）金属状态固光泽有光泽无导电、导热性良好不具有延展性良好质脆、易碎（不绝对）非金属固、液、气 3、物质的变化物理变化：

化学变化（反应）：本质—— 旧化学键破坏，新的化学键形成

化合、分解、置换、复分解反应

基本反应类型：氧化还原反应、非氧化还原反应放热反应、吸热反应

4、酸、碱、盐的概念及分类

＋

?酸：在溶液中电离时阳离子全部是H的化合物

是否含氧含氧酸：H2SO4、HNO3等无氧酸：HCl、HBr等酸强酸：（完全电离）H2SO4、HNO3、HCl、HBr等电离程度中强酸：（部分电离） H2SO3、H3PO4等都是弱酸弱酸：（部分电离）HF、H2CO3、H2S等共98页第28页高三化学第一轮总复习

常见弱酸酸性顺序：H2SO3＞H3PO4＞HF＞CH3COOH＞H2CO3＞H2S＞HClO＞H2SiO3

氧化性酸：浓H2SO4、浓（稀）HNO3、HClO 非氧化性酸：稀H2SO4、盐酸、H3PO4 一元酸：HCl、HNO3、CH3COOH

二元酸：H2SO4、HOOC—COOH（乙二酸，又称草酸）多元酸：H3PO4 §酸的特殊性质

难挥发性酸：H2SO4、H3PO4 易挥发性酸：HCl、HNO3、H2S

易分解的酸：HClO、H2SO3、H2CO3、HNO3 还原性酸：H2S、浓HCl、HBr、HI、H2SO3 §下列弱酸不能使指示剂变色

OH 、H2SiO3、高级脂肪酸、HClO（漂白）

§酸的通性（以CH3COOH为例）

a、遇石蕊试液变红

b、 Cu(OH)2＋2CH3COOH＝(CH3COO)2Cu＋2H2O c、 CuO＋2CH3COOH＝(CH3COO)2Cu＋H2O d、 Zn＋2CH3COOH＝(CH3COO)2Zn＋H2↑

e、 NaHCO3＋CH3COOH＝CH3COONa＋H2O＋CO2↑

☆硝酸例外，不论是稀硝酸还是浓硝酸，金属是否活泼，硝酸与金属一般不放出氢气。

?碱——在溶液中电离时，阴离子全部是OH的化合物

可溶性碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、NH3·H2O 溶解性

OH－数目—

难溶性碱：Cu(OH)2、Fe(OH)3

强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2

碱

电离程度弱碱：NH3·H2O、Fe(OH)2 两性氢氧化物：Al(OH)3、Zn(OH)2 一元碱：NaOH 二元碱：Ca(OH)2 三元碱：Fe(OH)3

碱的通性：a、遇石蕊变蓝，遇酚酞变红

b、与酸性氧化物反应：SO2＋Ca(OH)2＝CaSO3↓＋H2O

SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O

c、Ca(OH)2＋2HCl＝CaCl2＋2H2O

d、Ca(OH)2＋Na2CO3＝CaCO3↓＋2NaOH

共98页第29页

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?盐：由金属离子（或NH＋4）和酸根离子构成的化合物

正盐：Na2CO3、Na3PO4、Ca3(PO4)2 酸式盐：NaHSO3、NaH2PO4、Na2HPO4 碱式盐：Cu2(OH)2CO3

复盐：KAl(SO4)3·12H2O、KCl·MgCl2·6H2O 络盐：Na3AlF6、[Fe(SCN)]Cl2

盐的通性：a、BaCO3＋2H＝Ba2＋H2O＋SO2↑

＋

b、MgCl2＋2NH3·H2O＝Mg(OH2↓＋2NH?4

Cu2＋SO24＋Ba＋2OH＝Cu(OH)2↓＋BaSO4↓

＋

－

c、CuSO4＋BaCl2＝BaSO4↓＋CuCl2 d、Zn＋CuSO4＝Cu＋ZnSO4

盐的特性：盐的水解

5、常见的既能与酸又能与碱反应的物质 ?金属：Al、Zn

?非金属：Si（Si ＋3HCl SiHCl3＋H2↑）

△△ S（3S＋6NaOH 2Na2S＋Na2SO3＋3H2O） ?两性氧化物：Al2O3、ZnO ?两性氢氧化物：Al(OH)3、Zn(OH)2

?弱酸的铵盐：(NH4)2S、(NH4)2SO3、CH3COONH4 ?弱酸的酸式盐：NaHCO3、NaHS、K2HPO4 ?还原性酸：H2S、HI

?强氧化性酸：浓H2SO4、HNO3

?个别的酸性氧化物：SiO2（SiO2＋4HF＝SiF4↑＋2H2O） ?一些盐类物质：Na2CO3、CuSO4、AgNO3 ⑴某些有机物： CH 2 － COOH COOH

