2015年高考化學(xué)復(fù)習(xí)資料大全重要知識(shí)點(diǎn)詳細(xì)總結(jié)及高考復(fù)習(xí)權(quán)威資料-71個(gè)高頻考點(diǎn)與高考化學(xué)真題26個(gè)匯編

第一部分基本概念與基本理論

（―）物質(zhì)的組成

1、分子和由分子構(gòu)成的物質(zhì)

⑴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）。

⑵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)（如叢、a、Ch、S、惰性氣體等）：氣態(tài)氫化物；酸酊（SiO?除外）；

酸類(lèi)和大多數(shù)有機(jī)物等。

2、原子和由原子構(gòu)成的物質(zhì)

⑴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(lèi)、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。

⑵由原子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時(shí)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)

⑴離子是帶有電荷的原子或原子團(tuán)。帶正電荷的陽(yáng)離子如Na+、Fe計(jì)、H30\NH/、

3

[Ag（NH3）1+等；帶負(fù)電荷的陰離子如Cl，S~、OFT、SO/一、[Fe（CN）6]-等。

⑵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(lèi)（A1CL等除外）；強(qiáng)堿類(lèi)和低價(jià)金屬氧化物等是由陽(yáng)離子和陰離子構(gòu)成的

化合物。

【注意】離子利原子的區(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)某物質(zhì)的不同反應(yīng)情況，氧化性或還原性等）上均不相同。

得ne-得ne-

陽(yáng)離子、，二4原子；,二工陰離子（簡(jiǎn)單陽(yáng)、陰離子）

kne人ne

（二）物質(zhì)的分類(lèi)

1、元素

⑴元素是具有相同核電荷數(shù)（即質(zhì)子數(shù)）的同一類(lèi)原子的總稱(chēng)（元素的種類(lèi)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，同一元素的不同核

素之間互稱(chēng)為同位素。

⑵元素存在狀態(tài)

①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)——同素異形體，常有下列三種形成方式：

I組成分子的原子個(gè)數(shù)不同：如0八。3；白磷（P.）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

②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

比較物理變化化學(xué)變化

概念沒(méi)有生成其他物質(zhì)的變化生成了其他物質(zhì)的變化

只是分子（原子或離子）間距離變化（聚集狀分子種類(lèi)變化，原子重新組合，

實(shí)質(zhì)

態(tài)），分子組成、性質(zhì)不變——分子種類(lèi)不變但原子種類(lèi)、數(shù)目不變

伴隨現(xiàn)放熱、發(fā)光、變色、放出氣體、

物質(zhì)形狀、狀態(tài)改變

象生成沉淀等

蒸發(fā)、冷凝、熔化、液化、汽化、升華、變形分解、化合、置換、復(fù)分解、燃

范圍

等燒、風(fēng)化、脫水、氧化、還原等

區(qū)別無(wú)新物質(zhì)生成有新物質(zhì)生成

相互關(guān)

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

系

與性質(zhì)

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)

的關(guān)系

（四）氧化還原反應(yīng)

1、氧化還原反應(yīng)的特征：元素化合價(jià)有無(wú)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

可用以下兩條線掌握概念

＜升——―＞失———＞還——-----＞還———＞氧---——-＞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

J價(jià)升高電子還原劑有還原性氧化是氧化產(chǎn)物

＜降-----T得---―--＞氧——----＞氧-----一還---一-->還

元素化合原子得到物質(zhì)是氧化劑具元素被氧化劑的產(chǎn)物

J價(jià)降低電子氧化劑有氧化性還原是還原產(chǎn)物

3、物質(zhì)有無(wú)氧化性或還原性及其強(qiáng)弱的判斷

⑴物質(zhì)有無(wú)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Fe"、HzSO,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、S-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。

⑵物質(zhì)氧化性或還原性相對(duì)強(qiáng)弱的判斷

①由元素的金屬性或非金屬性比較

金屬陽(yáng)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(yáng)離子的氧化性由強(qiáng)到弱

+2+3++

的順序是：Ag>Cu>Al>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：「>Br->C廠>F，

②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R和Hz混合在暗

處就能劇烈化合而爆炸，而L與H?需在不斷加熱的情況下才能緩慢化合，因而出的氧

化性比L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應(yīng)，

由此判斷M的還原性比N強(qiáng)。

③由氧化還原反應(yīng)方向比較

還原劑A+氧化劑B------->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2Fe"+Br2=2Fe"+2Br

3+2+-

可知氧化性:Br2>Fe；還原性：Fe>Br

④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(lái)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FeCl”而硫只能

把鐵氧化為FeS,由此說(shuō)明氯氣的氧化性比硫強(qiáng)。

【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(wú)關(guān)。如Na的還原

失e-上失3。一.

