高考完全化學(xué)復(fù)習(xí)整理(綜合版)

1、、化學(xué)知識(shí)體系網(wǎng)絡(luò)高考完全化學(xué)復(fù)習(xí)整理（綜合版）必須掌握的化學(xué)思想與化學(xué)方法1、 整體性原則：學(xué)會(huì)從整體出發(fā)，全面考慮問題；2、 守恒意識(shí)： 三大守恒內(nèi)容：質(zhì)量守恒；電荷守恒；得失電子守恒3、平衡意識(shí)：勒夏特列原理適用于一切平衡體系（化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡等）4、合理性原則 要學(xué)會(huì)運(yùn)用常識(shí)、常理解題，要學(xué)會(huì)識(shí)別社會(huì)常理。杜絕不合邏輯的常識(shí)性錯(cuò)誤5、綠色化學(xué)思想 原子經(jīng)濟(jì)性；杜絕污染源6、組成分析 組合與拆分；反應(yīng)物、生成物的分子組成變化7、特征反應(yīng)（關(guān)注典型反應(yīng)） 解決問題的突破口；題眼、關(guān)鍵字8、具體化可使問題意外地簡(jiǎn)單第一部分基本概念與基本理論（一）物質(zhì)的組成1、分子和由分

2、子構(gòu)成的物質(zhì)分子是構(gòu)成物質(zhì)的一種能獨(dú)立存在的微粒，它保持著這種物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)分子有一定的大小和質(zhì)量；分子間有一定距離；分子在不停地運(yùn)動(dòng)著（物理變化是分子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)改變的結(jié)果）；分子間有分子間作用（范德華力）。由分子構(gòu)成的物質(zhì)（在固態(tài)時(shí)為分子晶體）。一些非金屬單質(zhì)（如H2、。2、Cl2、S、惰性氣體等）；氣態(tài)氫化物；酸酊（SiO2除外）；酸類和大多數(shù)有機(jī)物等。2、原子和由原子構(gòu)成的物質(zhì)原子是參加化學(xué)變化的最小微粒?；瘜W(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是原子的拆分和化合，是原子運(yùn)動(dòng)形態(tài)的變化原子有一定的種類、大小和質(zhì)量；由原子構(gòu)成的物質(zhì)中原子間也有一定間隔；原子不停地運(yùn)動(dòng)著；原子間有一定的作用力。由原子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時(shí)

3、為原子晶體）。金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅（SiC）等。3、離子和由離子構(gòu)成的物質(zhì)離子是帶有電荷的原子或原子團(tuán)。帶正電荷的陽離子如Na+、Fe3H30+、NH4+、Ag（NH3）2+等；帶負(fù)電荷的陰離子如Cl、S2、OH、SO42、Fe（CN）63等。由離子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時(shí)為離子晶體）。絕大多數(shù)鹽類（A1C13等除外）；強(qiáng)堿類和低價(jià)金屬氧化物等是由陽離子和陰離子構(gòu)成的化合物?！咀⒁狻侩x子和原子的區(qū)別和聯(lián)系：離子和原子在結(jié)構(gòu)（電子排布、電性、半徑）和性質(zhì)（顏色，對(duì)是物質(zhì)的不同反應(yīng)情況，氧化性或還原性等）上均不相同。得ne-工彳#ne-陽離子、一失ne二一原子、陰離子（簡(jiǎn)單陽、陰離子）失ne

4、-（二）物質(zhì)的分類1、元素元素是具有相同核電荷數(shù)（即質(zhì)子數(shù)）的同一類原子的總稱（元素的種類是由核電荷數(shù)或質(zhì)子數(shù)決定的）。人們把具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子叫做核素,同一元素的不同可用以下兩條線掌握概念比較物理變化化學(xué)變化概念沒有生成其他物質(zhì)的變化生成了其他物質(zhì)的變化實(shí)質(zhì)只是分子（原子或離子）間距離變化 （聚集狀態(tài)），分子組成、性質(zhì)不變 分子種類不變分子種類變化，原子重新組合， 但 原子種類、數(shù)目不變伴隨現(xiàn) 象物質(zhì)形狀、狀態(tài)改變放熱、發(fā)光、變色、放出氣體、生 成沉淀等范圍蒸發(fā)、冷凝、熔化、液化、汽化、升 華、變形等分解、化合、置換、復(fù)分解、燃燒、 風(fēng)化、脫水、氧化、還原等區(qū)別無新

5、物質(zhì)生成有新物質(zhì)生成相互關(guān) 系化學(xué)變化中同時(shí)發(fā)生物理變化、物理變化中不一定有化學(xué)變化與性質(zhì) 的關(guān)系物質(zhì)的性質(zhì)決定物質(zhì)的變化，物質(zhì)的變化反映物質(zhì)的性質(zhì)核素之間互稱為同位素。元素存在狀態(tài)游離態(tài)在單質(zhì)中的元素由同種元素形成的不同單質(zhì)一一同素異形體，常有下列三種形成方式：丁組成分子的原子個(gè)數(shù)不同：如。2、。3；白磷（P4）和紅磷等'晶體晶格的原子排列方式不同：如金剛石和石墨晶體晶格的分子排列方式不同：如正交硫和單斜硫化合態(tài)的元素在化合物中的元素【注意】元素和原子的區(qū)別，可從概念、含義、應(yīng)用范圍等方面加以區(qū)別。（三）物質(zhì)的性質(zhì)和變化物理變化和化學(xué)變化的比較（四）氧化還原反應(yīng)1、氧化還原反應(yīng)的特征

6、：元素化合價(jià)有無升降，這是判斷是否是氧化還原反應(yīng)的依據(jù)。2、氧化還原反應(yīng)各概念間的關(guān)系1升失3還3還亨氧號(hào)氧<元素化合原子失去物質(zhì)是還原劑具元素被還原劑的產(chǎn)物I價(jià)升高電子還原劑有還原性氧化是氧化產(chǎn)物Y元素化合原子得到物質(zhì)是價(jià)降低 電子 氧化劑氧化劑具元素被氧化劑的產(chǎn)物有氧化性還原是還原產(chǎn)物3、物質(zhì)有無氧化性或還原性及其強(qiáng)弱的判斷物質(zhì)有無氧化性或還原性的判斷元素為最高價(jià)態(tài)時(shí)，只具有氧化性，如Fe3+、H2SO4分子中+6價(jià)硫元素；元素為最低價(jià)態(tài)只具有還原性，如Fe、S2一等；元素處于中間價(jià)態(tài)既有氧化性又具有還原性，如Fe2+、SO2、S等。物質(zhì)氧化性或還原性相對(duì)強(qiáng)弱的判斷由元素的金屬性或非