－NH2 NH 2 、、

OH－NH2二、化学用语

?元素符号的意义：a、表示一种元素

b、表示这种元素的一个原子 c、表示这种元素的相对原子质量 ?离子符号和价标符号：

离子符号：Na、Ca2、SO4、ClO

＋

－

2? 价标符号： Na、S、Fe、Cl＋1 －2 ＋3 －1共98页第30页

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?化合价的含义、规律、应用

定义：一种元素一定数目的原子跟一定数目其他元素的原子化合的性质。

——化合价是元素的一种重要的性质。跟元素的原子结构有着非常密切的、直接的关系。 ——在化合物里，正负化合价的代数和为零。[单质分子里元素的化合价（规定）为零] ——对于二价元素与奇数价或偶数价元素化合时，化学式是不同的。n为奇数价，化学式为M2(SO4)n；若为偶数，其为M(SO4) ?电子式

····· ①原子的电子式： ·N·H·Mg·Cl····H ······2－＋＋2＋－·····＋［ O H ···］ ②离子的电子式：H、Na、Mg、 [ S ][ H N H ]············H

③区分共价化合物与离子化合物 → 重点与难点

n2※活泼金属与活泼非金属化合时，形成离子键，生成离子化合物。

··如： Na＋[ S ]··2－Na＋······－··Na＋［ Cl ］······2－··Mg2＋[ S ]····※同种或不同种非金属元素化合时，它们的原子之间形成共价键，生成共价单质或共

·····························HClClClO C OH O O H··N N价化合物。如 ·····························※金属和非金属组成的化合物也有可能是共价化合物。如AlCl3、FeCl3

······ S ·H S HH＋·＋·④表示形成过程： H·······5、原子（离子）结构示意图（或称原子、离子结构简图） Na＋11281Na＋＋11281O＋826O2－＋828

6、分子式、结构式、结构简式化学式——表示其物质组成的式子

化学式结构式 H－O—H H－O－O－H H HH－C＝C－HH－C C－H结构简式 CH2＝CH2 HC CH最简式 H2O HO CH2 氢氧化钠 NaOH 水双氧水乙烯 H2O H2O2 C2H4 乙炔 C2H2 CH 共98页第31页

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CCHHHHCHCC苯 C6H6 CH CH 7、中学阶段常用的方程式

※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。

理解：①原子个数守恒 ②化合价升降总数守恒 ③电荷守恒

§对这一定律的理解是进行化学计算的重要依据。也是常用的解题方法。运用守恒法解题可以简化解题步骤，快速解题。

?化学方程式：（依据客观事实，遵循质量守恒定律，注明反应条件及生成物为气体“↑”、沉淀“↓”等）

?热化学方程式：2H2(g)＋O2(g)＝2H2O(g)；△H＝－483.6kJ/mol ?离子方程式：理解离子方程式的意义（不一定反映本质）复习其书写方法（步骤）拆→强酸、强碱、可溶性盐 ?电离方程式：分清强、弱电解质

NaCl＝Na＋Cl BaSO4＝Ba2＋SO4

＋

－

＋

2?H3PO4

H＋H2PO?4

＋

?电极反应方程式：

a、分清类型（首先弄清是原电池，还是电解池） b、分清极称（搞清氧化——还原情况）三、化学中常用计量

1、相对原子质量的涵义及相关的说法

①定义：以12C原子的质量的 12 作为标准。其他原子的质量跟它相比较所得的数值。 ②相对原子质量、相对分子质量

2、物质的量：——国际单位制的基本物理量 ——衍生概念

①阿佛加德罗常数：12g12C中所含的碳原子数。NA为近似值，为6.02×1023 mol1

－

1②阿佛加德罗定律：同温同压下，同体积的任何气体都含有相同数目的分子。推论： V 1 ＝ n 1 1 ＝ M 1 M 1 ＝

V2n2??2M2M2nn12共98页第32页

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Nm n＝ n＝V n＝C·V（溶液）

N0MVm③物质的量计算：n＝

微粒数目MNA物质的量Vm质量气体体积（标准状况）溶液的体积（L）热量

④物质的量浓度、溶质质量分数、溶解度之间的关系：（以1升溶液做为基准） a%＝

s×100% （a＜s）

100＋　sa%＝

1000·?·a%CM×100% C＝

M100·?3、化学反应与能量

?掌握化学反应的四种基本定型：化合、分解、置换、复分解

?理解氧化还原反应。了解氧化剂和还原剂等概念。掌握重要氧化剂、还原剂之间的常见反应。能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目，并能配平反应方程式