性強(qiáng)于A1,而Na--------->\a+,Al---------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(wú)關(guān)。如氧化性F2>0Z,

得2e-得4e-。

則R--------->2丁，0,--------->20”,得電子數(shù)比&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(xiě)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(chēng)標(biāo)

價(jià)態(tài)）

步驟H：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(chēng)定得失）

步驟川：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）：

⑴離子間發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)

①有沉淀生成。不溶于水的化合物可依據(jù)書(shū)后物質(zhì)的溶解性表判斷，還有以下物質(zhì)不溶于

水：CaFz、CaC。（草酸鈣）等。

2-+

②有氣體生成。如C03+2H=C021+H20

（3）有弱電解質(zhì)生成。如弱堿NH3?H20；弱酸HF、HC10,H2S>H3P0,等;還有水、（CH；（C00）2Pb,

[Ag（NH3）2]+、[Fe（SCN）了+等難電離的物質(zhì)生成。

⑵離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)：

如：Fe計(jì)與「在溶液中不能共存，2Fe3++2F=2Fe2++L

2-2-2-+

S,SO/，PT三種離子在溶液中不能共存，2S+S03+6H=35，+3比0等

2、書(shū)寫(xiě)離子方程式應(yīng)注意的問(wèn)題

①?zèng)]有自由移動(dòng)離子參加的反應(yīng)，不能寫(xiě)離子方程式。

如:Cu+H2s0,（濃）；NHQ1（固）+Ca（0H）2；C+H2s0式濃）反應(yīng):NaCl（固）+H2s0式濃）,

均因無(wú)自由移動(dòng)離子參加反應(yīng)，故不可寫(xiě)離子方程式。

②有離子生成的反應(yīng)可以寫(xiě)離子方程式，如鈉和水、銅和濃硫酸、S0?通入溟水里、碳酸鈣

溶于乙酸等。

③單質(zhì)、氧化物在離子方程式中一律寫(xiě)成化學(xué)式。

---

如：SO?和NaOH溶液反應(yīng)：S02+20H=SM+fW或SO2+OH=HS03

④酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆開(kāi)寫(xiě)。如NaHCQ,溶液和稀鹽酸反應(yīng)：

+

HC03"+H=H20+C021

⑤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（OH）z中通入少量CO2,離子方

2+

程式為:Ca+20H+C02=CaCO31+H20；Ca（OH）z中通入過(guò)量CO?,離子方程式為:OH

-

+C02==HC03O

⑥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NH61溶液的反應(yīng)，當(dāng)濃度不大，又不加熱時(shí)，離子方程式為：

+

NH.,+0H=NH3-&0；當(dāng)為濃溶液，又加熱時(shí)離子方程式為：NHJ+OH-==NH3t+

H20

⑦對(duì)微溶物（通常指CaSO,、Ca（0H）2、Ag2S0,>MgCO,等）要根據(jù)實(shí)際情況來(lái)判斷。

當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于溶液狀態(tài)時(shí)，應(yīng)寫(xiě)成離子，如鹽酸加入澄清石灰水：H++OH

=H20；當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于濁液或固態(tài)時(shí)，應(yīng)寫(xiě)化學(xué)式，如在石灰乳中加入Na2C0:i

溶液：CaSHh+OV=CaC0;t+20H；在生成物中有微溶物析出時(shí)，微溶物用化學(xué)式表

+2-

示，如Na2soi溶液中加入AgNQ、溶液：2Ag+SO4^=Ag2S0,I。對(duì)于中強(qiáng)酸（H3P0”、HzSOs

等）在離子方程式中寫(xiě)化學(xué)式。

⑧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——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

⑴H+與所有弱酸陰離子和0H不能大量共存，因生成弱電解質(zhì)（弱酸）和水。

⑵Ok與所有弱堿陽(yáng)離子、1廣、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。

⑶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。

⑷能發(fā)生氧化還原反應(yīng)的離子不能大量共存,如能升,與S2,Fe"與N（T（H+）,S2-^SO,2

一什）等。

⑸某些弱酸根與弱堿根不能大量共存，如S2-、HC。,、AlOz、C（V-與Fe^、Af+等不共存。

⑹發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)的離子不能大量共存，如Fe"與SC『、Ag+與NHs-H20?