7、金屬性比較金屬陽離子的氧化性隨單質(zhì)還原性的增強(qiáng)而減弱，如下列四種陽離子的氧化性由強(qiáng)到弱的順序是：Ag>Cu2+>Al3+>Ko非金屬陰離子的還原性隨單質(zhì)氧化性的增強(qiáng)而減弱，如下列四種鹵素離子還原性由強(qiáng)到弱的順序是：I>Br>Cl>Fo由反應(yīng)條件的難易比較不同氧化劑與同一還原劑反應(yīng)，反應(yīng)條件越易，氧化性越強(qiáng)。如F2和H2混合在暗處就能劇烈化合而爆炸，而%與H2需在不斷加熱的情況下才能緩慢化合，因而F2的氧化性比I2強(qiáng)。不同還原劑與同一氧化劑反應(yīng)，反應(yīng)條件越易，還原性越強(qiáng)，如有兩種金屬M(fèi)和N均能與水反應(yīng)，M在常溫下能與水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣，而N需在高溫下才能與水蒸氣反

8、應(yīng)，由此判斷M的還原性比N強(qiáng)。由氧化還原反應(yīng)方向比較還原劑A+氧化劑B3氧化產(chǎn)物a+還原產(chǎn)物b,則:氧化，性：B>a還原，性：A>b如：由2Fe2+Br2=2Fe3+2Br可知氧化性：Br2>Fe3+;還原性：Fe2+>Br當(dāng)不同的還原劑與同一氧化劑反應(yīng)時(shí)，可根據(jù)氧化劑被還原的程度不同來判斷還原劑還原性的強(qiáng)弱。一般規(guī)律是氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性越強(qiáng)。同理當(dāng)不同氧化劑與同一還原劑反應(yīng)時(shí)，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強(qiáng)。如氯氣、硫兩種氧化劑分別與同一還原劑鐵起反應(yīng)，氯氣可把鐵氧化為FeCl3,而硫只能把鐵氧化為FeS,由此說明氯氣的氧化性比硫強(qiáng)。

9、【注意】還原性的強(qiáng)弱是指物質(zhì)失電子能力的強(qiáng)弱，與失電子數(shù)目無關(guān)。如Na的還原性弓!于Al,而Na>Na,Al-出>Al3+,Al失電子數(shù)比Na多。同理，氧化性的強(qiáng)弱是指物質(zhì)得電子能力的強(qiáng)弱，與得電子數(shù)目無關(guān)。如氧化性F2>O2,則F2二2F,。2竺+2O2,。2得電子數(shù)比F2多。4、 氧化還原方程式配平原理：氧化劑所含元素的化合價(jià)降低（或得電子）的數(shù)值與還原劑所含元素的化合價(jià)升高（或失電子）的數(shù)值相等。步驟I:寫出反應(yīng)物和生成物的分子式，并列出發(fā)生氧化還原反應(yīng)元素的化合價(jià)（簡(jiǎn)稱標(biāo)價(jià)態(tài)）步驟口：分別列出元素化合價(jià)升高數(shù)值（或失電子數(shù)）與元素化合價(jià)降低數(shù)值（或得電子數(shù)）。（簡(jiǎn)稱定

10、得失）步驟W:求化合價(jià)升降值（或得失電子數(shù)目）的最小公倍數(shù)。配平氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物的系數(shù)。步驟IV:用觀察法配平其他物質(zhì)的系數(shù)。（五）離子反應(yīng)1、離子反應(yīng)發(fā)生條件離子反應(yīng)發(fā)生條件（即為離子在溶液中不能大量共存的原因）：離子間發(fā)生復(fù)分解反應(yīng) 有沉淀生成。不溶于水的化合物可依據(jù)書后物質(zhì)的溶解性表判斷，還有以下物質(zhì)不溶于水：CaF2、CaC2O4（草酸鈣）等。 有氣體生成。如CO32+2H+=CO2T十心0 有弱電解質(zhì)生成。如弱堿NH3-H2O；弱酸HF、HClO、H2S、H3P04等；還有水、（CH3COO）2Pb、Ag（NH3）21、Fe（SCN）2+等難電離的物質(zhì)生成。離子間發(fā)

11、生氧化還原反應(yīng)：如：Fe3+與1一在溶液中不能共存，2Fe3+2I=2Fe2+l2S2>SO32，H十三種離子在溶液中不能共存，2S2+SO32+6H+=3SJ+3H20等2、書寫離子方程式應(yīng)注意的問題沒有自由移動(dòng)離子參加的反應(yīng)，不能寫離子方程式。如：Cu+HzS04（濃）；NH4CI（固）+Ca（0H）2；C+H#04（濃）反應(yīng)；NaCl（固）+HzS04（濃），均因無自由移動(dòng)離子參加反應(yīng)，故不可寫離子方程式。有離子生成的反應(yīng)可以寫離子方程式，如鈉和水、銅和濃硫酸、S02通入漠水里、碳酸鈣溶于乙酸等。單質(zhì)、氧化物在離子方程式中一律寫成化學(xué)式。如：$02和NaOH溶液反應(yīng)：S02+20H

12、=S032+H2?；騍02+0H=HS03酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆開寫。如NaHCO3溶液和稀鹽酸反應(yīng)：HCO3+H+=H2O+CO2T操作順序或反應(yīng)物相對(duì)量不同時(shí)離子方程式不同。例如Ca（0H）2中通入少量C02,離子方程式為：Ca2+2OH+C02=CaCO3J+H20；Ca（OH）2中通入過量C02，離子方程式為：OH+C02=HCO3。對(duì)于生成物是易溶于水的氣體，要特別注意反應(yīng)條件。如NaOH溶液和NH4CI溶液的反應(yīng)，當(dāng)濃度不大，又不加熱時(shí)，離子方程式為：NH4+OH=NH3-”O(jiān)；當(dāng)為濃溶液，又加熱時(shí)離子方程式為：NH4+OH一NH3+H2O對(duì)微溶物（通常指CaSO4、

13、Ca（OH）2、Ag2sO4、MgCO3等）要根據(jù)實(shí)際情況來判斷。當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于溶液狀態(tài)時(shí)，應(yīng)寫成離子，如鹽酸加入澄清石灰水：H+OH=Hq；當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于濁液或固態(tài)時(shí)，應(yīng)寫化學(xué)式，如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca（OH）2+CO32=CaCO3+2OH一；在生成物中有微溶物析出時(shí)，微溶物用化學(xué)式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag+SO42=Ag2SO4對(duì)于中強(qiáng)酸（H3PO4、H2SO3等）在離子方程式中寫化學(xué)式。具有強(qiáng)氧化性的微粒與強(qiáng)還原性微粒相遇時(shí)，首先要考慮氧化一一還原反應(yīng)，不能只簡(jiǎn)單地考慮復(fù)分解反應(yīng)。3、離子在溶液中不能大量共存幾種情況H.與所有弱酸

