1．分子

分子是能夠獨立存在并保持物質化學性質的一種微粒。

（1）分子同原子、離子一樣是構成物質的基本微粒．

（2）按組成分子的原子個數(shù)可分為：

單原子分子如：He、Ne、Ar、Kr…

雙原子分子如：O₂、H₂、HCl、NO…

多原子分子如：H₂O、P₄、C₆H₁₂O₆…

2．原子

原子是化學變化中的最小微粒。確切地說，在化學反應中原子核不變，只有核外電子發(fā)生變化。

（1）原子是組成某些物質（如金剛石、晶體硅、二氧化硅等原子晶體）和分子的基本微粒。

（2）原子是由原子核（中子、質子）和核外電子構成的。   

3．離子

離子是指帶電荷的原子或原子團。

（1）離子可分為：

陽離子：Li⁺、Na⁺、H⁺、NH₄⁺…

陰離子：Cl^?、O^2?、OH^?、SO₄^2?…  

（2）存在離子的物質：

①離子化合物中：NaCl、CaCl₂、Na₂SO₄…

②電解質溶液中：鹽酸、NaOH溶液…

③金屬晶體中：鈉、鐵、鉀、銅…

4．元素

元素是具有相同核電荷數(shù)（即質子數(shù)）的同―類原子的總稱。

（1）元素與物質、分子、原子的區(qū)別與聯(lián)系：物質是由元素組成的（宏觀看）；物質是由分子、原子或離子構成的（微觀看）。  

（2）某些元素可以形成不同的單質（性質、結構不同）―同素異形體。

（3）各種元素在地殼中的質量分數(shù)各不相同，占前五位的依次是：O、Si、Al、Fe、Ca。

5．同位素

是指同一元素不同核素之間互稱同位素，即具有相同質子數(shù)，不同中子數(shù)的同一類原子互稱同位素。如H有三種同位素：¹₁H、²₁H、³₁H（氕、氘、氚）。

6．核素

核素是具有特定質量數(shù)、原子序數(shù)和核能態(tài)，而且其壽命足以被觀察的一類原子。

（1）同種元素、可以有若干種不同的核素―同位素。

（2）同一種元素的各種核素盡管中子數(shù)不同，但它們的質子數(shù)和電子數(shù)相同。核外電子排布相同，因而它們的化學性質幾乎是相同的。

7．原子團

原子團是指多個原子結合成的集體，在許多反應中，原子團作為一個集體參加反應。原子團有幾下幾種類型：根（如SO₄^2-、OHˉ、CH₃COOˉ等）、官能團（有機物分子中能反映物質特殊性質的原子團，如―OH、―NO₂、―COOH等）、游離基（又稱自由基、具有不成價電子的原子團，如甲基游離基 ? CH₃）。

 8．基

化合物中具有特殊性質的一部分原子或原子團，或化合物分子中去掉某些原子或原子團后剩下的原子團。

（1）有機物的官能團是決定物質主要性質的基，如醇的羥基（―OH）和羧酸的羧基（―COOH）。

（2）甲烷（CH₄）分子去掉一個氫原子后剩余部分（? CH₃）含有未成對的價電子，稱甲基或甲基游離基，也包括單原子的游離基（? Cl）。

基（羥基）

根（氫氧根）

電子式

電性

電中性

帶負電

存在于

不能獨立存在，必須和其他“基”或原子團相結合

能獨立存在于溶液或離子化合物中

9．物理性質與化學性質

物理性質

化學性質

概念

（宏觀）

物質不需要發(fā)生化學變化就能表現(xiàn)出來的性質

物質在發(fā)生化學變化時表現(xiàn)出來的性質

實質

（微觀）

物質的分子組成和結構沒有發(fā)生改變時呈現(xiàn)的性質

物質的分子組成和結構發(fā)生改變時呈現(xiàn)的性質

性質包

括內容

顏色、狀態(tài)、氣味、味道、密度、熔點、沸點、溶解性、導電性、導熱性等

一般指跟氫氣、氧氣、金屬、非金屬、氧化物、酸、堿、鹽能否發(fā)生反應及熱穩(wěn)定性等

 9．物理變化和化學變化

物理變化：沒有生成其他物質的變化，僅是物質形態(tài)的變化。

化學變化：變化時有其他物質生成，又叫化學反應。

化學變化的特征：有新物質生成伴有放熱、發(fā)光、變色等現(xiàn)象

化學變化本質：舊鍵斷裂、新鍵生成或轉移電子等。二者的區(qū)別是：前者無新物質生成，僅是物質形態(tài)、狀態(tài)的變化。

10．溶解性w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

指物質在某種溶劑中溶解的能力。例如氯化鈉易溶于水，卻難溶于無水乙醇、苯等有機溶劑。單質碘在水中溶解性較差，卻易溶于乙醇、苯等有機溶劑。苯酚在室溫時僅微溶于水，當溫度大于70℃時，卻能以任意比與水互溶（苯酚熔點為43℃，70℃時苯酚為液態(tài)）。利用物質在不同溫度或不同溶劑中溶解性的差異，可以分離混合物或進行物質的提純。