⑺Al計(jì)與AlOz、NH；與A1（V、NH；與SiO廠不能大量共存。

⑻注意有色離子（有時(shí)作為試題附加條件）：0?+（藍(lán)色）、Fe葉（棕黃色）、MnO「（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

⑴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。

⑵書(shū)寫(xiě)熱化學(xué)方程式時(shí)注意事項(xiàng)。

①4H寫(xiě)在方程式右邊或下邊，兩者之間用“；”隔開(kāi)，放出熱量4H為“一”，吸收熱量

△H為“+”。

②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)“1”表示，氣體

用符號(hào)“g”表示。

③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)，4H也不同。

2、反應(yīng)熱的有關(guān)計(jì)算

⑴反應(yīng)熱=物質(zhì)的量義Imol物質(zhì)反應(yīng)吸收或放出的熱

⑵反應(yīng)熱=反應(yīng)物的總鍵能一生成物的總鍵能

⑶根據(jù)蓋斯定律：如果?個(gè)反應(yīng)可以分兒步進(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。

⑷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(guò)程的反應(yīng)熱比較其大小。

⑸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）

⑴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

物質(zhì)的量的單位為摩爾，簡(jiǎn)稱(chēng)摩，符號(hào)為mol。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。

⑵使用物質(zhì)的量及其單位時(shí)的注意事項(xiàng)

①“物質(zhì)的量”四個(gè)字是一個(gè)整體，不能拆開(kāi)，如“時(shí)間”拆開(kāi)表明的意義也就變了。寫(xiě)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。

②摩爾是用來(lái)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(lái)表示宏觀物體，如不能說(shuō)Imol蘋(píng)果等。

③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(chēng)。目的是避免指代不清引

起混淆。例如：使用Imol氧就會(huì)含義不清，究竟是指Imol0還是Imol0?呢？

2、阿伏加德羅定律及其重要推論

⑴決定物質(zhì)體積大小的因素（Imol）

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。

⑵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：格=*=等

V2A/2

同溫、同體積：等=詈=等

92ri2N2

同溫、同壓、等質(zhì)量:匕=改=綜

匕此冬

同溫、同壓、同體積：如=粵=生

m2/W2P2

（八）溶液和膠體

膠體

⑴定義

分散質(zhì)微粒的直徑大小在10-9?107m之間的分散系叫膠體。

⑵膠體的類(lèi)型

氣溶膠：煙、云、霧。

液溶膠：Agl水溶膠、Fe（OH）s等。

固溶膠：煙水晶、有色玻璃等。

⑶滲析

因膠體粒子不能透過(guò)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。

⑷膠體的制備方法

①物理分散法：把難溶于水的物質(zhì)顆粒分散成Inm?100nm的膠粒溶于水，如研磨分散法。

②化學(xué)凝聚法：通過(guò)復(fù)分解反應(yīng)使產(chǎn)物分子逐步凝聚為膠體。

如：AgNOs+KI=AgI（膠體）+KNO3

FeCh+3H2（）0=Fe（0H）3（膠體）+3HCl等等

⑸膠體的性質(zhì)

①丁達(dá)爾效應(yīng)：讓光線透過(guò)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(wú)此現(xiàn)象，用此法

可鑒別膠體和溶液。

②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(wú)秩序的

運(yùn)動(dòng)叫布朗運(yùn)動(dòng)。

③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(yáng)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。

④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(guò)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。

⑹膠體微粒所帶的電荷

膠體表面積大，具有很強(qiáng)的吸附作用，可吸附膠體中的陰離子或陽(yáng)離子而帶電。一般

來(lái)說(shuō)，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠粒吸附陽(yáng)離子，膠體微粒帶正電荷；非金屬氧化物、