14、陰離子和OH不能大量共存，因生成弱電解質(zhì)（弱酸）和水。OH與所有弱堿陽離子、H+、弱酸的酸式酸根離子不能大量共存，因生成弱堿、弱酸鹽和水。能發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)生成弱電解質(zhì)、沉淀和氣體者不能大量共存。能發(fā)生氧化還原反應(yīng)的離子不能大量共存，如Fe3+與S2,Fe"與NO3（H）,片一與SO32（H）等。某些弱酸根與弱堿根不能大量共存，如S2>HCO3,Al。？、CO32與Fe*、Al3+等不共存。發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)的離子不能大量共存，如Fe3+與SCN>Ag+與NH3”0。A產(chǎn)與Al02、NH4+與Al02、NH4+與SiO32不能大量共存。注意有色離子（有時(shí)作為試題附加條件）：Cu2

15、+（藍(lán)色）、Fe3+（棕黃色）、Mn04（紫色）、Fe（SCN）2+（紅色）等。（六）化學(xué)反應(yīng)中的能量變化1、熱化學(xué)方程式概念：表明反應(yīng)所放出或吸收熱量的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式。書寫熱化學(xué)方程式時(shí)注意事項(xiàng)。4H寫在方程式右邊或下邊，兩者之間用“；”隔開，放出熱量H為“”，吸收熱量H為“十”。要注明反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)。固體用符號(hào)符號(hào)“s”表示、液體用符號(hào)"r表示，氣體用符號(hào)“g”表示。熱化學(xué)方程各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)表示物質(zhì)的量的多少，因此，它可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。對(duì)于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)，H也不同。2、反應(yīng)熱的有關(guān)計(jì)算反應(yīng)熱=物質(zhì)的量x1mol物質(zhì)反應(yīng)吸收或放

16、出的熱反應(yīng)熱=反應(yīng)物的總鍵能生成物的總鍵能根據(jù)蓋斯定律：如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱相同。某種物質(zhì)的狀態(tài)或晶型不同會(huì)引起反應(yīng)熱的差異，根據(jù)蓋斯定律，可將熱化學(xué)方程式進(jìn)行“加減”后，根據(jù)反應(yīng)過程的反應(yīng)熱比較其大小。物質(zhì)的量不同引起的反應(yīng)熱差異，可根據(jù)反應(yīng)熱的物質(zhì)的量之間的正比例關(guān)系比較。（七）物質(zhì)的量1、物質(zhì)的量及其單位摩爾（mol）物質(zhì)的量是七個(gè)基本的物理量之一。它的物理意義是含一定數(shù)目粒子的集體，符號(hào)為no物質(zhì)的量的單位為摩爾，簡(jiǎn)稱摩，符號(hào)為mok物質(zhì)的量和摩爾的關(guān)系正如時(shí)間和秒、長(zhǎng)度和米、電流和安培的關(guān)系，不能混用。使用物質(zhì)的量及其單位時(shí)的注

17、意事項(xiàng)“物質(zhì)的量”四個(gè)字是一個(gè)整體，不能拆開，如“時(shí)間”拆開表明的意義也就變了。寫成“物質(zhì)的質(zhì)量”、“物質(zhì)量”、“物質(zhì)的數(shù)量”也都不對(duì)。不能理解為物質(zhì)的數(shù)量或質(zhì)量。摩爾是用來表示微觀粒子（原子、分子、離子、質(zhì)子、中子、電子等）或它們特定組合的物質(zhì)的量的單位，它不能用來表示宏觀物體，如不能說1mol蘋果等。使用摩爾時(shí)，應(yīng)注明粒子的化學(xué)式，而不能用該粒子的中文名稱。目的是避免指代不清引起混淆。例如：使用1mol氧就會(huì)含義不清，究竟是指1mol0還是1mol02呢?2、阿伏加德羅定律及其重要推論決定物質(zhì)體積大小的因素（1mol）1摩固體、液體體積不同，因?yàn)楣腆w、液體里分子、原子、離子間距離小，其體積

18、主要決定于構(gòu)成物質(zhì)的這些微粒的直徑大小，而不同的分子、原子、離子的直徑大小不同，因而所占體積不同。氣體分子間距離較大，氣體體積主要取決于分子間的平均距離，而這平均距離又主要取決于氣體的壓強(qiáng)與溫度，因此當(dāng)溫度、壓強(qiáng)相同時(shí)，氣體分子間平均距離大致相同，其所占體積相同。阿伏加德羅定律：在相同溫度、壓強(qiáng)下，同體積的氣體中含有相同分子數(shù)定義中的“四個(gè)同”，如有“三個(gè)同”成立，第四個(gè)“同”才能成立。3、阿伏加德羅定律推論：同溫、同壓：V1=ni_NiV2n2N2同溫、Pl同體積：P1:niNiP2n2N2同溫、同壓、等質(zhì)量：Vi=M2:-P2.V2M1P1同溫、同壓、同體積：mi=Mi=衛(wèi)m2M2P2（八

19、）溶液和膠體膠體定義分散質(zhì)微粒的直徑大小在109-107m之間的分散系叫膠體。膠體的類型氣溶膠：煙、云、霧。液溶膠：AgI水溶膠、Fe（0H）3等。固溶膠：煙水晶、有色玻璃等。滲析因膠體粒子不能透過半透膜，所以把混有離子或分子雜質(zhì)的膠體裝入半透膜的袋里，并把此袋放在溶劑中，從而使離子或分子從膠體溶液里分離的操作叫做滲析，常用于精制某些膠體。膠體的制備方法物理分散法：把難溶于水的物質(zhì)顆粒分散成1nm100nm的膠粒溶于水，如研磨分散法?；瘜W(xué)凝聚法：通過復(fù)分解反應(yīng)使產(chǎn)物分子逐步凝聚為膠體。如：AgNO3+KI=AgI（膠體）+KNO3FeCl3+3H2OFe（0H）3（膠體）+3HCl等等膠體的性

20、質(zhì)丁達(dá)爾效應(yīng)：讓光線透過膠體時(shí)由于膠體微粒對(duì)光線有散射作用，所以從入射光的垂直方向（或從側(cè)面）可以看到一道光的“通路”，此現(xiàn)象叫丁達(dá)爾現(xiàn)象。溶液無此現(xiàn)象，用此法可鑒別膠體和溶液。布朗運(yùn)動(dòng)：在膠體里由于分散劑分子從各個(gè)方向撞擊膠體微粒而形成的不停的、無秩序的運(yùn)動(dòng)叫布朗運(yùn)動(dòng)。電泳：在外加電場(chǎng)的作用下膠體里的微粒在分散劑里向陰極或陽極做定向移動(dòng)的現(xiàn)象叫做電泳。電泳證明了膠粒帶電荷，常用于分離膠?；蛱峒兡z體。聚沉：在一定條件下，使膠粒聚集成較大的顆粒形成沉淀，從分散劑里析出的過程叫膠體聚沉，其方法有：a、加熱；b、加入強(qiáng)電解質(zhì)溶液；c、加入帶相反電荷的另一種膠體。O幾點(diǎn)說明膠體的電荷是指膠體中膠體微粒