在上述物質溶解過程中，溶質與溶劑的化學組成沒有發(fā)生變化，利用簡單的物理方法可以把溶質與溶劑分離開。還有一種完全不同意義的溶解。例如，石灰石溶于鹽酸，鐵溶于稀硫酸，氫氧化銀溶于氨水等。這樣的溶解中，物質的化學組成發(fā)生了變化，用簡單的物理方法不能把溶解的物質提純出來。

11．液化

指氣態(tài)物質在降低溫度或加大壓強的條件下轉變成液體的現(xiàn)象。在化學工業(yè)生產(chǎn)過程中，為了便于貯存、運輸某些氣體物質，常將氣體物質液化。液化操作是在降溫的同時加壓，液化使用的設備及容器必須能耐高壓，以確保安全。常用的幾種氣體液化后用途見下表。

氣體名稱

液化后名稱

主要用途

空氣

液體空氣

分離空氣制取氧氣、氮氣、稀有氣體

氮氣

液氮

冷凍劑

氯氣

液氯

自來水消毒劑，制氯化鐵、氯化烷等

氨氣

液氨

制冷劑，用于氨制冷機中

二氧化硫

液體二氧化硫

漂白劑

石油氣

液化石油氣

燃料

12．金屬性

元素的金屬性通常指元素的原子失去價電子的能力。元素的原子越易失去電子，該元素的金屬性越強，它的單質越容易置換出水或酸中的氫成為氫氣，它的最高價氧化物的水化物的堿性亦越強。元素的原子半徑越大，價電子越少，越容易失去電子。在各種穩(wěn)定的同位素中，銫元素的金屬性最強，氫氧化銫的堿性也最強。除了金屬元素表現(xiàn)出不同強弱的金屬性，某些非金屬元素也表現(xiàn)出一定的金屬性，如硼、硅、砷、碲等。

13．非金屬性

是指元素的原子在反應中得到（吸收）電子的能力。元素的原子在反應中越容易得到電子。元素的非金屬性越強，該元素的單質越容易與H₂化合，生成的氫化物越穩(wěn)定，它的最高價氧化物的水化物（含氧酸）的酸性越強（氧元素、氟元素除外）。

已知氟元素是最活潑的非金屬元素。它與氫氣在黑暗中就能發(fā)生劇烈的爆炸反應，氟化氫是最穩(wěn)定的氫化物。氧元素的非金屬性僅次于氟元素，除氟、氧元素外，氯元素的非金屬性也很強，它的最高價氧化物（Cl₂O₇）的水化物―高氯酸（HClO₄）是已知含氧酸中最強的一種酸。

金屬性強弱

非金屬性強弱

最高價氧化物水化物堿性強弱

最高價氧化物水化物酸性強弱

與水或酸反應，置換出H₂的易難

與H₂化合的易難及生成氫化物穩(wěn)定性

活潑金屬能從鹽溶液中置換出不活潑金屬

活潑非金屬單質能置換出較不活潑非金屬單質

陽離子氧化性強的為不活潑金屬，氧化性弱的為活潑金屬

陰離子還原性強的為非金屬性弱，還原性弱的為非金屬性強

原電池中負極為活潑金屬，正極為不活潑金屬

將金屬氧化成高價的為非金屬性強的單質，氧化成低價的為非金屬性弱的單質

電解時，在陰極先析出的為不活潑金屬

電解時，在陽極先產(chǎn)生的為非金屬性弱的單質

14．氧化性

物質（單質或化合物）在化學反應中得到（吸引）電子的能力稱為物質的氧化性。非金屬單質、金屬元素高價態(tài)的化合物、某些含氧酸及其鹽一般有較強的氧化性。

非金屬單質的氧化性強弱與元素的非金屬性十分相似，元素的非金屬性越強，單質的氧化性也越強。氟是氧化性最強的非金屬單質。氧化性規(guī)律有：①活潑金屬陽離子的氧化性弱于不活潑金屬陽離子的氧化性，如Na⁺＜Ag⁺；②變價金屬中，高價態(tài)的氧化性強于低價態(tài)的氧化性，如Fe³⁺＞Fe²⁺，MnO₄⁻＞MnO₄²⁻＞MnO₂；③同種元素含氧酸的氧化性往往是價態(tài)越高，氧化性越強，如HNO₃＞HNO₂，濃度越大，氧化性也越強，如濃HNO₃＞稀HNO₃,濃H₂SO₄＞稀H₂SO₄。然而，也有例外，如氯元素的含氧酸，它們的氧化性強弱順序是HClO＞HClO₂＞HClO₃＞HClO₄。