?了解化学反应中的能量变化、吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热和中和热等概念。 ?氧化性、还原性强弱判断方法 a、根据反应条件来判断 b、根据反应的剧烈程度来判断

c、根据氧化还原反应的传递关系来判断（最可靠） d、根据化合价及还原产物（最不可靠） 4、金属活动性顺序在化学反应中的应用

※金属的化学性质与金属活动性的关系（附表见后）

?金属与酸反应：K Ca Na Mg A l Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au a、氢以前的金属能置换非氧化性酸中的氢：2Al＋3H2SO4＝Al2(SO4)3＋3H2↑ b、氢以后的金属不能跟非氧化酸反应。只能与强氧化性酸反应： 3Cu＋8HNO3（稀）＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O

c、氢以前的金属与氧化性酸反应的产物与金属活泼性、酸的浓度、温度等多种因素有关。 d、Fe、Al在冷、浓H2SO4、HNO3中钝化。 ?金属与盐溶液反应

a、除活泼金属（K、Ca、Na、Ba等），Na＋CuSO4＋H2O→

共98页第33页

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b、后面的金属可与前面金属发生非置换反应：

2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl2

c、其他情况：3Zn＋2FeCl3＋6H2O＝2Fe(OH)3↓＋3ZnCl2＋3H2↑ ?金属与水反应

a、K、Ca、Na遇冷水迅速放出H2（有O2存在，K发火） b、Mg在冷水中缓慢，在沸水中快 Al在冷水中不反应，在沸水反应微弱

c、Zn、Fe、Sn、Pb能在红热条件下与水蒸气反应，产生H2

△3Fe＋4H2O、Fe3O4＋4H2

e、氢以后金属不与H2O反应 f、金属活动顺序 K、Ca、Na 常温下与氢反应易被氧化常温能与水反应置换水中的氢与稀酸反应与盐反应存在状态 Mg、Al、Zn 常温能被氧化常温干燥空气中不被氧化加热被氧化不能被氧化 Fe、Sn、Pb H Cu、Hg、Ag Pt、Au 加热与水蒸气反应能置换水中的氢不能置换水中的氢能置换稀酸中的H＋与HNO3、浓H2SO4反应与王水反应前面的金属能把位于后面的金属从盐溶液中置换出来仅呈化合态溶、强化合态、游离态游离态碱热时分解溶、强不溶、加热分解、由难到易碳酸盐热时分解不溶、加热分解、由难到易硝酸盐冶炼方法失电子能力溶，加热分解，由难到易电解熔化物强→弱还原剂法加热法物理富集共98页第34页

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得最子能力（离子）弱→强 ?判断原电池的电极和电极反应式

相对活泼的金属作负术、失电子，发生氧化反应 ?判断电解时阳离子放电顺序 ——与金属活泼性顺序相反

Ag＞Fe3＞Hg2＞Cu2＞H＞Pb2＞Sn2＞Fe2＞Zn2＞(H)＞Al3＞Mg2＞Na

＋

?硝酸盐热分解

K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb Cu MNO2＋O2 MO＋NO2＋O2 ?判断金属原子还原性和金属离子氧化性强弱原理同?? 金属原子还原性 K 减弱 Au

金属离子氧化性 K+

增强

Ag+

?金属冶炼方法

a、K→Al：熔融电解（KCl＋Na 熔融 NaCl＋K）

b、Zn→Cu：用还原剂C、CO、H2或溶液电解 c、Hg→Ag：加热等 d、Pt、Au：物理方法 ?不溶性碱热稳定性

金属越活泼，其氢氧化物越不易分解 a、 Mg→Cu：酒精灯加热 b、 Ag、Hg：常温下分解 ?判断可溶性碱的强弱

金属越活泼（金属性越强），其氢氧化物碱性就越强 ⑴判断单质能否与O2反应及其产物 K→Na：常温下易被氧化 4Li ＋O2＝2Li2O Mg→Fe：常温下可氧化，加热时易被氧化 Sn→Ag：高温下能被氧化 Pt、Au：不能被氧化

