高二化學會考復習學案

1、高二化學會考 復習學案 （一）、基本概念 基本原理一、物質的量重要概念：1.物質的量（n）： 。單位： 公式： 2.阿伏加德羅常數(shù)(NA ) ： ，近似值為 。3.摩爾質量（M）： 。單位 ： 公式： 4.氣體摩爾體積（Vm）： 。單位： 。 特定條件下（標準狀況） 。公式： 5.物質的量濃度（c）： 。 單位 ： 公式： 以物質的量為中心的相互轉化關系：物質的量(n)質量(m)粒子數(shù)(N)物質的量濃度(CB)×M÷M÷NA×NA×22.4÷22.4 標況×V液÷V液（單位：L）氣體體積(V)二、氧化還原反應1.有

2、關概念氧化還原反應的本質： 氧化還原反應的特征： 反應物 表現(xiàn)性質 變化過程 發(fā)生反應 所得產(chǎn)物氧化劑 氧化性 被還原 還原反應 還原產(chǎn)物（得電子）還原劑 還原性 被氧化 氧化反應 氧化產(chǎn)物（失電子）氧化還原同時發(fā)生，對立統(tǒng)一，得失電子數(shù)目相等，化合價升降相等常見的氧化劑：(1)活潑非金屬單質：Cl2、Br2、O2、O3等(2)含較高價態(tài)元素的化合物：濃H2SO4、HNO3， KClO3、KMnO4、K2Cr2O7；MnO2等(3)金屬性較弱的高價陽離子：Fe3+、Ag+等(4)過氧化物： Na2O2、H2O2等常見的還原劑：(1)活潑金屬單質：Na、Al、Zn、Fe等（2）某些非金屬單質：H

3、2、C、Si等（3）元素處于低化合價的氧化物：CO、SO2等（4）元素處于低化合價的酸：H2S、HI等（5）元素處于低化合價的鹽：FeSO4、Na2SO3等與四大基本反應類型的關系：影響氧化還原反應的因素：濃度、溫度、溶液酸堿性2.氧化還原反應的規(guī)律：(1)價態(tài)規(guī)律：同種元素具有多種價態(tài)時，最高價態(tài)的只有 性，最低價態(tài)的只有 性，處于中間價態(tài)的既有氧化性又有還原性。(2)強弱規(guī)律：氧化性：氧化劑 氧化產(chǎn)物。還原性：還原劑 還原產(chǎn)物。 (3)先后規(guī)律：濃度相差不大的溶液中，若同時含有幾種還原劑，加入的氧化劑首先與還原性相對強的還原劑反應。3.氧化性、還原性強弱的判定依據(jù)：(1)根據(jù)氧化還原方程式

4、判斷(2)化學反應條件判斷(3)根據(jù)金屬活動順序表判斷(4)根據(jù)元素周期表中判斷(5)根據(jù)化合價判斷(6)物質氧化性、還原性的強弱取決于得失電子的難易程度，而不是得失電子數(shù)目的多少三、離子反應常見題型：直接書寫離子反應方程式判斷離子方程式正誤判斷離子是否共存離子反應1本質：溶液中參加反應的離子的濃度迅速降低。2反應發(fā)生的條件：（1）生成難溶物質、難電離物質、氣體難溶物：AgX(除F)、CaCO3、BaSO4、BaSO3、FeS、CuS、Cu(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、H2SiO3、MnO2、CuO等難電離物質：弱酸：CH3COOH、H2CO3、H2S、HClO、H2SiO3、H

5、F、H2SO3、H3PO4、HCOOH等弱堿：NH3·H2O中性物質：H2O 氣體：CO2、SO2、NH3、H2、O2、N2、Cl2、CO等（2）符合氧化還原反應規(guī)律離子反應的類型：（1）溶液中進行的復分解反應（2）有離子參加的氧化還原反應離子方程式的書寫：寫-書寫正確的化學方程式。拆-可溶的強電解質拆為離子；單質、氧化物、弱酸、弱堿、沉淀、氣體、水不拆。刪-刪掉“=”前后相同數(shù)目的帶相同電荷電量的相同離子。查-原子守恒、電荷守恒、得失電子守恒（氧化還原反應）練習氫氧化鋇溶液和硫酸銅溶液混合 氫氧化鉀溶液和醋酸反應 氫氧化鋇溶液和硫酸銨溶液混合 碳酸鈣溶于鹽酸 鋁和燒堿反應氯氣溶于水