15．還原性

物質在化學反應中失去電子的能力稱為該物質的還原性。金屬單質、大多數(shù)非金屬單質和含有元素低價態(tài)的化合物都有較強的還原性。物質還原性的強弱取決于該物質在化學反應中失去電子能力的大小。

元素的金屬性越強，金屬單質的還原性也越強，金屬單質還原性順序和金屬活動性順序基本一致。元素的非金屬性越弱，非金屬單質的還原性越強。元素若有多種價態(tài)的物質，一般說來，價態(tài)降低，還原性越強。如含硫元素不同價態(tài)的物質的還原性：H₂S＞S＞SO₂；含磷元素物質的還原性PH₃＞P₄＞PO₃³⁻；鐵及其鹽的還原性：Fe＞Fe²⁺等。

16．揮發(fā)性

液態(tài)物質在低于沸點的溫度條件下轉變成氣態(tài)的能力，以及一些氣體溶質從溶液中逸出的能力。具有較強揮發(fā)性的物質大多是一些低沸點的液體物質，如乙醇、乙醚、丙酮、氯仿、二硫化碳等。另外氨水、濃鹽酸、濃硝酸等都具有很強的揮發(fā)性。這些物質貯存時，應密閉保存并遠離熱源，防止受熱加快揮發(fā)。

17．升華

在加熱的條件下，固態(tài)物質不經(jīng)過液態(tài)直接變?yōu)闅鈶B(tài)的變化。常見能升華的物質有I₂、干冰（固態(tài)CO₂）、升華硫、紅磷、灰砷等。

18．穩(wěn)定性

是物質的化學性質的一種。它反映出物質在一定條件下發(fā)生化學反應的難易程度。穩(wěn)定性可分為熱穩(wěn)定性、光化學穩(wěn)定性和氧化還原穩(wěn)定性。

越不活潑的物質，其化學穩(wěn)定性越好。例如：苯在一般情況下，化學性質比較穩(wěn)定，所以，常用苯作萃取劑和有機反應的介質。很多反應在水溶液中進行和水作溶劑，都是利用了水的化學穩(wěn)定性。

19．混合物

由兩種或多種物質混合而成的物質叫混合物；

（1）混合物沒有固定的組成，一般沒有固定的熔沸點；

（2）常見特殊名稱的混合物：氨水、氯水、王水、天然水、硬水、軟水、鹽酸、濃硫酸、福爾馬林、水玻璃；爆鳴氣、水煤氣、天然氣、焦爐氣、高爐煤氣、石油氣、裂解氣、空氣；合金；過磷酸鈣、漂白粉、黑火藥、鋁熱劑、水泥、鐵觸媒、玻璃；煤、石油；石油、石油的各種餾分。

【注意】由同素異形體組成的物質為混合物如紅磷和白磷。由同位素原子組成的物質是純凈物如H₂O與D₂O混合為純凈物。

20．單質

由同種元素組成的純凈物叫單質。如O₂、Cl₂、N₂、Ar、金剛石、鐵(Fe)等。HD、¹⁶O、¹⁸O也屬于單質，單質分為金屬單質與非金屬單質兩種。

21．化合物

由不同種元素組成的純凈物叫化合物。

從不同的分類角度化合物可分為多種類型，如離子化合物和共價化合物；電解質和非電解質；無機化合物和有機化合物；酸、堿、鹽和氧化物等。

22．酸

電離理論認為：電解電離出的陽離子全部是H⁺的化合物叫做酸。

常見強酸：HCIO₄、H₂SO₄、HCl、HNO₃… 

    常見弱酸：H₂SO₃、H₃PO₄、HF、HClO、H₂CO₃、H₂SO₃、CH₃COOH…

23．堿

電離理論認為，電解質電離時產(chǎn)生的陰離子全部是OHˉ的化合物叫堿。

常見強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)₂、Ca(OH)₂…

    常見弱堿：NH₃?H₂O、Al(OH)₃、Fe(OH)₃… 

24．鹽

電離時生成金屬陽離子(或NH₄⁺)和酸根離子的化合物叫做鹽。

鹽的分類：①正鹽：如：(NH₄)₂SO₄、Na₂SO₄… ②酸式鹽：如NaHCO₃、NaH₂PO₄、Na₂HPO₄…③堿式鹽：Cu₂(OH)₂CO₃… ④復鹽：KAl(SO₄)₂?12H₂O… 