⑵金属元素在自然界中的存在状态 K→Pb：化合态

Cu、Hg、Ag 化合态和游离态 Pt、Au：游离态 ⑶判断金属硫化物的颜色

共98页第35页

Hg Ag M＋NO2＋O2

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K2S→ZnS：白色或无色

FeS、PbS、CuS、Cu2S、HgS、Ag2S 黑色 ⑷金属氧化物的水化 K→Mg：能与水作用 Al→Ag：不作用四、溶液 1、学习目标： a、了解溶液的涵义

b、了解溶液的组成，理解溶液中溶质的质量分数的概念

c、了解饱和溶液、不饱和溶液的概念。了解溶液度的概念。了解温度对溶解度的影响及溶解度曲线

d、了解胶体的概念及重要性质的应用

e、初步了解结晶、结晶水、结晶不合物、风华、潮解的概念 2、四种分散系的比较

溶液、胶体、悬浊液、乳浊液

△比组成、分散质微粒状态及大小，主要特征及实例来认识和比较 △胶体的制取、分离、凝聚方法和性质

溶液中中分子或离子和胶体的胶粒分离

提纯分离 Fe(OH)3胶体、H2SiO3胶体、AgI胶体加入少量电解质溶液、加热、加相反电荷胶体丁达尔现象、布朗运动、电泳、胶体的稳定性3、溶液的组成及形成过程 a、溶液的组成：溶质和溶剂

——质量为真、体积为假（质量、密度） b、溶液的形成过程（物理——化学过程）

A、物理过程 B、化学过程

c、固体溶解性和溶解度的划分（20℃）

制备凝聚性质胶体

①易溶：S＞10g ②可溶：1g＜S＜10g

③微溶：0.01g＜S＜1g ④难溶：S＜0.01克 d、重要物质溶于水时的吸热、放热问题

吸热：绝大多数硝酸盐、铵盐、KNO3、NH4NO3 溶于水放热：NaOH、熟石灰、浓H2SO4 热量变化不大：NaCl、蔗糖

共98页第36页

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4、温度对溶解度的影响及溶解度曲线 a、固体的溶解度，一般随温度升高而增大 b、受温度变化影响较大：KNO3、CuSO4 c、受温度变化较小：NaCl d、随温度升高反而减小：Ca(OH)2

气体溶解度：在一定温度下（0℃），该气体（1个大气压）在1体积溶剂（水）中所溶解的最多体积数（L）。

△气体溶解度随温度升高而减小，随压强增大而增大 △溶解度曲线：正确理解溶解度曲线图中点、线、面的含义三点规律：①同一物质在不同温度时的溶解度； ②不同物质在同一温度时的溶解度； ③物质的溶解度受温度变化影响的大小。五、金属概论

1、金属在周期表中的位置和原子结构

易失去电子形成阳离子，具有还原性（只显正价）最外层电子数目少结构特点

电子层数较多，原子半径较大 2、金属的性质

a、物理性质：金属晶体 → 共性 → 个性解释

b、化学性质：金属活动性顺序的运用（见前） ——金属性的定义及其表现 3、金属冶炼

a、电解法：Na、Mg、Al等 2Al2O3Na3AlF64Al ＋3O2↑

b、还原法：Zn、Fe、Sn、Pb、Cu等（用C、CO、H2、Al还原）如：WO3＋3H2 TiCl4＋4Na△△△W＋3H2O 2CuO＋CTi ＋ 4NaCl

△2Cu＋CO2↑

c、加热法：Ag、Hg HgS＋O24、金属的锈蚀及防护

Hg＋SO2↑

a、锈蚀：①化学腐蚀——直接发生氧化还原反应 ②电化腐蚀——发生（电化学）原电池反应 b、防护：——消除电化腐蚀发生的条件六、非金属概论

共98页第37页

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1、非金属元素在周期表中的位置（右上角）

2、原子结构的特点：（最外层电子数越多，原子半径越小） 3、单质的物理性质

——分类解释，看属于哪类晶体 4、化学性质

a、氧化性（显负价） b、还原性（显正价） c、非金属性的定义及表现 5、制备方法

MnO2 a、热分解法：2KClO3 2KCl＋3O2↑

△ CH4

高温C＋2H2 Si＋2CO Si＋4HCl

b、还原法：SiO2＋2C

SiCl4＋2H2

高温高温c、氧化法：2KMnO4＋16HCl＝2MnCl2＋5Cl2↑＋2KCl＋8H2O 2Br ＋Cl2 ＝Br2＋Cl

－

e、电解法：2NaCl＋2H2O 2NaOH＋H2↑＋Cl2↑

电解MgCl2 Mg＋Cl2↑

熔融

电解

共98页第38页

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各章重要基础知识概要

一、卤素、氧化还原反应

HCl Cl2 HClO NaClO、Ca(ClO)2 氯元素转化关系图

Br2、I2、SCuCl2FeCl3Fe点燃FeCl2FeCl2FeFeOPCl3PCl5Ca(ClO)2O2P（点燃）Cl2NaClO水H2(点燃或光)MnO2(加热)HCl氨水CuOAl2O3CuCl2AlCl3[Ag(NH3)2]ClAg＋Cl2光照HClONaClAgNO3AgCl光照