6、氯氣通入到氫氧化鈉溶液中 金屬鈉投入水中 向氫氧化鈉溶液中通入少量二氧化碳向氫氧化鈉溶液中通入過量的二氧化碳氣體 鐵與稀硫酸反應向氯化亞鐵溶液中通入氯氣*碳酸氫鈉溶液中加入少量氫氧化鈣溶液*硫酸氫鈉溶液與氫氧化鋇溶液混合顯堿性*硫酸氫鈉溶液與氫氧化鋇溶液混合顯中性*碳酸氫鈉溶液中加入過量氫氧化鈣溶液 *向溴化亞鐵溶液中通入過量氯氣*（18）碳酸氫銨與足量燒堿共熱判斷離子是否共存：（1）有難溶物生成：Ag+和Cl-、Ba2+和SO42-、Ca2+和CO32- 、Al3+和OH-、H+和AlO2-等（2）有難電離物質生成；：H+和OH-、CH3COO-、ClO-、F-；NH4+和OH-等（3）有氣

7、體生成：H+和HCO3-、CO32-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等（4）發(fā)生氧化還原反應：NO3-(H+)、MnO4-(H+)、ClO-、 Fe3+和S2-、 HS-、 I-、SO32-、Fe2+等*（5）發(fā)生雙鹽水解：Fe3+、Al3+和HCO3-、CO32-、AlO2-、S2-、HS-等（6）弱酸酸式根離子與H+和OH-都不共存：HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等注意分析題設條件： 酸堿性條件：酸性（H+）堿性（OH-）；給定pH = 7；指示劑的顏色；與Al生成氫氣；水電離的c（H+）等。顏色條件：無色溶液中不可能存在Cu2+、Fe2+、Fe3+、M

8、nO4-等有色離子。判斷離子方程式正誤方法：符合客觀事實 電子得失守恒 電荷守恒、質量守恒 注意反應物間的量比關系注意：落實前面的有關離子方程式。四、元素周期律和元素周期表1.原子結構(1)原子的定義和組成(2)構成原子三微粒的相互關系電量關系：質量關系：(3)一組概念的比較含義對象性質實例核素同位素同素異形體同分異構體2.分子結構(1)化學鍵離子鍵共價鍵形成過程成鍵微粒鍵的本質鍵的分類構成物質相對強弱(2)化學用語元素名稱和符號原子符號、離子符號和化學式原子和離子結構示意圖電子式、結構式練習：會正確書寫下列分子或物質的電子式：N2、HCl、Cl2、CO2、NH3、H2O、Na2O2、NaCl

9、、NaOH、HClO、CH4、C2H4。3.元素周期表(1)元素周期表的結構從原子結構的觀點看，元素周期表中同一橫行的短周期元素，其 相同， 不同；同一縱行的主族元素，其 相同， 不同。(2)周期表分 個周期，第1、2、3周期為 周期，元素種類依次為 。(3)元素周期表中有 個縱行，分為 個族，其中 個主族 個副族，還有 族和 族。除第一和第七周期外，每一周期的元素都是從 元素開始，以 結束。(2)元素周期表中的結構性質遞變同周期（左右）以第三周期為例同主族（上下）以A、A為例原子結構核電荷數(shù)最外層電子數(shù)電子層數(shù)原子半徑性質化合價元素的金屬性和非金屬性單質的氧化性還原性離子的氧化性還原性最高價

10、氧化物對應水化物的酸堿性氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性(3.)位-構-性之間的關系7金屬性判斷：半徑越大，失電子能力越強，金屬性越強； 與水或酸置換氫氣越容易，金屬性越強；最高價氧化物水化物堿性越強，金屬性越強； 單質還原性“強”置換“弱”原電池中負極金屬性強非金屬性判斷： 半徑越小，得電子能力越強，非金屬性越強；與氫氣反應越劇烈，生成氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強；最高價氧化物水化物酸性越強，非金屬性越強；單質氧化性“強”置換“弱”（二）、元素化合物金屬一、金屬概論 1、金屬元素在周期表中的位置及結構特征2、金屬的分類： 從密度分 從含量分 在冶金工業(yè)上分 3、合金的概念合金：兩種或兩種以上的 （或 ）熔合