21、帶有的電荷，而不是膠體帶電荷，整個(gè)膠體是電中性的。分子膠體微粒大都不帶電，如淀粉溶液。書寫膠體制備的反應(yīng)方程式時(shí)生成的不溶物質(zhì)不寫符號(hào)，這是因?yàn)槟z粒帶同種電荷相互排斥，沒有凝集成大顆粒而沉淀下來。制備Fe（OH）3膠體溶液是向沸水中滴加FeCl3飽和溶液。其離子方程式為：3+Fe+3H2O=Fe（OH）3（膠體）+3H制備AgI膠體是將810滴0.01mol/L的AgNO3溶液滴入10mL0.01mol/L的KI溶液中（濃度不能大，否則要產(chǎn)生AgI沉淀）電解質(zhì)溶液聚沉作用大小除和電解質(zhì)溶液及電解質(zhì)離子本性有關(guān)外，一般是：離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，聚沉能力越大。如使帶負(fù)電荷膠粒聚沉的陽離子

22、Al3+>Fe3+o使帶正電荷膠粒聚沉的陰離子能力Fe（CN）64>Fe（CN）63，但淀粉膠體微粒因不吸附離子而不帶電荷，所以加入少量電解質(zhì)不凝聚，也無電泳現(xiàn)象。（九）原子組成與結(jié)構(gòu)1、常見等電子體核外電子總數(shù)為2個(gè)的粒子：He、H，LiBe2+。核外電子總數(shù)為10個(gè)的粒子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4（分子類）；Na+、Mg2+、Al3+、NH；、H3o+（陽離子類）；N3、O2、F、OH、NH2（陰離子類）。核外電子總數(shù)為18個(gè)電子的粒子：Ar、HCl、H2S、PH3、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4、CH3NH2、NH2OH、CH3F（分子類），K+、C

23、a2+、（陽離子類）；P3、S2、Cl（陰離子類）。2、元素、核素、同位素的比較（十）元素周期表中的主要變化規(guī)律項(xiàng)目同周期（左右）同主族（上一下）原子結(jié)構(gòu)核外荷數(shù)逐漸增加增加電子層數(shù)相同增多原子半徑逐漸增小逐漸增大最外層電子數(shù)逐漸增多相等性質(zhì)化合價(jià)最高正價(jià)由十1-十7;負(fù)價(jià)數(shù)=族序數(shù)8最高正價(jià)、負(fù)價(jià)數(shù)相同，最高正價(jià)=族序數(shù)元素的金屬性和非金屬性金屬性逐漸減弱、非金屬性逐漸增強(qiáng)金屬性逐漸增強(qiáng)、非金屬性逐漸減弱單質(zhì)的氧化性、還原性還原性減弱、氧化性增強(qiáng)氧化性減弱、還原性增強(qiáng)最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸堿性堿性減弱、酸性增強(qiáng)酸性減弱、堿性增強(qiáng)氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性漸增漸減（十一）化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)1、非極性

24、分子和極性分子非極性分子：分子中正負(fù)電荷中心重合，從整體來看電荷分布是均勻的，對(duì)稱的。這樣的分子為非極性分子。當(dāng)分子中各鍵均為非極性鍵時(shí)，分子是非極性分子。當(dāng)一個(gè)分子中各個(gè)鍵都相同，均為極性鍵，但該分子的構(gòu)型是對(duì)稱的，則分子內(nèi)正負(fù)電荷中心可以重合。這樣的分子是非極性分子，如ch4、CO2?？傊菢O性分子中不一定只含非極性鍵。極性分子：分子中正負(fù)電荷中心不能重合，從整個(gè)分子來看，電荷的分布是不均勻的、不對(duì)稱的。這樣的分子為極性分子，以極性鍵結(jié)合的雙原子分子，必為極性分子，以極性鍵結(jié)合的多原子分子，若分子的構(gòu)型不完全對(duì)稱，則分子內(nèi)正負(fù)電荷必然不重合，則為極性分子?？傊?，極性分子中必定會(huì)有極性鍵。

25、但含有極性鍵的分子不一定是極性分子。常見分子的構(gòu)型及分子極性判斷ABn型分子極性的經(jīng)驗(yàn)規(guī)律元素核素同位素概念具有一定核電荷數(shù)（質(zhì)子數(shù)）的同類原子的總稱具有相同數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的原子或同一元素的不同核素范圍宏觀概念，對(duì)同類原子而言，既有游離態(tài)又有化合態(tài)微觀概念，對(duì)某種元素的一種原子而言微觀概念，對(duì)某種元素的原子而言。因同位素的存在而使原子種類多于元素種類特性主要通過形成的單質(zhì)或化合的來體現(xiàn)不同的核素可能質(zhì)子數(shù)相同或中子數(shù)相同，或質(zhì)量數(shù)相同，或各類數(shù)均不相同同位素質(zhì)量數(shù)不同，化學(xué)性質(zhì)相同；天然同位素所占原子百分含量一般不變；同位素構(gòu)成的化合物如H

26、2O、D2O、T2O物理性質(zhì)不同，但化學(xué)性質(zhì)相同實(shí)例H、O1224H、D、T;6C、12Mg不同核素H、T、D為H的三種同位素若中心原子A的化合價(jià)的絕對(duì)值等于該元素所在的主族序數(shù)則為非極性分子，若不等則為極性分子。如BH3、BF3、CH4、CC14、CO2、CS2、PCI5、SO3等均為非極性分子，NH3、PH3、P©3、H2O、H2SSO2等均為極性分子。ABn分子內(nèi)中心原子A若有孤對(duì)電子（未參與成鍵的電子對(duì)）則分子為極性分子，若無孤對(duì)電子則為非極性分子。2、化學(xué)鍵與物質(zhì)類別關(guān)系規(guī)律只含非極性共價(jià)鍵的物質(zhì)：同種非金屬元素構(gòu)成的單質(zhì)，如I2、h2、p4、金剛石、晶體硅等。只含有極性共

27、價(jià)鍵的物質(zhì)：一般是不同非金屬元素構(gòu)成的共價(jià)化合物。如CCl4、NH3、SiOz、CS2等。既有極性鍵又有非極性鍵的物質(zhì)：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6（苯）等只含有離子鍵的物質(zhì)：活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等既有離子鍵又有非極性鍵的物質(zhì)，如Na2o2、Na2sx、CaC2等由離子鍵、共價(jià)鍵、配位鍵構(gòu)成的物質(zhì)，如NH4cl等無化學(xué)鍵的物質(zhì)：稀有氣體(單原子分子)。(十二)化學(xué)平衡1、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素內(nèi)因(決定因素)化學(xué)反應(yīng)速率是由參加反應(yīng)的物質(zhì)的性質(zhì)決定的。外因(影響因素)濃度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率加快