金屬硫化物的膠體微粒吸附陰離子，膠體微粒帶負(fù)電荷。同一溶膠微粒帶有同種電荷具有靜

電斥力，這是膠體穩(wěn)定的主要原因，布朗運(yùn)動(dòng)是膠體較穩(wěn)定的次要原因。

⑺幾點(diǎn)說(shuō)明

①膠體的電荷是指膠體中膠體微粒帶有的電荷，而不是膠體帶電荷，整個(gè)膠體是電中性的。

②分子膠體微粒大都不帶電，如淀粉溶液。

③書(shū)寫(xiě)膠體制備的反應(yīng)方程式時(shí)生成的不溶物質(zhì)不寫(xiě)“|”符號(hào)，這是因?yàn)槟z粒帶同種電荷

相互排斥，沒(méi)有凝集成大顆粒而沉淀下來(lái)。

④制備Fe（0H）3膠體溶液是向沸水中滴加FeCL飽和溶液。其離子方程式為：

3

Fe'+3H20=Fe（0H）式膠體）+3H-

制備Agl膠體是將8~10滴0.Olmol/L的AgNOs溶液滴入10mL0.Olmol/L的KI溶液中

（濃度不能大，否則要產(chǎn)生Agl沉淀）

⑸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(yáng)離子AF+>Fe"

使帶正電荷膠粒聚沉的陰離子能力[Fe（CN）二一>[Fe（CN）6廠，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(wú)電泳現(xiàn)象。

（九）原子組成與結(jié)構(gòu)

1、常見(jiàn)等電子體

⑴核外電子總數(shù)為2個(gè)的粒子：He、Li+、Be2+o

+2+

⑵核外電子總數(shù)為10個(gè)的粒子：Ne、HF、H#、NH3,CH.,（分子類(lèi)）；Na>Mg.Al："、

NHJ、%0+（陽(yáng)離子類(lèi)）；N"、02\F\OH、NHz（陰離子類(lèi)）。

⑶核外電子總數(shù)為18個(gè)電子的粒子:Ar、HCK峪、Ph&、HQ、CMCH30H,N2H八CHaNHs、

22

NH2OH、CH3F（分子類(lèi)），K\Ca\（陽(yáng)離子類(lèi)）；P"、S\Cl"（陰離子類(lèi)）。

2、元素、核素、同位素的比較

元素核素同位素

具有相同數(shù)目的質(zhì)

概具有定核電荷數(shù)（質(zhì)子質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元

子和一定數(shù)目的中

念數(shù)）的同類(lèi)原子的總稱(chēng)素的原子或同一元素的不同核素

子的一種原子

宏觀概念，對(duì)同類(lèi)原子而微觀概念，對(duì)某種微觀概念，對(duì)某種元素的原子而言。

范

言，既有游離態(tài)又有化合元素的一種原子而因同位素的存在而使原子種類(lèi)多于

圍

態(tài)言元素種類(lèi)

不同的核素可能質(zhì)同位素質(zhì)量數(shù)不同，化學(xué)性質(zhì)相同;

子數(shù)相同或中子數(shù)天然同位素所占原子百分含量?般

特主要通過(guò)形成的單質(zhì)或

相同，或質(zhì)量數(shù)相不變；同位素構(gòu)成的化合物如壓0、

性化合的來(lái)體現(xiàn)

同，或各類(lèi)數(shù)均不DQ、TQ物理性質(zhì)不同，但化學(xué)性

相同質(zhì)相同

實(shí)H、D、T；汽、孤

H、0H、T、D為H的三種同位素

例

不同核素

（十）元素周期表中的主要變化規(guī)律

同周期同主族

項(xiàng)目

（左f右）（上f下）

原核外荷數(shù)逐漸增加增加

子電子層數(shù)相同增多

結(jié)原子半徑逐漸增小逐漸增大

構(gòu)最外層電子數(shù)逐漸增多相等

最高正價(jià)由+1-+7；負(fù)價(jià)最高正價(jià)、負(fù)價(jià)數(shù)相同，最

化合價(jià)

數(shù)=族序數(shù)一8高正價(jià)=族序數(shù)

元素的金屬性和非金屬金屬性逐漸減弱、非金屬性金屬性逐漸增強(qiáng)、非金屬性

性性逐漸增強(qiáng)逐漸減弱

質(zhì)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

堿性減弱、酸性增強(qiáng)酸性減弱、堿性增強(qiáng)