11、而成的具有 的物質。合金屬于混合物。一般說來，熔點比各成分的金屬 ；合金的強度和硬度比各成分的金屬 。4、常見合金及主要用途鐵合金：生鐵、鋼鋁合金：硬鋁銅合金：黃銅和青銅5、金屬化學性質、冶煉方法與活動性順序的關系金屬活動性順序K Ca NaMg Al Zn Fe Sn Pb(H)CuHgAgPt Au金屬原子失去電子能力 金屬陽離子得電子能力 金屬單質與氧反應常溫極易得氧化物；加熱得過氧化物或超氧化物。常溫成膜，點燃劇烈反應。常溫與氧氣緩慢反應，高溫下Zn 、Fe燃燒，其余與氧迅速化合。難化合。其中Hg、Ag加熱緩慢反應，高溫分解。金屬活動性順序K Ca NaMg Al Zn Fe Sn P

12、b(H)CuHgAgPtAu金屬單質置換酸中的H+可置換非氧化性酸中的氫。不可以。金屬單質與鹽溶液反應首先與水反應，生成的堿與鹽發(fā)生復分解反應。一般是位于金屬活動性順序前邊的金屬能從鹽溶液中置換出后邊的金屬。氧化物跟水反應化合成堿MgO與水微弱化合。Al及其后面金屬的氧化物均不與水反應。氫氧化物的熱穩(wěn)定性穩(wěn)定受熱分解得到相應的氧化物和水。跟堿溶液反應Al冶煉方法（金屬礦物的開發(fā)利用）電解法（電解熔融鹽或氧化物）還原法（還原劑：C、CO、H2、Al）加熱法物理方法二、堿金屬 1、堿金屬包括 元素，它們的最外電子層上的電子數(shù)都是 ，在反應中很容易 ，因此它們都是非?；顫姷慕饘?。由于它們的氧化物的水

13、化物都是 ，又將它們統(tǒng)稱為堿金屬。2、將金屬鈉投入水中，觀察到的現(xiàn)象是：鈉 在水面上（鈉的密度比水?。?，很快熔成閃亮的小圓球（鈉與水反應 熱，鈉的熔點 ），四處游動，發(fā)出“嘶嘶”的響聲（反應中有 生成），滴加酚酞溶液變成 色（反應產(chǎn)生 物質）。3、鈉在自然界里不能以 態(tài)存在，只能以 態(tài)存在，這是因為 。4、由于鈉很容易與空氣中的 、 等物質反應，通常將鈉保存在 里，以使鈉與 、 等物質隔絕。5、鈉可以將鈦、鋯等金屬從它們的鹵化物中還原出來，這是由于鈉具有 性。6、碳酸鈉俗名 ，碳酸氫鈉俗名 ，兩種物質中 更易溶解與水。等物質的量的碳酸鈉與碳酸氫鈉分別與過量的鹽酸反應， 消耗的鹽酸多。7、堿金屬

14、元素的原子，隨著核電荷數(shù)的增多，它們的電子層數(shù)逐漸 ，原子半徑逐漸 ，原子核對最外層電子的引力逐漸 ，因此，堿金屬元素的原子失去最外層的電子的能力逐漸 ，也就是說，它們的金屬性逐漸 。堿金屬元素的密度逐漸 ，熔沸點逐漸 。8、堿金屬元素中金屬性最強的是 ，原子半徑最小的是 。19、鉀和鈉都是活潑金屬，鉀比鈉更 ，因為鉀的原子核外電子層數(shù)比鈉的 ，更容易 電子。10、鈉或 灼燒時火焰呈現(xiàn) 色，鉀或 灼燒時火焰呈現(xiàn) 色。觀察鉀的焰色反應的顏色需要透過 色的鈷玻璃，這是為了避免 的干擾。11、焰色反應所用的金屬鉑絲在使用前應先用 洗滌，再將鉑絲放在火焰上方灼燒，直至變成原色。12、碳酸氫鈉溶液中混有