28、。注意：增加固體物質(zhì)或純液體的量，因其濃度是個(gè)定值，故不影響反應(yīng)速率(不考慮表面積的影響)。壓強(qiáng)：對(duì)于有氣體參加的反應(yīng)，當(dāng)其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，氣體的體積減小，濃度增大，反應(yīng)速率加快。注意：由于壓強(qiáng)對(duì)固體、液體的體積幾乎無影響，因此，對(duì)無氣體參加的反應(yīng)，壓強(qiáng)對(duì)反應(yīng)速率的影響可忽略不計(jì)。溫度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，升高溫度，反應(yīng)速率加快。一般來說，溫度每升高10C,反應(yīng)速率增大到原來的24倍。催化劑：催化劑有正負(fù)之分。使用正催化劑，反應(yīng)速率顯著增大；使用負(fù)催化劑，反應(yīng)速率顯著減慢。不特別指明時(shí)，指的是正催化劑。2、外界條件同時(shí)對(duì)V正、V逆的影響增大反應(yīng)物濃度，V正急劇增大，V逆逐漸增大；減小反應(yīng)

29、物的濃度，V正急劇減小，V逆逐漸減小加壓對(duì)有氣體參加或生成的可逆反應(yīng)，V正、V逆均增大，氣體分子數(shù)大的一側(cè)增大的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)增大的倍數(shù)；降壓V正、V逆均減小，氣體分子數(shù)大的一側(cè)減小的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)減小的倍數(shù)。升溫，V正、V逆一般均加快，吸熱反應(yīng)增大的倍數(shù)大于放熱反應(yīng)增加的倍數(shù)；降溫，V正、V逆一般均減小，吸熱反應(yīng)減小的倍數(shù)大于放熱反應(yīng)減小的倍數(shù)。加催化劑可同倍地改變V正、V逆3、可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的標(biāo)志VF=V逆，如對(duì)反應(yīng)mA(g)+nB(g)，pC(g)生成A的速率與消耗A的速率相等。生成A的速率與消耗B的速率之比為m：no生成B的速率與生成C的速率之比為n：p。

30、各組成成分的量保持不變這些量包括：各組成成分的物質(zhì)的量、體積、濃度、體積分?jǐn)?shù)、物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)、反應(yīng)的轉(zhuǎn)化率等?；旌象w系的某些總量保持不變對(duì)于反應(yīng)前后氣體體積發(fā)生變化的可逆反應(yīng)，混合氣體的總壓強(qiáng)、總體積、總物質(zhì)的量及體系平均相對(duì)分子質(zhì)量、密度等不變。(十三)電離平衡1、水的電離和溶液的pH計(jì)算水的電離水是極弱的電解質(zhì)，純水中存在著電離平衡，其電離方程式為：2Ha,Hq+OH,通常簡(jiǎn)寫成出0'、H+OH,25c時(shí),c(H)=c(OH)=1x107molL二水的離子積常數(shù)KwKw=c(H)c(OH),25c時(shí)，Kw=1X1。14。Kw的意義Kw是一個(gè)很重要的常數(shù)，它反映了一定溫度下的水中H+濃

31、度和OH一濃度之間的關(guān)系。改變條件對(duì)水的電離平衡的影響變X化變,平衡移動(dòng)方向c(H.)的變化c(OH)的變化c(H)與c(OH-)的關(guān)系Kw溶液的性質(zhì)升高溫度向右增大增大c(H)=c(OH)增大中性加入少量H2SO4向左增大減小c(H)>c(OH)不變酸性加入少量NaOH向左減小增大c(H)<c(OH)不變堿性有關(guān)pH計(jì)算的主要題型及計(jì)算方法根據(jù)pH=-lgc(H),因此計(jì)算溶液的pH的關(guān)鍵是計(jì)算溶液中H+的濃度。常見的題型有：有關(guān)酸堿溶液稀釋后pH的計(jì)算a、酸稀釋后，先求稀釋后c(H),再求pH;堿稀釋后，先求稀釋后c(OH),根據(jù)Kw=c(H)-c(OH),求出c(H),最后再

32、求pHob、一定濃度的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液用水稀釋10a倍體積，溶液中c(H)或c(OH)也被稀釋到同樣倍數(shù)，濃度變?yōu)樵瓉淼?/10%則溶液的pH將增大或減小a個(gè)單位。c、一定濃度的弱酸或弱堿用水稀釋10a倍體積，由于電離程度增大，使得c(H)或c(OH-)減小的不到1/10a,因此pH增大或減小不到a個(gè)單位。d、稀酸、稀堿無限稀釋后，因水的電離已是影響pH的主要因素，因此pH接近于7。即稀酸無限稀釋后，pH不可能大于7,弱堿無限稀釋后pH不可能小于7。有關(guān)酸堿混合pH的計(jì)算a、兩種強(qiáng)酸混合，先計(jì)算混合后c(H),再計(jì)算pH?；旌虾驝l(H+)Vl+C2(H+)V2C(H+尸Vl+V2b、兩種強(qiáng)堿混

33、合，先計(jì)算混合后c(OH),然后計(jì)算c(H),最后計(jì)算pH。混合后C(OH )=Ci(OH)Vi+C2(0H)V2Vi+V2C(H+尸就、pH=1gc(H)oc、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合后，要發(fā)生酸堿中和反應(yīng)，因此需判斷后再計(jì)算若n(H)=n(OH),酸堿恰好完全反應(yīng)，則pH=7;若n(H)>n(OH),則酸過量，先求反應(yīng)后溶液中c(H),再計(jì)算pH,止匕時(shí)pH<7若n(H)<n(OH),則堿過量，先求反應(yīng)后溶液中c(OH),再求出c(H),然后計(jì)算pH,此時(shí)pH>72、鹽類水解方程式的書寫方法由于鹽類水解與酸堿中和互為可逆過程，所以鹽類水解一般不徹底，書寫離子反應(yīng)方程式時(shí)，只能

34、用“三”，而不能用“=”，生成的不溶物不記,生成的氣態(tài)產(chǎn)物也不記“T”符號(hào)，如A1C13水解的離子方程式為A13+3H2O=A1(OH)3+3不多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，多元弱酸形成的鹽水解時(shí)也是分步進(jìn)行的，如H2c03kH+HCO3,而Na2co3的水解，首先CO32+H2OHCO3+OH,生成的HCO3再水解HCO3+心。=CO32+OHo較易水解的陽離子如Al3+、Fe3+等，較易水解的陰離子如CO32(或HCO3)>AlO2等,在溶液中雙水解十分強(qiáng)烈，可完全水解，此時(shí)應(yīng)用“=”并標(biāo)明"T”及符號(hào)。Fe3+3HCO3Fe(OH)3J+3CO2T,2Al3+3S2+6H2