化物的酸堿性

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、非極性分子和極性分子

⑴非極性分子：分子中正負(fù)電荷中心重合，從整體來(lái)看電荷分布是均勻的，對(duì)稱(chēng)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(chēng)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CH,、COz?？傊?，非極性分子中不一定只含非極性鍵。

⑵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(lái)看，電荷的分布是不均勻的、

不對(duì)稱(chēng)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(chēng)，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。但含有極性鍵的分子不一定是極性分子。

⑶常見(jiàn)分子的構(gòu)型及分子極性

⑷判斷ABn型分子極性的經(jīng)驗(yàn)規(guī)律

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BL、BFs、CH4,CCL、CO"C&、PCb、SQ；等均為非極性分子，陽(yáng)3、PL、PC13,

FLO、H8、SO2等均為極性分子。

AB“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(wú)

孤對(duì)電子則為非極性分子。

2、化學(xué)鍵與物質(zhì)類(lèi)別關(guān)系規(guī)律

⑴只含非極性共價(jià)健的物質(zhì)：同種非金屬元素構(gòu)成的單質(zhì)，如L、&、P,、金剛石、晶體硅

等。

⑵只含有極性共價(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CCL、NFL、Si。?、

CS2等。

⑶既有極性鍵又有非極性鍵的物質(zhì)：如HQz、C2H2、CH3cH3、C6H6（苯）等

⑷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Na￡、CsCl、K2。、

NaH等

⑸既有離子鍵又有非極性鍵的物質(zhì)，如NaQz、NazS.、CaCz等

⑹由離子鍵、共價(jià)鍵、配位鍵構(gòu)成的物質(zhì)，如NH￡1等

⑺無(wú)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

⑴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。

⑵外因（影響因素）

①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。

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）。

②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(wú)影響，因此，對(duì)無(wú)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)。

③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(lái)說(shuō)，溫度每升高10℃,反應(yīng)速率增大到原來(lái)的2?4倍。

④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)/正、/逆的影響

⑴增大反應(yīng)物濃度，/正急劇增大，/逆逐漸增大；減小反應(yīng)物的濃度，，正急劇減小，

/逆逐漸減小

⑵加壓對(duì)有氣體參加或生成的可逆反應(yīng)，/正、，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，正、/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)。

⑶升溫，/正、，逆?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、“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)。

⑷加催化劑可同倍地改變/正、/逆

3、可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的標(biāo)志

⑴/正=/逆，如對(duì)反應(yīng)mA(g)+nB(gk>pC(g)

①生成A的速率與消耗A的速率相等。

②生成A的速率與消耗B的速率之比為m：n。

③生成B的速率與生成C的速率之比為n：po

⑵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。

⑶混合體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

⑴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：2H2'九()*+011

,通常簡(jiǎn)寫(xiě)成壓0貯4出刑一,25℃時(shí)，c(H+)=c(0H-)=lX10%ol?L

⑵水的離子積常數(shù)K.

K,=c(H+)?C(0H),25℃時(shí)，(=1X10-"。

⑶K”的意義

K,是一個(gè)很重要的常數(shù)，它反映了一定溫度下的水中f濃度和0H濃度之間的關(guān)系。

⑷改變條件對(duì)水的電離平衡的影響

平衡移動(dòng)c(H+)的c(OfT)的c(H+)與c(0K)溶液的

■方向變化變化的關(guān)系性質(zhì)

增

升高溫度向右增大增大c(H+)=c(0ir)中性

大

加入少量不

向左增大減小c(H+)>c(0H-)酸性

H2s變

加入少量不

向左減小增大c(H+)<c(OH-)堿性

NaOH變

⑸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(jiàn)的題型有：

①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(0『)，根據(jù)K"=

c(H+),c(OIF),求出c(H*),最后再求pH。

b、一定濃度的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液用水稀釋100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?lái)的1/10”,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10”倍體積，由于電離程度增大，使得c(H+)或

c(0『)減小的不到1/10”,因此pH增大或減小不到a個(gè)單位。

d、稀酸、稀堿無(wú)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(wú)限稀釋后，pH不可能大于7,弱堿無(wú)限稀釋后pH不可能小于7。