15、少量碳酸鈉，除去的方法是 ；碳酸鈉中混有少量的碳酸氫鈉，除去的方法是 、 。Na2O與Na2O2的比較名稱氧化鈉過氧化鈉化學式及化合價類別電子式主要性質與H2O反應與CO2反應與酸反應生成條件用途Na2CO3與NaHCO3比較名 稱碳酸鈉碳酸氫鈉俗 名主要性質色態(tài)水溶性穩(wěn)定性與H+離子反應與堿反應Ca(OH)2鹽CaCl2Al2(SO4)3 主 要 用 途玻璃、造紙、制皂、洗滌發(fā)酵、醫(yī)藥、滅火器相 互 轉 化Na2CO3 NaHCO3二、鋁、鐵、鎂1、鋁位于 周期的 族。鋁是地殼里存在 的金屬元素，在參加化學反應時，鋁容易失去 成為陽離子。2、鋁的化學性質比較活潑，能與非金屬、酸和強堿反應。（

16、1） 與氧氣 （2） 與氯氣 （3） 與稀鹽酸（或稀硫酸） （4） 與氫氧化鈉溶液 （5） 與氧化鐵 （6） 鋁（或鐵）與濃硝酸（或濃硫酸）常溫下不反應是發(fā)生 現(xiàn)象。但加熱反應。3、氧化鋁和氫氧化鋁是 化合物，既能與 反應又能與 溶液反應，生成鹽和水。4、寫出下列化學反應方程式（溶液中的反應寫離子方程式）（1） 氧化鋁與鹽酸反應 （2） 氧化鋁與氫氧化鈉 （3） 氫氧化鋁與鹽酸反應 （4） 氫氧化鋁與氫氧化鈉 （5） 氫氧化鋁受熱分解 （6） 氯化鋁中加氨水（氫氧化鋁的制備） （7） 氯化鋁中逐滴加入氫氧化鈉 ； 。5、明礬化學式是 。明礬水解產(chǎn)生的膠狀的氫氧化鋁的吸附能力很強，可以吸附水里的

17、雜質，所以明礬常作 劑。寫出明礬的電離方程式 。6、鐵位于元素周期表第 周期第 族，在地殼中的含量僅次于 ， ， ，居第四位。在化學反應中容易失去 個電子形成亞鐵離子，也能失去 個電子形成鐵離子。7、寫出下列化學反應方程式（是離子反應的寫離子方程式）（1） 鐵與氯氣 （2） 鐵與硫 （3） 鐵與水反應 （4） 鐵與鹽酸 （5） 鐵與硫酸銅 （6） 鐵與氯化鐵 8、“鐵三角”的相互轉化 Fe Fe2+ Fe3+Fe Fe2+： H+、Cu2+、S、I2（ ）及Fe3+Fe Fe3+： Cl2、Br2、O2、HNO3、濃H2SO4、KMnO4（H+） （ ）Fe2+ Fe3+： Cl2、Br2、O

18、2、HNO3、濃H2SO4、KMnO4（H+）Fe3+ Fe2+： Fe、Cu、H2S、I-、SO2Fe3+ Fe：Zn（ ）9、Fe2+、Fe3+的檢驗Fe3+的檢驗方法一：方法二： Fe2+的檢驗10、鐵的氫氧化物氫氧化物氫氧化亞鐵Fe(OH)2氫氧化鐵Fe(OH)3物理性質化學性質11、復鹽： KAl（SO4）2的電離方程式： 。12、【小結】既能與強酸反應，又能與強堿反應的物質某些金屬 如Al；兩性氧化物 如Al2O3；兩性氫氧化物 如Al(OH)3；弱酸的酸式鹽 如NaHCO3；弱酸的銨鹽 如：(NH4)2S、(NH4)2CO3等。蛋白質、氨基酸13、鎂、鋁單質對比：MgAl周期表中