35、O=2Al(OH)3J+3H2s3、守恒法在處理溶液?jiǎn)栴}的應(yīng)用在解答電解質(zhì)溶液中微粒濃度之間的關(guān)系的有關(guān)問題，特別是等式關(guān)系時(shí)，經(jīng)常用到守恒原理。電荷守恒：溶液中陽離子所帶的總正電荷數(shù)與陰離子所帶的總負(fù)電荷數(shù)相等，整個(gè)溶液顯電中性。如Na2s溶液中：c(Na)+c(H)=2c(S2)+c(HS)+c(OH)物料守恒：在電解質(zhì)溶液中，某物質(zhì)(或微粒)的總濃度等于該物質(zhì)電離或水解所產(chǎn)生的各物質(zhì)平衡濃度之和。質(zhì)守恒：溶液中得質(zhì)子的微粒得質(zhì)子的總數(shù)與失質(zhì)子的微粒失去質(zhì)子的總數(shù)相等。質(zhì)子守恒式一般可由上述電荷守恒式、物料守恒式聯(lián)立求得。4、中和滴定誤差分析(以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定NaOH溶液為例)編號(hào)操作錯(cuò)誤待

36、測(cè)值理由V2 Vi = V (酸)1未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸洗滴定管偏高V (酸)變大2滴定速度過快，未搖勻，指示 劑已變色偏高V (酸)變大3滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定 后消失偏高V (酸)讀數(shù)變大4滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視 讀數(shù)偏低V (酸)讀數(shù)變小5滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視 讀數(shù)偏高V (酸)讀數(shù)變大6未用待測(cè)堿液洗移液管偏低V (酸)量減小7滴定前，用待測(cè)堿液潤(rùn)洗錐形 瓶偏高V (酸)量增大8快速滴定后，立即讀數(shù)偏高V (酸)量增大5、電解時(shí)，溶液中陰、陽兩極離子的放電順序電解時(shí)兩極的放電順序，與電極材料(非惰性金屬為陽極，陽極本身放電)，電鍍、電解質(zhì)溶液中離子本身的氧化性、還原性(本性)、離

37、子濃度電鍍鋅時(shí)，因c(Zn2+)比c(H)大得多，Zn2+放電而H+未放電等因素有關(guān)。若以惰性電極進(jìn)行電解，其陰陽兩極各離子放電順序在不考慮濃度大小影響時(shí)，一般為：陰極（陽離子）放電順序（氧化性）Au3+>Ag>Hg2+>Cu2+>H>Pb2+>Sn2+>Ni2+>Fe2+>Zn2+>Mn2+>Al+>Mg2+>Na>Ca2+>K+陽極（陰離子）放電順序（還原性）S2>I>Br>OH>NO3As042AF6、以惰性電極電解的類型及pH變化規(guī)律以惰性電極電解時(shí)，按其中OH-'

38、、H+放電情形的不同，電解可分如下幾種類型：（DOHH+均放電，相當(dāng)于只電解水。凡含氧酸，可溶性強(qiáng)堿，活潑金屬的含氧酸鹽等電電解解均屬于此種類型，其電解方程式均為：2H2O2H2T十。2T。其電解后PH變化規(guī)律為：含氧酸，電解后pH變??；強(qiáng)堿，電解后pH變大；鹽，電解后pH基本不變。只有H+放電，而OH'不放電，此類因H+放電消耗，會(huì)使電解后溶液的pH升高。凡活潑金屬的無氧酸鹽（除氟化物外）均屬此類，如電解NaCl溶液：2NaCl+2HQ電解電解2NaOH+H2T+CI2T0電解鹽酸：2HClHzf+Cl2T等只有OH'放電，而m不放電。此類因OH-'放電而消耗，使電解

39、溶液的pH下降，凡電解不活潑金屬的含氧酸鹽均如此。如電解CuSO4溶液：2CuSO4+2HQ2Cu+O2T十2H2SO4。（4）OHH+均未放電，相當(dāng)只電解電解質(zhì)，凡不活潑金屬無氧酸鹽（除氟化物外）均屬此類，因該類大多水解呈酸性，電解時(shí)pH略增大或基本不變，如電解CuCl2溶液：電解CuCl2=Cu+Cl2T第二部分元素及其化合物概述1、 元素化合物知識(shí)包括金屬和非金屬兩部分，是高中化學(xué)的基礎(chǔ)知識(shí)之一。知識(shí)特點(diǎn)是作為化學(xué)基本概念、原理、實(shí)驗(yàn)和計(jì)算的載體，其信息量大，反應(yīng)復(fù)雜，常作為綜合試題的知識(shí)背景或突破思維的解題題眼。2、 注意處理好兩個(gè)關(guān)系，必須先處理好元素化合物知識(shí)的內(nèi)部關(guān)系，方法是:“

40、抓重點(diǎn),理關(guān)系，用規(guī)律，全考慮”。 抓重點(diǎn)：以每族典型元素為代表，以化學(xué)性質(zhì)為抓手，依次學(xué)習(xí)其存在、制法、用途、檢驗(yàn)等“一條龍”知識(shí)，做到牽一發(fā)而動(dòng)全身 理關(guān)系：依據(jù)知識(shí)內(nèi)在聯(lián)系，按單質(zhì)-氧化物-氧化物的水化物-鹽的順序，將零碎的知識(shí)編織成網(wǎng)絡(luò)，建立起完整的知識(shí)結(jié)構(gòu)，做到滴水不漏 用規(guī)律：用好化學(xué)反應(yīng)特有的規(guī)律，如以強(qiáng)置弱等規(guī)律，弄清物質(zhì)間相互反應(yīng)。 全考慮：將元素化合物作為一個(gè)整體、一個(gè)系統(tǒng)理解，從而達(dá)到解綜合試題時(shí)能將所需的元素化合物知識(shí)信手拈來。另一方面是處理好元素化合物知識(shí)與本學(xué)科理論、計(jì)算或跨學(xué)科知識(shí)間的外部關(guān)系，采取的方法是“分析與綜合、抽象與具體”。分析：將綜合試題拆分思考。 綜

41、合：將分散的“點(diǎn)”銜接到已有的元素化合物知識(shí)“塊”中。 抽象：在分析綜合基礎(chǔ)上，提取相關(guān)信息。 具體：將提取出的信息具體化，銜接到綜合試題中，從而完整解題。（一）元素非金屬性的強(qiáng)弱規(guī)律常見非金屬元素的非金屬性由強(qiáng)到弱的順序如下：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、Ho元素非金屬性與非金屬單質(zhì)活潑性的區(qū)別：元素的非金屬性是元素的原子吸引電子的能力，影響其強(qiáng)弱的結(jié)構(gòu)因素有：原子半徑：原子半徑越小，吸引電子能力越強(qiáng)；核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，吸引電子能力越強(qiáng)；最外層電子數(shù)：同周期元素，最外層電子越多，吸引電子能力越強(qiáng)。但由于某些非金屬單質(zhì)是雙原子分子，原子是以強(qiáng)列的共價(jià)鍵相結(jié)合（如NN等）才