②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?/p>

Cl(H+「Vl+C2(H+)?V2

C(H+尸

VI+V2

B.兩種強(qiáng)堿混合，先計(jì)算混合后c(0『)，然后計(jì)算c(H+),最后計(jì)算pH。混合后

CI(OH-)?VI+C2(OH-).V2Kw

C(OH-)C(H，)-C(OH)

V1+V2

pH=-1gc(H+)o

C.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(0lD,酸堿恰好完全反應(yīng),則pH=7；

若n(H+)>n(0H),則酸過(guò)量,先求反應(yīng)后溶液中c(H*),再計(jì)算pH,此時(shí)pHV7

若n(H+)<n(0lD,則堿過(guò)量，先求反應(yīng)后溶液中c(OI「)，再求出c(l1+),然后計(jì)算pll,

此時(shí)pH>7

2、鹽類(lèi)水解方程式的書(shū)寫(xiě)方法

⑴由于鹽類(lèi)水解與酸堿中和互為可逆過(guò)程，所以鹽類(lèi)水解一般不徹底，書(shū)寫(xiě)離子反應(yīng)方程

式時(shí)，只能用“一”，而不能用“一”，生成的不溶物不記“「'，生成的氣態(tài)產(chǎn)物

也不記也“符號(hào)，如不Ch水解的離子方程式為水計(jì)+3H204一式(OH"+3H+

⑵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

H2cOsniH'+HaV,而Na2cO3的水解，首先0)工+400^HC03+0H,生成的HCQT再

水解C0—+0IF?

⑶較易水解的陽(yáng)離子如Al"、Fe”等，較易水解的陰離子如CO/-(或HCOJ)、A10J等，在

溶液中雙水解十分強(qiáng)烈，可完全水解，此時(shí)應(yīng)用“一”并標(biāo)明"t”及“I”符號(hào)。

3t3+2-

Fe+3HC03=Fe,(0H)31+3C021,2A1+3S+6H2O=2A1(0H)31+3H2st

3、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(wèn)題，特別是等式關(guān)系時(shí)，經(jīng)常用到守

恒原理。

⑴電荷守恒：溶液中陽(yáng)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溶=2c(S2-)+c(HS")+c(0H-)

⑵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。

⑶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)誤待測(cè)值理由V2-V.=V（酸）

1耒用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸洗滴定管偏高V（酸）變大

2滴定速度過(guò)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(yáng)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(yáng)極，陽(yáng)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）、離子濃度［電鍍鋅時(shí)，因c（Zn?+）比c（H+）

大得多，Z/+放電而射未放電］等因素有關(guān)。若以惰性電極進(jìn)行電解，其陰陽(yáng)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(yáng)離子）放電順序（氧化性）

Au3+>Ag+>Hg2+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Ni2+>Fe2+>Zn2+>Mn2+>Al3+>Mg2+>Na+>

Ca2+>K+

陽(yáng)極（陰離子）放電順序（還原性）

2---2-

S">r>Br>OH>N03>S0.I>F"

6、以惰性電極電解的類(lèi)型及pH變化規(guī)律

以惰性電極電解時(shí)，按其中0H,、1廣放電情形的不同，電解可分如下幾種類(lèi)型：

（I）OIT'、「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(lèi)型，其電解方程式均為：2Ha=2H2t+0,t?其電解后pH變化規(guī)律為：

含氧酸，電解后pH變?。粡?qiáng)堿，電解后川變大；鹽，電解后pH基本不變。

⑵只有H'放電，而,不放電，此類(lèi)因H+放電消耗，會(huì)使電解后溶液的pH升高。凡活潑

電解

金屬的無(wú)氧酸鹽（除氟化物外）均屬此類(lèi)，如電解NaCl溶液：2NaCl+2H2。^=2NaOH+

電解

H2t+C12t.電解鹽酸:2HC1^=H2t+C12t等

⑶只有OIL放電，而「不放電。此類(lèi)因01「放電而消耗，使電解溶液的pH下降，凡不活

電解

潑金屬的含氧酸鹽均如此。如電解CuSO,溶液：2CuS0」+2HzO^=2Cu+（）2t+2HS03。

（GOH、、H'均未放電，相當(dāng)只電解電解質(zhì)，凡不活潑金屬無(wú)氧酸鹽（除氟化物外）均屬此

類(lèi)，因該類(lèi)大多水解呈酸性，電解時(shí)pH略增大或基本不變，如電解CuCL溶液：

電解

CuCl2^=Cu+Cl2t

第二部分元素及其化合物

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：“抓重點(diǎn)，

理關(guān)系，用規(guī)律，全考慮”。

①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“?條龍”知識(shí)，做到牽一發(fā)而動(dòng)全身