Br2、I2都难溶于水，易溶于有机溶剂

?在水溶液中的颜色。Br2：黄色 I2：棕黄色

?在有机溶剂（苯、汽油、CCl4）中的颜色为。Br2：橙色或橙红色 I2：紫红色 CaF2 ＋H2SO4（浓）＝CaSO4＋2HF↑ 2F2＋2H2O＝4HF＋O2

　?　　KClO3＋6HCl（浓） KCl＋3Cl2↑＋3H2O

?(ClO3＋5Cl＋6H

－

＋

　 ?　　 3Cl↑＋3HO)

2KMnO4＋16HCl＝2KCl＋MnCl2＋5 Cl2↑＋8H2O

微热MnO2＋4NaCl＋4H2SO4（浓）3Cl2＋6KOH KClO3＋5KCl＋3H2O

Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O（吸收余氯）

2Cl2＋2Ca(OH)2＝CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O（制漂白粉）

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　?　　 MnCl2＋4NaHSO4＋Cl2↑＋2H2O

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漂白粉 [Ca(ClO)2是漂白粉的有效成分] Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3＋2HClO（漂白粉的使用原理） Cl2＋H2O＝HCl＋HClO（2HClOFeCl光 2HCl＋O2↑）

Cl2＋ 3 C6H5Cl ＋HCl 3Cl2＋

光 C6H6Cl6

强热2NaCl ＋H2SO4（浓）微热Na2SO4＋2HCl↑ NaHSO4＋HCl↑

NaCl＋H2SO4（浓）NaCl＋NaHSO4 Na2SO4 ＋HCl 2AgX光　?　　2Ag＋X2 （X＝Cl、Br、I）

实质：电子转移氧化还原反应标志：元素化合价的升降

氧化反应：物质失去电子的反应氧化剂：在反应中获得电子的物质氧化产物：被氧化得到的物质

强氧化剂＋强还原剂弱氧化剂＋弱还原剂（Cl2＋2KI＝2KCl＋I2）

二、物质的量反应热

物质的量：以摩尔为单位表示物质所含微粒多少的物理量国际单位制（SI制）的基本物理量摩尔：表示物质的量单位，某物质如果含有阿佛加德罗常数个微粒，这种物质的“物质的量”就是1mol

物质所含微粒数目＝物质的量 23　阿佛加德罗常数（6.02?10）　阿伏加德罗常数：0.012Kg 12C 所含碳原子数

阿伏加德罗定律：

同温同压下，同分子数目的气体具有相同的体积

推论1：1摩尔任何气体在相同的温度和压力下，占有相同的体积推论2：气体的体积比＝分子数目比＝物质的量之比

定义：在化学反应过程中吸收或放出的热量燃烧热：101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物放出

吸热反应：△H＞０的热量类型：

放热反应：△H＜０稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1molH2O时的反应热中和热：

反应热

表示方法：热化学方程式

共98页第40页

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单位：kJ/mol

如：CO(g)＋

1O2(g)＝CO2(g) △H＝－28.2kJ/mol 2意义：1mol CO和0.5molO2起反应生成CO2时，放出282.8kJ的热 ——所有的水解和电离过程都是吸热的 ——大多数的分解反应都是吸热的

——大多数的化合反应都是放热的。但也在例外应掌握：

H2(g)＋I2(g) 2HI(g) △H＞０

　放电　　 N2(g)＋O2(g ) 2NO(g) △H＞０ CO2(g)＋C(s) 2CO(g) △H＞０

重点记忆：C(s) ＋H2O(g) CO(g) ＋H2(g) △H＞０热化学方程式：表明反应放出或吸收热量的化学方程式注意：1、注明反应的温度和压强

2、反应热用符号“△H”表示，放热用“－”，吸热用“＋” 3、注明反应和生成物的状态

4、化学式前的化学计量数可以是整数，也可以是分数盖斯定律：化学反应不管一步完成，还是分几步完成，其反应热相同反应热与键能的关系：

键能：破坏1mol该键所吸收的能量或生成1mol该键所放出的能量反应热（△H）=生成物键能总和－反应物键能总和

　?　　　?　　　?　　三、氧族元素离子反应

H2S←S→SO2、SO3→H2SO3、H2SO4→Na2SO3、Na2SO4

硫及其化合物转化关系图

O2（点燃）浓H2SO4（加热）H2S①分解 ②不完全燃烧H2，（△）与品红化合（检验）SO2O2 V2O5△SO2（点燃）H2SSO3Na2SO4Ba2+BaSO4H+Cu2SFeSAl2S3HgSFeS2水CuSO4SO3HFeSFe2+Na2SNa2SO3BaSO3H2SO3O2 H2SO4苯

共98页第41页

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臭氧（O3）：O2的同素异形体，主要分布在距地面10—50km的臭氧层中。制备：3O2 2O3