25．氧化物

由兩種元素組成，其中一種是氧的化合物叫氧化物。

（1）氧化物的分類方法按組成分：

金屬氧化物：Na₂O、Al₂O₃、Fe₃O₄…

非金屬氧化物：NO₂、CO、SO₂、CO₂…

（2）按性質分：

不成鹽氧化物：CO、NO

成鹽氧化物：酸性氧化物：CO₂、SO₂…

堿性氧化物：Na₂O₂、CuO…

兩性氧化物：Al₂O₃、ZnO 

過氧化物：Na₂O₂

超氧化物：KO₂

26．同素異形體

由同種元素所形成的不同的單質為同素異形體。

（1）常見同素異形體：紅磷與白磷；O₂與O₃；金剛石與石墨。

（2）同素異形體之間可以相互轉化，屬于化學變化但不屬于氧化還原反應。

（二）正確使用化學用語   

1．四種符號   

（1）元素符號：①表示一種元素（宏觀上）。②表示一種元素的一個原子（微觀上）。③表示該元素的相對原子質量。

（2）離子符號：在元素符號右上角標電荷數(shù)及電性符號（正負號），“l(fā)”省略不寫如：Ca²⁺、SO₄²ˉ、C1ˉ、Na⁺ … 

（3）價標符號：是在元素正上方標正負化合價、正負寫在價數(shù)前�！發(fā)”不能省略。如：、、、、…w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

（4）核素符號：如²⁷₁₃Al、³²₁₆S、¹⁶₈O左上角為質量數(shù)，左下角為質子數(shù)。

2．化合價  

化合價是指一種元素一定數(shù)目的原子跟其他元素一定數(shù)目的原子化合的性質。

①在離子化合物中，失去電子的為正價，失去n個電子即為正n價；得到電子為負價，得到n個電子為負n價。

②在共價化合物中，元素化合價的數(shù)值就是這種元素的一個原子跟其他元素的原子形成的共用電子對的數(shù)目、正負則由共用電子對的偏移來決定，電子對偏向哪種原子，哪種原子就顯負價；偏離哪種原子、哪種原子就顯正價。

③單質分子中元素的化合價為零。 

3．化學式

用元素符號表示單質或化合物的組成的式子成為化學式。根據(jù)物質的組成以及結構特點，化學式可以是分子式、實驗式、結構簡式等。不同的化學式所表示的意義有區(qū)別。

離子化合物的化學式表示離子化合物及其元素組成，還表示離子化合物中陰、陽離子最簡單的整數(shù)比，同時也表示離子化合物的化學式量。例如，氫氧化鋇這種物質及其組成元素是鋇、氫、氧3種元素，化學式還表示了Ba²⁺與OH⁻的個數(shù)比是1：2，它的化學式量為171。

過氧化鈉的化學式是Na₂O₂，但不能寫成NaO，在過氧化鈉中實際存在的離子是O₂²⁻離子，且Na⁺：O₂²⁻為2：1，所以，過氧化鈉的化學式只能用Na₂O₂表示。

某些固體非金屬單質及所有的金屬單質因組成、結構比較復雜，它們的化學式只用元素符號表示。比如紅磷的化學式是P。

4．分子式

用元素符號表示物質的分子組成的式子。

一般分子式是最簡式的整數(shù)倍，多數(shù)無機物二者是一致的。但也有例外，如最簡式為NO₂的分子可能是NO₂，也可能是N₂O₄。

有些單質、原子晶體和離子晶體通常情況下不存在簡單分子，它的化學式則表示這種晶體中各元素的原子或離子數(shù)目的最簡整數(shù)比，如C、SiO₂、CsCl、Na₂CO₃、2CaSO₄?H₂O等。

分子式的意義：

（1）表示物質的元素組成；

（2）表示該物質的一個分子；

（3）表示分子中各元素的原子個數(shù)；

（4）表示該物質的相對分子質量。

例如，硫酸的分子式是H₂SO₄，它表示硫酸這種物質，也表示了硫酸的一個分子及分子是由2個氫原子、1個硫原子、4個氧原子組成。H₂SO₄同時也表示它的相對分子質量為

1.008×2+32.07+16.00×4=98.086≈98

5．實驗式

也稱最簡式。僅表示化合物中各元素原子個數(shù)比的式子。

有機物往往出現(xiàn)不同的化合物具有相同的實驗式。如乙炔和苯的實驗式是CH，甲醛、乙酸、乳酸和葡萄糖等的實驗式是CH₂O。已知化合物的最簡式和相對分子質量，就可求出它的分子式，如乙酸最簡式CH₂O，式量為60，(CH₂O)_n=60，n=2，所以乙酸分子式為C₂H₄O₂。