42、參加化學(xué)反應(yīng)時(shí)，必須消耗很大的能量才能形成原子，表現(xiàn)為單質(zhì)的穩(wěn)定性。這種現(xiàn)象不一定說明這種元素的非金屬性弱。非金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)及其應(yīng)用元素的非金屬性的本質(zhì)是元素的原子吸引電子的能力。這種能力的大小取決于原子半徑、核電荷數(shù)、最外層電子數(shù)，題目常通過以下幾方面比較元素的非金屬性。非金屬單質(zhì)與心化合的條件及難易程度；氫化物的穩(wěn)定性；最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性；非金屬間的置換反應(yīng)； 非金屬單質(zhì)對(duì)應(yīng)陰離子的還原性；與變價(jià)金屬反應(yīng)時(shí)，金屬所呈現(xiàn)的化合價(jià)； 元素在化合物中化合價(jià)的相對(duì)高低（如在HC1O中，氯元素顯正價(jià)，氧元素顯負(fù)價(jià)，則說明氧的非金屬性比氯強(qiáng)）等。（二）鹵族元素1、鹵族元素主要性質(zhì)的遞變

43、性（從F -I）單質(zhì)顏色逐漸變深，熔沸點(diǎn)升高，水中溶解性逐漸減?。辉胤墙饘傩詼p弱，單質(zhì)氧化性減弱，鹵離子還原性增強(qiáng)；與H2化合，與±0反應(yīng)由易到難；氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性減弱，還原性增強(qiáng)，水溶液酸性增強(qiáng)；最高價(jià)氧化物的水化物酸性減弱；前面元素的單質(zhì)能把后面元素從它們的化合物中置換出來。2、鹵化氫均為無色有刺激性氣味的氣體，極易溶于水，在空氣中形成酸霧。氟化氫（HF）:很穩(wěn)定，高溫極難分解，其水溶液是氫氟酸，弱酸，有劇毒，能腐蝕玻 璃。氯化氫（HCl）:穩(wěn)定，在1000 c以上少量分解，其水溶液為氫氯酸，俗稱鹽酸，強(qiáng)酸漠化氫（HBr）：較不穩(wěn)定，加熱時(shí)少量分解，其水溶液為氫漠酸，酸性比鹽酸

44、強(qiáng)，HBr還原卜iE比HCl強(qiáng)，遇濃硫酸被氧化為單質(zhì)漠（ Br2）o碘化氫（HI）:很不穩(wěn)定，受熱分解，其水溶液為氫碘酸，酸性比氫漠酸強(qiáng)，HI是強(qiáng)還原劑，遇濃硫酸易被氧化為單質(zhì)硫。3、鹵素及其化合物主要特性氟及其化合物的特殊性質(zhì) 鹵素單質(zhì)Cl2、Br2、I2與H2化合都需要一定條件，惟獨(dú) F2在黑暗處就可與H2化合爆 炸。 鹵素單質(zhì)Cl2、Br2、I2與水反應(yīng)的通式為：X2 +H20 = HX + HXO （12與水反應(yīng)極 弱），但 F2與 H20 反應(yīng)卻是：2F2+2H2O= 4HF +02氟無正價(jià)，其他都有正價(jià) HF有毒，其水溶液為弱酸，其他氫鹵酸為強(qiáng)酸，HF能腐蝕玻璃； CaF2不溶于水

45、，AgF易溶于水，氟可與某些稀有氣體元素形成化合物。漠的特性漠在常溫下為紅棕色液體（惟一的液態(tài)非金屬單質(zhì)），極易揮發(fā)產(chǎn)生紅棕色有毒的漠蒸氣，試劑瓶不能用橡皮塞（腐蝕橡膠）。碘是紫黑色固體，具有金屬光澤，易升華（常用于分離提純碘），遇淀粉變藍(lán)色（常用來檢驗(yàn)碘的存在），碘的氧化性較其他鹵素弱，與變價(jià)金屬鐵反應(yīng)生成FeI2而不是FeI3。（三）氧族元素1、氧族元素的相似性和遞變性最外層均為6個(gè)電子，電子層數(shù)依次增加，次外層 。為2個(gè)，S為8個(gè)，Se、Te均 為18個(gè)電子。氧通常顯2價(jià)，硫、硒、稀常見的化合物為：2價(jià)、十4價(jià)、十6價(jià)，都能與多數(shù)金屬反應(yīng)。氧化物有兩種R0 2和R03,其對(duì)應(yīng)水化物H2R

46、O3、H2RO4均為含氧酸， 具有酸的通性。它們的氫化物除H20外，其余的H£、HaSe H2Te均為氣體，有惡臭、有毒，溶于水形成無氧酸，都具有還原性。核電荷數(shù)增加，電子層數(shù)依次增多，原子半徑逐漸增大，核對(duì)最外層電子的引力逐漸 減弱，原子得電子能力逐漸減弱，而失電子的能力逐漸增強(qiáng)。單質(zhì)的狀態(tài)由氣態(tài)到固態(tài)， 熔沸點(diǎn)也依次升高，非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強(qiáng)，氧化性依次減弱。含氧酸的酸 性依次減弱，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性逐漸減弱，還原性逐漸增強(qiáng)。2、硫酸根離子的檢驗(yàn)值得注意的是，檢驗(yàn)SO42時(shí)會(huì)受到許多離子的干擾。Ag+干擾：用BaCl 2溶液或鹽酸酸化時(shí)防止 Ag+干擾，因?yàn)锳g +C

47、1 =AgClCO32、SO32、PO43 干擾：因?yàn)?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(qiáng)酸中。因此檢驗(yàn)SO42一時(shí)，必須用酸酸化。如：BaCO3 + 2H = H2O+CO2T + Ba2+但不能用硝酸酸化，同理所用鋼鹽也不能是Ba（NO3）2溶液，因?yàn)樵谒嵝詶l件下SO32、HSO3 > SO2等會(huì)被溶液中的 NO3一氧化為SO42 ,從而可使檢驗(yàn)得出錯(cuò)誤的結(jié)論。為此，檢驗(yàn)SO42一離子的正確操作為：被檢液加足量的鹽酸酸化 寸土一>取清披滴加BaCl2溶液子有無白色沉淀（有無SO42 )由此可見，濃硫酸和稀硫

48、酸都具有氧化性，但產(chǎn)生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有強(qiáng)與弱的差別，被還原產(chǎn)物也不相同。（四）氮族元素1、一氧化氮和二氧化氮一氧化氮：無色氣體，難溶于水，有很大毒性，在常溫下極易被氧化成二氧化氮。2N0+ 02 = 2N02因而實(shí)驗(yàn)室通常將澳密閉保存在陰冷處，并在盛有液濱的試劑瓶?jī)?nèi)常加適量水。盛裝澳的二氧化氮：有刺激性氣味的紅棕色氣體，溶于水生成硝酸和一氧化氮。3NO2+H2O=2HNO3+NO4NO2l飛2。4（無色）注意：關(guān)于氮的氧化物溶于水的幾種情況的計(jì)算方法。NO2或NO2與N2（或非。2）的混合氣體溶于水時(shí)可依據(jù)：3NO2+H2O=2HNO3十NO利用氣體體積變化差值進(jìn)行計(jì)算