性质：极强氧化剂，能漂白，能使KI淀粉试纸变蓝

　研磨　　2Ag＋S＝Ag2S（黑） Hg＋S HgS（黑）

　?　　　点燃　　2Cu＋S Cu2S 3S＋6KOH 2K2S＋K2SO3＋3H2O HgS（黑或红色）＋O2 Hg（蒸气）＋SO2 H2S＋H2SO4(浓)＝S↓＋SO2↑＋2H2O

H2S＋2FeCl3＝2FeCl2＋2HCl＋S↓ 2 H2S＋O2＋4Ag＝2H2O＋2Ag2S C＋2H2SO4(浓) CO2↑＋2SO2↑＋2H2O

2Na2SO3＋O2＝2Na2SO4 2H2SO3＋O2＝2H2SO4 SO2＋X2＋2H2O＝H2SO4＋2HCl （X2＝Cl2、Br2、I2）

+ ?2Fe3+＋SO2＋2H2O＝2Fe2+＋SO24＋4H

放电　?　　　?　　Na2SO3＋Cl2＋H2O＝Na2SO4＋2HCl

2?S2O3＋2H+＝S↓＋SO2↑＋H2O H2S＋H2SO4(浓)＝S↓＋SO2↑＋2H2O

2CaSO4·2H2O 2CaSO4·H2O＋3H2O Na2SO3＋S Na2S2O3

离子反应：在水溶液中进行的，有离子参加或有离子生成的反应。离子方程式书步骤：1、写；2、拆；3、删；4、查 ——关键是拆，拆的时候要三问，问：

a、是不是强酸？强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、HClO4等

b、是不是强碱？强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2（澄清溶液）等 c、是不是可溶性盐？钾钠铵和硝酸

盐酸盐，银（亚）汞铅

银亚汞，钙钡铅。——硫酸盐醋酸盐可溶

d、 ——除强酸、强碱、可溶性盐要拆外，其余的皆不拆

　?　　　?　　四、碱金属

Na→Na2O、Na2O2→NaOH→Na2CO3、NaHCO3

4Na＋O2＝2Na2O(白) 2Na＋O2 Na2O2(淡黄色) 2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑ 2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2 2NaOH＋2Al＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑ 2NaOH＋Si＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑ 2NaOH＋SiO2＝Na2SiO3＋H2O

共98页第42页

　?　　高三化学第一轮总复习

?Na2CO3 ＋CH4↑ NaOH＋CH3COONa ???NaOH＋NaHCO3＝Na2CO3＋H2O

2NaHCO3 Na2CO3＋CO2↑＋H2O Na2CO3＋Ca(OH)2 ＝CaCO3↓＋NaOH Na2CO3＋Ba(OH)2 ＝BaCO3↓＋2NaOH Na2CO3＋＋CO2＋H2O＝2NaHCO3 焰色反应：钠——黄色钾——浅紫色

CaO?　?　　

(一)元素周期律知识网络图

元素周期律具体表现形式随着原子序数或核电荷数的递增①原子结构呈周期性变化②原子半径呈周期性变化③元素的主要化合价呈周期性变化④元素的金属性与非金属性呈周期性变化编排依据①按原子序数递增的顺序从左到右排列排成一个横行排列原则②将电子层数相同的元素③把外层电子数相同的元素排成一个纵行周期（7个横行）①短周期（1、2、3周期）②长周期（4、5、6周期）③不完全周期（7周期）元素周期表结构①主族（ⅠA—ⅦA族共7个）族（18个纵行）②副族（ⅠB—ⅦB族共7个）③Ⅷ族（8、9、10纵行）④零族（稀有气体）原子半径金属性强弱判断标志?元素性质????主要化合价非金属性强弱判断标志性质递变同族元素金属性增强非金属性递减（从上至下）同周期元素金属性减弱非金属性递增（从左至右）(二)元素及其化合物知识点按下图格式联想复习

素素元原化化素推知子理解决定周????结????合????合联系共98页第43页质元构元类属通性特性用途高三化学第一轮总复习

五、物质结构元素周期律

1、原子结构

质子

原子核中子组成 A X Z核外电子

1 H（氕原子）例外 1质量数=原子的近似相对原子质量=质子数＋中子数 10电子微粒

分子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4 离子：N3-、O2-、F-、Na+、Mg2+、Al3+

?? +

OH-、NH 2、H3O、NH 418电子微粒：

分子：Ar、F2、HCl、H2S、PH3、H2O2、SiH4、N2H4、NH2－OH、CH3CH3、CH3OH、CH3F 离子：K+、Ca2+、Cl-、S2-、HS- 3、元素周期表、元素周期律