6．電子式

在元素符號周圍用“ ? ”或“ × ”表示其最外層電子數(shù)的式子。

（1）用電子式表示陰離子時要用[  ]括起，電荷數(shù)寫在括號外面的右上角。NH₄⁺、H₃O⁺等復雜陽離子也應如此寫。

（2）書寫簡單離子構成的離子化合物的電子式時可以遵循下面幾點：

①簡單陽離子的電子式即是離子符號。

②簡單陰離子的電子式即是元素符號周圍有8個小圓點外加[  ]及電荷數(shù)。

③陰、陽離子交替排列。如：

（3）注意各原子的空間排序及孤對電子、單電子的存在。如：

（4）用電子式表示某物質形成過程，要注意“左分右合箭頭連”的原則。如：

（5）另外，各電子式的書寫還應注意力求均勻、對稱、易識別。

7．結構式

用短線將分子中各原子按排列數(shù)序和結合方式相互連接起來的式子。書寫規(guī)律：一共用電子對畫一短線，沒有成鍵的電子不畫出。

氫氣（H₂）         H―H

氮氣（N₂）       N≡N

氨（NH₃）      

次氯酸（HClO）      H―O―Cl

用結構式表示有機物的分子結構更具有實用性，并能明確表達同分異構體，例如：

乙酸（C₂H₄O₂）     

甲酸甲酯（C₂H₄O₂）  

8．結構簡式

它是結構式的簡寫，一般用于有機物，書寫時應將分子中的官能團表示出來，它可以把連接在相同原子的相同結構累加書寫，也不需把所有的化學鍵都表示出來。例如：

乙烷（C₂H₄O₂）  CH₃CH₃

新戊烷（C₅H₁₂）  C(CH₃)₄

苯（C₆H₆）  或

乙酸（C₂H₄O₂）  CH₃COOH

9．原子結構示意圖

用以表示原子核電荷數(shù)和核外電子在各層上排布的簡圖，如鈉原子結構簡圖為：

表示鈉原子核內有11個質子，弧線表示電子層（3個電子層），弧線上數(shù)字表示該層電子數(shù)（K層2個電子，M層1個電子）。

原子結構示意圖也叫原子結構簡圖，它比較直觀，易被初學者接受，但不能把弧線看作核外電子運行的固定軌道。

10．電離方程式

   表示電解質溶于水或受熱熔化時離解成自由移動離子過程的式子。

   ①強電解質的電離方程式用“=”。弱電解質的電離方程式用“”鏈接。

②弱酸的酸式酸根的電離用“”。

HCO₃^－CO₃^－ + H⁺

③強酸的酸式酸根的電離用“=”。

     HSO₄^－= SO₄^2－ + H⁺

④多元弱酸的電離分步進行。

H₃PO₄  H₂PO₄^－+ H⁺

H₂PO₄^－ HPO₄^2－+ H⁺

HPO₄^2－ PO₄^3－+ H⁺

⑤多元弱堿的電離認為一步完成。

Fe(OH)₃Fe³⁺ + 3OH^－

11．離子反應方程式的書寫規(guī)則

用實際參加反應的離子的符號表示離子反應的式子叫做離子方程式。

離子方程式書寫原則如下：

    ①只能將易溶、易電離的物質寫成離子式；如NaCI、Na₂SO₄、NaNO₃、CuSO₄…

    ②將難溶的（如BaSO₄、BaCO₃、AgCl…），難電離的（如HClO、HF、CH₃COOH、NH₃?H₂O、H₂O），易揮發(fā)的氣體（如SO₂、CO₂、H₂S…）用化學式表示。

③微溶物：若處于混濁態(tài)要寫成分子式，澄清態(tài)改寫成離子式。

④弱酸的酸式鹽酸根不可拆開。如HCO₃ˉ、HSO₃ˉ、HSˉ。

⑤堿性氧化物亦要保留分子式。

⑥離子方程式除了應遵守質量守恒定律外，離子方程式兩邊的離子電荷總數(shù)一定相等（離子電荷守恒）。

12．熱化學方程式 

表明反應所放出或吸收的熱量的方程式，叫做熱化學分方程

（1）要注明反應的溫度和壓強，若反應是在298 K和1.013×10⁵ Pa條件下進行，可不予注明。

（2）要注明反應物和生成物的聚集狀態(tài)或晶型。常用s、l、g、aq分別表示固體、液體、氣體、溶液。

（3）ΔH與方程式計量系數(shù)有關，注意方程式與對應ΔH不要弄錯，計量系數(shù)以“mol”為單位，可以是小數(shù)或分數(shù)。

（4）在所寫化學反應計量方程式后寫下ΔH的數(shù)值和單位，方程式與ΔH應用分號隔開。

（5）當ΔH為“－”或ΔH＜0時，為放熱反應，當ΔH為“＋”或ΔH＞0時，為吸熱反應。例如：

C（石墨）＋O₂(g) = CO₂(g)；ΔH=－393.6 kJ?mol^－1

表示體系在298 K、1.013×10⁵ Pa下，反應發(fā)生了1 mol的變化（即1 mol的C與1 mol的O₂生成1 mol的CO₂）時，相應的熱效應為－393.6 kJ?mol^－1，即放出393.6 kJ的熱。