19、位置第 周期 族第 周期 族物理性質化學性質與非金屬反應O2Cl2N2與H20反應與氧化物反應與酸反應與堿反應用途（三）、元素化合物非金屬 一、非金屬單質的性質非金屬元素除 外，既有正化合價，又有負化合價，這就說明非金屬單質既有氧化性，又有還原性（除 外）。在周期表中 是一種有特殊位置的元素，除稀有氣體外，它位于周期表的最右、最上角，它的半徑最小、非金屬性最強。這就說明了非金屬元素在周期表中的位置和遞變規(guī)律。在周期表中，越往 、越往 半徑越小、得電子能力越 、非金屬性越 、單質氧化性越 ，表現(xiàn)為： 越易， 越穩(wěn)定、 越強、 越弱。非金屬在周期表 0族中的位置： H He B C N O F N

20、e Si P S Cl Ar As Se Br Ke Te I Xe At*氧化區(qū)元素： ，在化學反應中，它們的單質主要表現(xiàn) 性。*還原區(qū)元素： ，在化學反應中，它們的單質主要表現(xiàn) 性。*氧化還原區(qū)元素： ，在化學反應中，遇到氧化區(qū)元素，表現(xiàn) 性；遇到還原區(qū)元素，表現(xiàn) 性。 非金屬活動性順序為：F2、Cl2、O2、Br2、I2、S1、 非金屬單質與金屬反應氧化性O2與Na 常溫加熱時O2與Al 常溫、加熱、點燃（純氧中）時的反應O2與Fe 點燃（純氧中）時在潮濕空氣中的電化學反應 *O2與Cu在上述兩種情況下的反應。（銅綠的生成）iCl2、Br2與可變價金屬Fe的反應iiI2、S與可變價金屬F

21、e、Cu的反應iiiN2與活潑金屬金屬Mg的反應通過i iii 反應，判斷氧化劑強弱的方法之一，即可以通過 來判斷。2、非金屬單質與非金屬反應（1）F2、O2、Cl2、N2、Br2、I2、S與H2反應，表現(xiàn)氧化性，反應條件越容易，生成的氫化物的穩(wěn)定性 說明非金屬性的 。氮氣與氫氣反應方程式： （2）N2、C、Si、S、H2、P與O2反應表現(xiàn)還原性氮氣與氧氣反應方程式： 3、非金屬單質與氫化物反應酸性（HF、HCl、HBr、HI、H2S），堿性（ ），除 HF外都有還原性（表現(xiàn)在非金屬陰離子）及氧化性（表現(xiàn)在氫離子）。（1）非金屬單質氧化非金屬氫化物、非金屬單質之間的置換（同時表現(xiàn)了非金屬單質氧

22、化性強弱和非金屬氫化物還原性強弱）。氟氣與水 氯氣與氫硫酸 類似反應： Cl2+NaBr Cl2+Na2S I2+Na2S 氯氣檢驗： (2) 非金屬單質被氫化物氧化（非金屬單質作還原劑）C+H2O(g) CO+H2(煤的氣化)4、與堿反應氯氣的尾氣吸收 制漂白粉 5、與其它具有還原性的物質反應（離子方程式）氯氣與氯化亞鐵 氯氣與二氧化硫在水溶液中的反應 Cl2+Na2SO3+H2O= Na2SO4+2HCl（Br2I2）（除去工業(yè)廢水中的氯氣）少量Cl2與溴化亞鐵 足量Cl2與溴化亞鐵 二、氫化物的性質H2O、HF、HCl、HBr、HI、H2S、NH31、氧化性見一、3（2）鐵與水蒸汽反應

23、2、還原性略見一、3（1）3、氫化物水溶液的酸、堿性 酸性：HF、HCl、HBr、HI、H2S 堿性：NH3：與水反應、與酸反應三、氧化物的性質重點研究：SO2、SO3、NO、NO2、CO2、CO、SiO2、H2O1、酸性： Cl2O7、N2O3、N2O5、SO2、SO3、SiO2、（NO2）（1）與水反應：Cl2O、Cl2O7、N2O3、N2O5、SO2、SO3、SiO2、CO2是酸性氧化物，即對應酸的酸酐，除SiO2 難溶于水、不與水反應外，其它都能與水反應，生成對應酸。NO2能與水反應，但不是硝酸的酸酐。SO2、NO2是形成酸雨的主要氣體：與水反應方程方式：SO2 NO2 （2）與堿、堿