元素周期律：元素性质随着原子序数的递增，呈现周期性变化

原子半径

化合价元素的性质金属性、非金属性气态氢化物的稳定性等

最高价氧化物对应的水化物的酸性、碱性

——原子结构与元素在周期表中的位置关系规律 a、核外电子层数＝周期数

b、主族元素的最外层电子数＝族序数 c、质子数＝原子序数＝原子核外电子数

d、主族元素的最高正价＝族序数，负价的绝对值＝８－族序数 ——熟记稀有气体的原子序数

2He、10Ne、18Ar、36Kr、54Xe、86Rn

共98页第44页

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根据某元素原子与相近的稀有气体元素原子序数的差，可确定某位置（哪一族），反之亦然。

——元素性质、存在、用途的特殊性 ?形成化合物种类最多的元素；或单质是自然界中硬度最大的元素；或气态氢化物中氢的质量分数最大的元素——碳元素（C）

?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是——氮元素（N） ?地壳中含量最多的元素，或气态氢化物的沸点最高的元素是O ?地壳中含量最多的金属元素是Al

?最活泼的非金属，或无含氧酸的非金属元素为F ?最活泼的金属是Cs ?最强的酸为HClO4

?最易着火的非金属单质为P4

?最轻的单质为H2，最轻的金属为Li ?常温下呈液态的金属单质为汞（Hg） ⑴常温下呈液态的非金属单质为Br2 ⑵一般没有正价的元素为O、F ⑶没有负价的元素为金属元素

⑷最高价氧化物及其水化物显两性的元素有Be、Al、Zn ⑸常见的能形成同素异形体的元素有C、P、O、S

化学键

相邻原子间的强烈相互作用共价键的形成条件：

非金属元素原子的电子配对成键

——AlCl3、FeCl3、部分醋酸盐等中的化学键也属共价键

离子键的形成条件：活泼金属和活泼非金属通过得失电子形成离子键 ——共价键的键参数

1、键能：拆开1摩尔共价键所消耗的能量（kJ/mol）

键能越大，共价键越牢固，含有该键的分子越稳定 2、键长：成键原子的核间距

键长越短，键就越强，越牢固 3、键与键之间的夹角。

键角可反映分子的空间构型，可进一步帮助我们判断分子的极性。

——键角小结

分子 P4 H2S NH3 水键角 60° 略90° 107°18′ 104.5° 分子 CH2＝CH2 BF3 C6H6（苯）键角 120°

微粒（NH4+）甲烷 CC4 金刚石单晶硅 CO2 CS2 C2H2 109°28′ 180° ——sp3杂化 109°28′； sp2杂化 120° sp杂化 180° （此项还可帮助判断有机分子的原子是否共面）应掌握的极性分子、非极性分子

非极性分子的两种判据：中心原子化合价法和受力分析法

共98页第45页

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1、中心原子化合价法

组成为ABn型化合物（分子），若中心原子A的化合价等于族的序数，则该化合物的分子为非极性分子。如CH4、CCl4、SO3、PCl5等 2、受力分析法

若已知键角（或空间结构），可进行受力分析，合力为零者为非极性分子。

F　　　　　　FH　　　　　　H如O＝C＝O 等

　B　　C＝C

　FH　　　　　　H 双原子分子三原子分子四原子分子其它极性分子 HX、CO、NO?? H2O、H2S、NO2、SO2 NH3、H2O2 CH3CH2OH 非极性分子 Cl2、H2、O2、N2?? CO2、CS2 BF3、P4、C2H2、SO3 CH4、CCl4、SiF4?? C2H4、C6H6（苯）、汽油、PCl5 五原子分子 CH3Cl、CH2Cl2、CHCl3?? ——同位素（同质子数而不同中子数的同一元素的原子互称同位素） ①只有同位素原子才可标示质量数； ②许多元素都有同位素；

③同位素的化学性质几乎相同；

④自然界中（天然）各同位素占的原子百分含量一定

——物质的物理性质是各种晶体类型判别的最有力的判据

——对于组成和结构相似的物质，分子量越大，分子间作用力越大，物质的熔沸点越高。 ——极性相似者相溶。

六、氮族

NONaNOHNO2

NH4Cl←NH3←N2→ → 2 →

NO2HNO3KNO3

氮族元素知识网络

共98页第46页

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O2(催、△）Cu等（稀酸）O2 Cu(NO3)2AgNH4ClCa(OH)2 △HClNH3H2 △ P 催N2△NOO2 H2ONO2H2O①光(△)②Cu、C硝化甘油硝基苯TNTHNO3AgNO3△△NH4HCO3△水+[Ag(NH3)2]+AgNH3·H2O水Mg3N2N2O4NaNO3△O2