2C（石墨）＋2O₂(g) = 2CO₂(g)；ΔH=－787.2 kJ?mol^－1

表示體系中各物質在298 K，1.013×10⁵ Pa下，反應發(fā)生了1 mol的變化（即1mol的2C與1mol的2O₂完全反應生成1mol的2CO₂）時的熱效應為－787.2 kJ?mol^－1，即放出787.2 kJ的熱。

（一）掌握化學反應的四種基本類型  

1．化合反應

兩種或兩種以上的物質相互作用，生成一種物質的反應。即

A + B + C…=E

    如：CaO + H₂O= Ca(OH)₂    4NO₂+ O₂ + 2H₂O =4HNO₃  

2．分解反應

一種物質經(jīng)過反應后生成兩種或兩種以上物質的反應。即

AB = C + D …

    如：CaCO₃= CaO + CO₂↑    2KMnO₄= K₂MnO₄+ MnO₂ + O₂↑

3．置換反應

一種單質與一種化合物反應，生成另一種單質和另一種化合物的反應。

如：2Mg + CO₂= 2MgO + C   

4．復分解反應

兩種化合物相互交換成分，生成另外兩種化合物的反應。

如：AgNO₃ + HCI=AgCl ↓+ HNO₃ 

（二）氧化還原反應：氧化劑、還原劑   

1．基本概念

①氧化反應：物質失去電子（化合價升高）的反應。

還原反應：物質得到電子（化合價降低）的反應。 

②被氧化：物質失去電子被氧化。（所含元素化合價升高）。

被還原：物質得到電子被還原。（所含元素化合價降低）。

③氧化劑：得到電子的物質。

還原劑：失去電子的物質。   

④氧化性：物質得電子的能力。

還原性：物質失電子的能力。

⑤氧化產(chǎn)物：氧化反應得到的產(chǎn)物。

還原產(chǎn)物：還原反應得到的產(chǎn)物。

⑥氧化還原反應：有電子轉移（電子得失或共用電子對偏移）的反應，實質是電子的轉移，特征是化合價的升降。

2．概念間的關系

3．氧化還原反應的一般規(guī)律      

①表現(xiàn)性質規(guī)律

同種元素具有多種價態(tài)時，一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性、處于最低價態(tài)時只具有還原性、處于中間可變價時既具有氧化性又具有還原性。

②性質強弱規(guī)律

氧化劑 + 還原劑 = 還原產(chǎn)物 + 氧化產(chǎn)物

氧化劑得電子 → 還原產(chǎn)物

還原劑失電子 → 氧化產(chǎn)物

氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物

③反應先后規(guī)律

在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種還原劑時，若加入氧化劑，則它首先與溶液中最強的還原劑作用；同理，在濃度相差不大的溶液中，同時含有幾種氧化劑時，若加入還原劑，則它首先與溶液中最強的氧化劑作用。例如，向含有FeBr₂溶液中通入Cl₂，首先被氧化的是Fe²⁺

④價態(tài)歸中規(guī)律

含不同價態(tài)同種元素的物質間發(fā)生氧化還原反應時，該元素價態(tài)的變化一定遵循“高價＋低價→中間價”的規(guī)律。

　�、蓦娮邮睾阋�(guī)律

在任何氧化―還原反應中，氧化劑得電子（或共用電子對偏向）總數(shù)與還原劑失電子（或共用電子對偏離）總數(shù)一定相等。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

 4．氧化性、還原性大小的比較

（1）由元素的金屬性或非金屬性比較

a、金屬陽離子的氧化性隨其單質還原性的增強而減弱

b、非金屬陰離子的還原性隨其單質的氧化性增強而減弱

（2）由反應條件的難易比較
    不同的氧化劑與同一還原劑反應時，反應條件越易，其氧化劑的氧化性越強。如：

2KMnO₄+ 16HCl = 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ + 8H₂O（常溫）

MnO₂ + 4HCl（濃）= MnCl₂ + Cl₂↑ +2H₂O      （加熱）

前者比后者容易發(fā)生反應，可判斷氧化性：KMnO₄＞MnO₂。同理，不同的還原劑與同一氧化劑反應時，反應條件越易，其還原劑的還原性越強。

（3）根據(jù)被氧化或被還原的程度不同進行比較

當不同的氧化劑與同一還原劑反應時，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強。如：

2Fe + 3Cl₂2FeCl₃，S + Fe  FeS ，

根據(jù)鐵被氧化程度的不同（Fe³⁺、Fe²⁺），可判斷氧化性：Cl₂＞S。同理，當不同的還原劑與同一氧化劑反應時，氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性就越強。