24、性氧化物反應SO2、CO2用量比不同，可以生成兩種鹽。SO2、CO2氣體通入澄清石灰水中，都是先生成沉淀，當SO2、CO2過量時又溶解。 SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O(腐蝕玻璃) 2、氧化性：6NO2+8NH3 =7 N2+12H2O 、6NO+4NH3 =5 N2+6H2O2NO+ 2CO= 2CO2+N2（汽車尾氣的處理）、2H2S+SO2=2H2O+3SSiO2+2CSi+2CO(工業(yè)制取晶體硅)、CO2+C2COCO、NO、NO2 、SO2 、SO3都是大氣污染物，空氣中SO2 、NO、NO2主要來自石油產(chǎn)品和煤燃燒、汽車尾氣以及制硝酸工廠的廢氣。其中空氣中的NO2是造

25、成光化學煙霧的主要因素。CO、NO能與人體血紅蛋白結合，使人中毒。3、還原性2NO + O2 = 2NO2 2SO2+O22SO3（2H2SO3+O2=2 H2SO4、2Na2SO3+O2=2 Na2SO4。）（四）非金屬含氧酸的性質 1、硝酸的化學性質（1）酸性：具有酸的通性（2）濃、稀硝酸都具有很強的氧化性銅 與濃硝酸反應 銅 與稀硝酸反應 （3）有關硝酸化學性質需注意的幾個問題 下，鐵、鋁遇濃硝酸發(fā)生 。試管壁上的Cu或Ag應用 洗去；溶液酸堿性對NO3-性質的影響在溶液中NO3-幾乎與所有離子能大量共存，但注意，當溶液的酸性較強時可形成硝酸溶液，具有還原性的某些離子則不能與其大量共存，

26、如NO3-、H+、Fe2+中任意兩者能大量共存，但三者混合則不能大量共存。即：NO3-在中性或堿性溶液中不表現(xiàn)氧化性，而在酸性溶液中表現(xiàn)強氧化性。2、硫酸的化學性質稀硫酸具有強酸性，能與指示劑、金屬、堿、堿性氧化物、鹽等物質發(fā)生反應。濃硫酸還具有吸水性、脫水性、強氧化性等特性。稀硫酸能與活潑金屬反應產(chǎn)生氫氣，而 的濃硫酸遇鐵、鋁等金屬發(fā)生 ，熱的濃硫酸具有較強的氧化性，可將許多金屬、非金屬及某些還原性化合物氧化。銅與濃硫酸的反應 碳與濃硫酸的反應 （五）幾種重要的鹽1、銨鹽銨鹽都是 溶于水的 （填化合物類型），銨鹽均可與堿溶液共熱反應生成 ，離子方程式 。 檢驗溶液中有無NH 4+的方法是 。

27、 (NH4)2CO3、NH4HCO3、(NH4)2SO3、NH4HSO3、(NH4)2S、NH4HS等弱酸的銨鹽，既可與堿反應，又可與酸反應銨鹽受熱 分解。銨鹽的分解規(guī)律是：(1)有不穩(wěn)定性且無氧化性酸生成的銨鹽，如：NH4HCO3 (2)有揮發(fā)性但無氧化性酸生成的銨鹽，如：NH4Cl (冷卻相遇： ) 2、硅酸鹽制玻璃的反應原理： 3、硫酸鹽SO42的檢驗 Ag干擾：用BaCl2 溶液或鹽酸酸化時防止Ag干擾，因為AgCl=AgCl。CO32、SO32、PO43干擾：因為BaCO3、BaSO3、Ba3(PO4)2也是白色沉淀。與BaSO4白色沉淀所不同的是，這些沉淀溶于強酸中。因此檢驗SO42時，必須用酸酸化。如：BaCO32H=H2OCO2Ba2但不能用硝酸酸化，同理所用鋇鹽也不能是Ba(NO3)2溶液，因為在酸性條件下SO32、HSO3、SO2等會被溶液中的NO3氧化為SO42，從而可使檢驗得出錯誤的結論。4、碳酸正鹽與酸式鹽性質比較 在水中溶解性：正鹽除 等易溶于水外，其余都難溶于水