N2 ＋O2 2NO N2＋3Mg Mg3N2 4NH3＋5O2 4NO＋6H2O

△ 　点燃　　4NH3＋3O2（纯） 2N2＋6H2O 2NO＋O2＝2NO2 2NO2 NO＋NO2＋2NaOH＝2NaNO2＋H2O

NaNO3＋H2SO4（浓） NaHSO4＋HNO3↑ C＋4HNO3（浓） CO2↑＋4NO2↑＋2H2O S＋2HNO3（稀） H2SO4 ＋2NO↑ Ag+ ＋2NH3＝[Ag(NH3)2]+

Mg3N2＋6H2O＝3Mg(OH)2↓＋2NH3↑

硝酸盐的热解规律

　放电　　　点燃　　催化剂N2O4

3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO 4NO2＋O2＋2H2O＝4HNO3

　微热　　　　?　　　?　　 C?a N?a 　　Mg　 Al Zn Fe Sn Pb C?u Hg　　Ag K????????????????????????????????

PCl5 P P2O5 H3PO4 Ca3(PO4)23P（白磷）＋5HNO3＋2H2O 3H3PO4＋5NO ↑（制高纯度的磷酸）

MNO2＋O2MO＋NO2＋O2M＋NO2＋O2PCl3HPO3Ca(H2PO4)2　?　　　冷水　　P2O5＋H2O 2HPO3 P2O5＋3H2O 2H3PO4

Ca3(PO4)2＋2H2SO4＝Ca(H2PO4)2＋2 CaSO4 （普钙）

Ca3(PO4)2＋3H2SO4 2H3PO4＋3CaSO4（磷酸的工业制法，强酸制弱酸） Ca3(PO4)2＋4H3PO4＝3 Ca(H2PO4)2 （重钙）

11P(白磷)＋15CuSO4＋24H2O＝5Cu3P＋15H2SO4＋6H3PO4（此反应用于除去白磷的毒性） ——P2O5（实际上是P4O10）是白色粉末状固体，有很强的吸水性，在空气中很快潮解，是

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　热水　　　?　　高三化学第一轮总复习

一种很强的干燥剂。

——硝酸盐在高温、酸性环境条件下，表现出强氧化性。 a、黑火药反应：S＋2KNO3＋3C＝K2S↑＋3CO2↑＋N2↑

?b、 NO 3 、H+ 等效于HNO3

——强碱的磷酸盐溶液：正盐只是水解呈强碱性（如Na3PO4）

二氢盐即电离又水解，电离强于水解呈弱酸性（如NaH2PO4） ——一氢盐水解强于电离呈弱碱性（如Na2HPO4）

氧及其化合物相互关系

HH2O H2O2 表现还原性（跟KMnO4等反应）表现氧化性（跟亚铁盐、亚硫酸盐等反应）漂白作用（使品红、酚酞等褪色） O3 具有强氧化过氧化O2 跟多种单质反应生成氧化物氧化某些化合物如亚硫酸盐、亚铁盐、碘化物、苯酚

使多种物质燃烧硫及其化合物相互联系

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高三化学第一轮总复习

H2O、Cl2O2充足、点燃浓H2SO4、Cu（或C）△BaCl2Na2SCu2SFeSBaSO4NaHSO4H2SO2不足、点燃H2、△SO2点燃H2SSO2O2、催化剂SO3NaOHH2OH2SO4NaOHO2CuS

FeSNa2SO3Na2SO4H2SO4Na2SO3

七、碳族

CH4←C→CO、CO2→H2CO3→CaCO3→Ca(HCO3)2 SiH4←Si→SiO2→H2SiO3→Na2SiO3

碳、硅及化合物联系脉络

炼钢中硅铁脱氧跟NaOH反应（与Al、Al2O3比较）石英玻璃光导纤维硅酸盐化学式的变换新型无机材料：氮、硼等CaC2乙炔SiO2、FeOC、Mg性质、结构的比较SiO2硅酸盐制水泥制玻璃玻璃态物质CCOCO2CaCO3有机物C60金刚石石墨炼钢炼铁侯氏制碱法跟镁反应与苯酚钠反应氯气制漂白粉海水中提取镁炼铁中除铁渣

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高三化学第一轮总复习

CaSiO3CCO2Na2CO3NaHCO3SiCO点燃SiO2Na2SiO3H2SiO3CaCO3高温Ca(HCO3)2

CO＋H2 CO2＋H2

C＋O2

2C＋O2Si＋O2

{CO2 2C＋SiO2

点燃CO 3C＋Fe2O3

高温{Si＋2CO↑ C＋H2O(g) 2Fe＋3CO↑ CO＋H2O(g)

高温高温{△△点燃SiO2 Si＋2Cl2

高温SiCl4 C＋2S

高温CS2