②理關(guān)系：依據(jù)知識(shí)內(nèi)在聯(lián)系，按單質(zhì)一氧化物f氧化物的水化物一鹽的順序，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

③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)。

④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(lái)。

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”。

①分析：將綜合試題拆分思考。

②綜合：將分散的“點(diǎn)”銜接到已有的元素化合物知識(shí)“塊”中。

③抽象：在分析綜合基礎(chǔ)上，提取相關(guān)信息。

④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。

（-）元素非金屬性的強(qiáng)弱規(guī)律

⑴常見(jiàn)非金屬元素的非金屬性由強(qiáng)到弱的順序如下：F、0、Cl>N、Br、I、S、P、C>Si、II。

⑵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：①原子半徑：原

子半徑越小，吸引電子能力越強(qiáng)；②核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，吸引電子能力越強(qiáng)；③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）與當(dāng)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(shuō)明這種元素的非金屬性弱。

⑶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(guò)以下幾方面比較元素的非金屬性。

①非金屬單質(zhì)與此化合的條件及難易程度；

②氫化物的穩(wěn)定性；

③最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性；

④非金屬間的置換反應(yīng)；

⑤非金屬單質(zhì)對(duì)應(yīng)陰離子的還原性；

⑥與變價(jià)金屬反應(yīng)時(shí)，金屬所呈現(xiàn)的化合價(jià)；

⑦元素在化合物中化合價(jià)的相對(duì)高低（如在HC10中，氯元素顯正價(jià)，氧元素顯負(fù)價(jià)，則

說(shuō)明氧的非金屬性比氯強(qiáng)）等。

（-）鹵族元素

1、鹵族元素主要性質(zhì)的遞變性（從F-I）

⑴單質(zhì)顏色逐漸變深，熔沸點(diǎn)升高，水中溶解性逐漸減??；

⑵元素非金屬性減弱，單質(zhì)氧化性減弱，鹵離子還原性增強(qiáng)；

⑶與比化合，與1120反應(yīng)由易到難；

⑷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)；

⑸最高價(jià)氧化物的水化物酸性減弱；

⑹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(lái)。

2、鹵化氫

均為無(wú)色有刺激性氣味的氣體，極易溶于水，在空氣中形成酸霧。

⑴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。

⑵氯化氫（HC1）：穩(wěn)定，在1000℃以上少量分解，其水溶液為氫氯酸，俗稱(chēng)鹽酸，強(qiáng)酸

⑶澳化氫（HBr）：較不穩(wěn)定，加熱時(shí)少量分解，其水溶液為氫溟酸，酸性比鹽酸強(qiáng)，HBr

還原性比HC1強(qiáng)，遇濃硫酸被氧化為單質(zhì)澳（Bn）。

⑷碘化氫（HI）：很不穩(wěn)定，受熱分解，其水溶液為氫碘酸，酸性比氫溪酸強(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

⑴氟及其化合物的特殊性質(zhì)

①鹵素單質(zhì)CL、Bn、L與H?化合都需要一定條件，惟獨(dú)F2在黑暗處就可與上化合爆炸。

②鹵素單質(zhì)Ck、Bn、L與水反應(yīng)的通式為：X2+H2O=HX+HXO（L與水反應(yīng)極弱），

但F2與HQ反應(yīng)卻是：2F2+2H2O=4HF+O2

③氟無(wú)正價(jià)，其他都有正價(jià)

④HF有毒，其水溶液為弱酸，其他氫鹵酸為強(qiáng)酸，HF能腐蝕玻璃；

⑤CaJ不溶于水，AgF易溶于水，氟可與某些稀有氣體元素形成化合物。

⑵浪的特性

溪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)生紅棕色有毒的澳蒸氣，

因而實(shí)驗(yàn)室通常將溪密閉保存在陰冷處，并在盛有液濱的試劑瓶?jī)?nèi)常加適量水。盛裝浪的試

劑瓶不能用橡皮塞（腐蝕橡膠）。

⑶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(lái)