（4）根據(jù)反應方程式進行比較

氧化劑+還原劑=還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物

簡記：左＞右

（5）根據(jù)元素周期律進行比較

一般地，氧化性：上＞下，右＞左；還原性：下＞上，左＞右。

（6）某些氧化劑的氧化性或還原劑的還原性與下列因素有關：

溫度：如熱的濃硫酸的氧化性比冷的濃硫酸的氧化性強。

濃度：如濃硝酸的氧化性比稀硝酸的強。

酸堿性：如中性環(huán)境中NO₃^－不顯氧化性,酸性環(huán)境中NO₃^－顯氧化性；又如KMnO₄溶液的氧化性隨溶液的酸性增強而增強。

注意：物質的氧化性或還原性的強弱只決定于得到或失去電子的難易，與得失電子的多少無關。

【注意】：中學化學中提及的“化”名目繁多．要判別它們分屬何種變化，必須了解其過程.請你根據(jù)下列知識來指出每一種“化”發(fā)生的是物理變化還是化學變化。

1．風化

結晶水合物在室溫和干燥的空氣里失去部分或全部結晶水的過程。

2．催化

能改變反應速度，本身一般參與反應但質量和化學性質不變。應了解中學里哪些反應需用催化劑。

 3．岐化

    同一種物質中同一元素且為同一價態(tài)原子間發(fā)生的氧化還原反應。如：2Cl₂ + 2Ca(OH)₂  = CaCl₂ + Ca(ClO)₂ + H₂Ow.w.w.k.s.5.u.c.o.m

 4．酸化

向某物質中加入稀酸使之呈酸性的過程。比如KMnO₄溶液用H₂SO₄酸化，AgNO₃溶液用HNO₃酸化。

 5．鈍化

    塊狀的鋁、鐵單質表面在冷的濃硫酸或濃硝酸中被氧化成一層致密的氧化物保護膜，阻止內層金屬與酸繼續(xù)反應。

 6．硬水軟化

    通過物理、化學方法除去硬水中較多的Ca²⁺、Mg²⁺的過程。

 7．水化

烯、炔與水發(fā)生加成反應生成新的有機物。

如：乙烯水化法：CH₂＝CH₂ + H₂O CH₃CH₂OH

乙炔水化法：CH≡CH + H₂OCH₃CHO

8．氫化（硬化）

液態(tài)油在一定條件下與H₂發(fā)生加成反應生成固態(tài)脂肪的過程。

植物油轉變成硬化油后，性質穩(wěn)定，不易變質，便于運輸?shù)取?/p>

9．皂化

油脂在堿性條件下發(fā)生水解反應的過程。

產(chǎn)物：高級脂肪酸鈉 + 甘油

10．老化

橡膠、塑料等制品露置于空氣中，因受空氣氧化、日光照射而使之變硬發(fā)脆的過程。

11．硫化

向橡膠中加硫，以改變其結構（雙鍵變單鍵）來改善橡膠的性能，減緩其老化速度的過程。

12．裂化

在一定條件下，分子量大、沸點高的烴斷裂為分子量小、沸點低的烴的過程。目的：提高汽油的質量和產(chǎn)量。比如石油裂化。

13．酯化

醇與酸生成酯和水的過程。

14.硝化（磺化）

苯環(huán)上的H被―NO₂或―SO₃H取代的過程。

（三）化學反應中的能量變化     

1．化學反應中的能量變化，通常表現(xiàn)為熱量的變化： 

（1）吸熱反應：化學上把吸收熱量的化學反應稱為吸熱反應。如C+CO₂2CO為吸熱反應。

（2）放熱反應：化學上把放出熱量的化學反應稱為放熱反應。如2H₂+O₂2H₂O為放熱反應。  

2．化學反應中能量變化的本質原因

化學反應中的能量變化與反應物和生成物所具有的總能量有關。如果反應物所具有的總能量高于生成物所具有的總能量，在發(fā)生化學反應時放出熱量；如果反應物所具有的總能量低于生成物所具有的總能量，在發(fā)生化學反應時吸收熱量。

3．反應熱、燃燒熱、中和熱、熱化學方程式

（1）反應熟：在化學反應中放出或吸收的熱量，通常叫反應熱用△H表示。單位：kJ?mol^?1

（2）燃燒熱：在101kPa時1mol H₂物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的能量，叫該物質的燃燒熱。如：101kPa時lmol H₂完全燃燒生成液態(tài)水，放出285.5 kJ?mol^?1的熱量，這就是H₂的燃燒熱。  

H₂(g)+12 O₂ (g) =H₂O(l)；△H=?285．5kJ?mol^?1

（3）中和熱：在稀溶液中，酸和堿發(fā)生中和反應而生成1mol H₂O，這時的反應熱叫做中和熱。

        H⁺(aq)+OH^?(aq)=H₂O(1)；△H=?57.3kJ?mol^?1

【注意】：化學反應的幾種分類方法：

1．根據(jù)反應物和生成物的類別及反應前后物質種類的多少分為：化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應。