49、。NO2和。2的混合氣體溶于水時(shí)，由4NO2+2Hq+O2=4HNO3可知，當(dāng)體積比為廣4:1,恰好完全反應(yīng)V（NO2）:V（O2）+4:1,NO2過量，剩余氣體為noI4：1,O2過量,乘余氣體為O2NO和02同時(shí)通入水中時(shí)，其反應(yīng)是：2NO+O2=2NO2,3NO2+H2O=2HNO3+N0，總反應(yīng)式為：4NO+2H2O+3O2=4HNO3當(dāng)體積比為=4:3,恰好完全反應(yīng)V（NO）:V（02）3>4:3,NO過量，剩余氣體為NO，<4:3,02過量，乘余氣體為02NO、NO?O2三種混合氣體通入水中，可先按求出NO?與HQ反應(yīng)生成的NO的體積，再加上原混合氣體中的NO的體積即為

50、NO的總體積，再按方法進(jìn)行計(jì)算。2、硝酸的化學(xué)性質(zhì)HNO3具有酸的通性。HNO3具有強(qiáng)氧化性，表現(xiàn)在能與多數(shù)金屬、非金屬、某些還原性化合物起反應(yīng)。要注意，由于硝酸氧化性很強(qiáng)，任何金屬與硝酸反應(yīng)都不能放出氫氣，在與不活潑金屬如Cu、Ag等反應(yīng)時(shí)，濃硝酸還原產(chǎn)物為N02,稀硝酸還原產(chǎn)物為NO,（但不能認(rèn)為稀硝酸的氧化性比濃硝酸強(qiáng)）；在溶1中NO3一幾乎與所有離子能大量共存，但注意，當(dāng)溶液的酸性較強(qiáng)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，如NO3>H+、Fe2+中任意兩者能大量共存，但三者則不能大量共存。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(qiáng)氧化性。3、

51、氨氣的實(shí)驗(yàn)室制法反應(yīng)原理：2NH4C1+Ca（OH）2=CaCl2+2NH3T+2H20不能用NaOH代替Ca（OH）2,因?yàn)镹aOH吸濕后容易結(jié)塊，產(chǎn)生的氣體不易逸出，并且NaOH對(duì)玻璃有強(qiáng)烈的腐蝕作用。裝置：制NH3的氣體發(fā)生裝置與制O2、CH4的相同。干燥氨氣不能選用濃H2SO4、P2O5,花（防止空氣進(jìn)入試管，以保證收集的NH3比較純凈）。檢驗(yàn)：a、用濕潤(rùn)的紅色石蕊試紙（變藍(lán)）；b、蘸有濃鹽酸的玻璃棒接近瓶口（白煙）。實(shí)驗(yàn)室還常根據(jù)濃氨水的強(qiáng)揮發(fā)性，向濃氨水中加入NaOH或CaO得到氨氣。NaOH或CaO的作用是吸水和吸水后使溶液溫度顯著升高，二者都能減少氨氣的溶解。（五）碳族元素1、

52、碳族元素性質(zhì)的相似性和遞變性2、碳酸正鹽與酸式鹽性質(zhì)比較在水中溶解性：正鹽除K、Na+、NH4+等易溶于水外，其余都難溶于水；而只要存在的酸式鹽都易溶于水。一般來說，在相同溫度下酸式鹽的溶解度比正鹽大，如CaCO3難溶于水，Ca（HCO3）2易溶于水，但也有例外，如NaHC03溶解度比Na2CO3小。熱穩(wěn)定性：正鹽中除K+、Na+等受熱難分解外，其余受熱易分解；酸式鹽在水溶液或固態(tài)時(shí)加熱都易分解。如Ca（HCO3）2CaC03J+CO2T+H2O一般來說，熱穩(wěn)定性大小順序?yàn)椋赫}酸式鹽多元鹽（鹽的陽離子相同，成鹽的酸相同）。可溶性正鹽、酸式鹽都能發(fā)生水解，但相同陽離子的相同濃度時(shí)溶液中CO32

53、的水解程度比HCO3大都能與酸作用，彳1相同條件放出C02的速率酸式鹽比正鹽快。（六）堿金屬1、堿金屬性質(zhì)遞變規(guī)律結(jié)構(gòu)決定性質(zhì)，由于堿金屬的原子結(jié)構(gòu)具有相似性和遞變性，所以其化學(xué)性質(zhì)也具有相似性和遞變性。相似性：a、都能與氧氣等非金屬反應(yīng)b、都能與水反應(yīng)生成氫氧化物和氫氣c、均為強(qiáng)還原劑。遞變規(guī)律（鋰-他）a、與氧氣反應(yīng)越來越劇烈，產(chǎn)物結(jié)構(gòu)越來越復(fù)雜b、與水反應(yīng)劇烈程度依次增強(qiáng)c、還原性依次增強(qiáng)，金屬性依次增強(qiáng)也不能選用無水CaCl2,應(yīng)選用堿石灰。收集NH3應(yīng)采用向下排空氣法。容器口塞一團(tuán)棉2、NaOH的性質(zhì)2、鎂及其化合物間的相互轉(zhuǎn)化關(guān)系3、鎂和鋁的氧化物比較AlCl 3Al(OH) 3

54、(mol)NaAlO2HClMgOAl2O3物質(zhì)類型堿性氧化物兩性氧化物物理性質(zhì)白色粉末，熔點(diǎn)高(2800C)白色固體，熔點(diǎn)高(2045 C)化學(xué)跟水反應(yīng)緩慢溶解于水生成Mg(OH) 2 MgO + H2O =Mg(OH) 2難溶于水性 質(zhì)跟酸反應(yīng)MgO +2HMg2 +H2OAl2O3 +6H + = 2Al3 + 3H2。跟堿反應(yīng)不反應(yīng)Al2O3 +2OH = 2AO2 + 3H2O4、Fe2+與Fe”的相互轉(zhuǎn)化Fe2+的還原性：物理性質(zhì)：俗名苛性鈉、火堿、燒堿，是一種白色固體，極易潮解；有強(qiáng)烈的腐蝕性,能腐蝕磨口玻璃瓶，使瓶口與瓶塞粘結(jié)?；瘜W(xué)性質(zhì)a、與酸堿指示劑作用，使紫色的石蕊溶液變藍(lán)，無色的酚酗變紅。b、與酸性氧化物作用，生成鹽和水c、與酸作用，生成鹽和水d、與鹽作用，生成新堿和新鹽。(要滿足復(fù)分解反應(yīng)發(fā)生的條件，同時(shí)參加反應(yīng)的堿和鹽一般是易溶解