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FeL而不是FeL。

（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0為2個(gè)，S為8個(gè)，Se、Te均為

18個(gè)電子。氧通常顯一2價(jià)，硫、硒、稀常見(jiàn)的化合物為：-2價(jià)、+4價(jià)、+6價(jià)，都能

與多數(shù)金屬反應(yīng)。氧化物有兩種R0?和ROs,其對(duì)應(yīng)水化物H2RO3、11水0』均為含氧酸，具有酸

的通性。它們的氫化物除FW外，其余的H￡、Hfe、H?Te均為氣體，有惡臭、有毒，溶于水

形成無(wú)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)氯化物的穩(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)SO,”時(shí)會(huì)受到許多離子的干擾。

（DAg+干擾：用BaCk溶液或鹽酸酸化時(shí)防止Ag+干擾，因?yàn)锳g++Cl-=AgC”。

⑵CO廣、SCV，P0廣-干擾：因?yàn)锽aCOs、BaS03,Ba^POjz也是白色沉淀。與BaSO」白色沉淀

所不同的是，這些沉淀溶于強(qiáng)酸中。因此檢驗(yàn)SO廠時(shí)，必須用酸酸化。

+2+

如：BaCO3+2H===H2O+CO2t+Ba但不能用硝酸酸化，同理所用鋼鹽也不能是

Ba（N03溶液，因?yàn)樵谒嵝詶l件下SO：、HSO：,、SO2等會(huì)被溶液中的NO：,氧化為SO廠,從而

可使檢驗(yàn)得出錯(cuò)誤的結(jié)論。

為此，檢驗(yàn)SO二離子的正確操作為：

被檢液加足拼的加松量化〉取清液滴加Ba02溶液>有無(wú)白色沉淀（有無(wú)so?-）

山此可見(jiàn)，濃硫酸和稀硫酸都具有氧化性，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

⑴一氧化氮：無(wú)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

⑵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。

3N02+H20=2HN03+NO4N0zk^N。(無(wú)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。

①NO?或NOz與Nz(或非6)的混合氣體溶于水時(shí)可依據(jù)：3N02+H20=2HN0：i+N0利用氣

體體積變化差值進(jìn)行計(jì)算。

②NO2和5的混合氣體溶于水時(shí)，由4N0z+2H20+02=4HN()3可知，當(dāng)體積比為

-=4：1,恰好完全反應(yīng)

V(N02)：V(02)->4：1,NO2過(guò)量，剩余氣體為NO

l<4：1,過(guò)量，乘余氣體為

③NO和。2同時(shí)通入水中時(shí)，其反應(yīng)是：2N0+02=2N02,3N02+H20=2HN0：l+N0,

總反應(yīng)式為：4NO+21I2O+3O2=4HNO3當(dāng)體積比為

"=4：3,恰好完全反應(yīng)

V(NO)：V(02)<>4：3,NO過(guò)量，乘除氣體為NO

V4：3,O2過(guò)量，乘余氣體為Oz

④NO、NO”O(jiān)2三種混合氣體通入水中，可先按①求出NO,與40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NO的總體積，再按③方法進(jìn)行計(jì)算.

2、硝酸的化學(xué)性質(zhì)

①HNO：,具有酸的通性。

②HNQ,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NOz,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))；

③在溶液中NOs-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NOJ、H*、Fe2+中任意兩者能大量共存,

但三者則不能大量共存。

即：N03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,氨氣的實(shí)驗(yàn)室制法

反應(yīng)原理：2NH,Cl+Ca(0H，==CaCL+2NH3f+2上0不能用NaOH代替Ca(0H)2,因?yàn)?/p>

NaOH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NH?的氣體發(fā)生裝置與制0八CH，的相同。干燥氨氣不能選用濃WSO1、PA,也

不能選用無(wú)水CaCL,應(yīng)選用堿石灰。收集NH；,應(yīng)采用向下排空氣法。容器口塞一團(tuán)棉花(防

止空氣進(jìn)入試管，以保證收集的NM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、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

①在水中溶解性：正鹽除K\Na+、NHJ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(lái)說(shuō)，在相同溫度下酸式鹽的溶解度比正鹽大，如