2．根據(jù)反應中物質是否有電子轉移分為：氧化還原反應、非氧化還原反應。

3．根據(jù)反應是否有離子參加或生成分為：離子反應、非離子反應。

4．根據(jù)反應的熱效應分為：放熱反應、吸熱反應。

5．根據(jù)反應進行的程度分為：可逆反應、不可逆反應。

1．同位素相對原子質量

以¹²C的一個原子質量的1/12作為標準，其他元素的一種同位素原子的質量和它相比較所得的數(shù)值為該同位素相對原子質量，單位是“一”，一般不寫。

2．元素相對原子質量（即平均相對原子質量）

由于同位素的存在，同一種元素有若干種原子，所以元素的相對原子質量是按各種天然同位素原子所占的一定百分比計算出來的平均值，即按各同位素的相對原子質量與各天然同位素原子百分比乘積和計算平均相對原子質量。  

3．相對分子質量  

一個分子中各原子的相對原子質量×原子個數(shù)的總和稱為相對分子質量。   

4．物質的量的單位――摩爾

物質的量是國際單位制（SI）的7個基本單位之一，符號是n。用來計量原子、分子或離子等微觀粒子的多少。    

摩爾是物質的量的單位。簡稱摩，用mol表示

①使用摩爾時，必須指明粒子的種類：原子、分子、離子、電子或其他微觀粒子。

②1mol任何粒子的粒子數(shù)叫做阿伏加德羅常數(shù)。阿伏加德羅常數(shù)符號N _A，通常用6.02 ×10²³ molˉ¹這個近似值。

③物質的量，阿伏加德羅常數(shù)，粒子數(shù)（N）有如下關系：n=N?N_A 

5．摩爾質量：單位物質的量的物質所具有的質量叫做摩爾質量。用M表示，單位：g?molˉ¹或kg?molˉ¹。

①任何物質的摩爾質量以g?molˉ¹為單位時，其數(shù)值上與該物質的式量相等。

②物質的量(n)、物質的質量（m）、摩爾質量（M）之間的關系如下：M=m ? n

6．氣體摩爾體積：單位物質的量氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積。

用V_m表示，V_m=V÷n。常用單位L?molˉ¹

①標準狀況下，氣體摩爾體積約為22.4 L?molˉ¹。

阿伏加德羅定律及推論：

定律：同溫同壓下，相同體積的任何氣體都會有相同數(shù)目的分子。

理想氣體狀態(tài)方程為： PV=nRT（R為常數(shù)）

由理想氣體狀態(tài)方程可得下列結論：

①同溫同壓下，V₁：V₂=n₁：n₂

②同溫同壓下，P₁：P₂=M_l：M₂

③同溫同體積時，n_l：n₂=P_l：P₂

… … …

7．物質的量濃度 

以單位體積里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的量濃度。符號C_B。

C_B=n_B(mol)／V(L)  （n_B是溶質B的物質的量，V是溶液體積），單位是mol?Lˉ¹。

物質的量濃度與質量分數(shù)的換算公式：   

（一）原子結構   

1．原子（^A_ZX）中有質子（帶正電）：Z個，中子（不顯電性）：（A―Z）個，電子（帶負電）：Z個。

2．原子中各微粒間的關系：   

①A=N+Z（A：質量數(shù)，N：中子數(shù)，Z：質量數(shù)）

②Z=核電荷數(shù)=核外電子數(shù)=原子序數(shù)

③M_Z ≈ M_N≈1836 M_eˉ（質量關系）  

3．原子中各微粒的作用w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

（1）原子核

幾乎集中源自的全部質量，但其體積卻占整個體積的千億分之一。其中質子、中子通過強烈的相互作用集合在一起，使原子核十分“堅固”，在化學反應時不會發(fā)生變化。另外原子核中蘊含著巨大的能量――原子能（即核能）。

（2）質子

帶一個單位正電荷。質量為1.6726×10^-27kg，相對質量1.007。質子數(shù)決定元素的種類。

（3）中子

不帶電荷。質量為1.6748×10^-27kg，相對質量1.008。中子數(shù)決定同位素的種類。

（4）電子

帶1個單位負電荷。質量很小，約為11836×1.6726×10^-27kg。與原子的化學性質密切相關，特別是最外層電數(shù)數(shù)及排布決定了原子的化學性質。

4．原子核外電子排布規(guī)律

（1）能量最低原理：核外電子總是盡先排布在能量最低的電子層里，然后再由里往外排布在能量逐步升高的電子層里，即依次：

K→L→M→N→O→P→Q順序排列。

（2）各電子層最多容納電子數(shù)為2n²個，即K層2個，L層8個，M層18個，N層32個等。

（3）最外層電子數(shù)不超過8個，次外層不超過18個，倒數(shù)第三層不超過32個

【注意】以上三條規(guī)律是相互聯(lián)系的，不能孤立理解其中某條。如M層不是最外層時，其電子數(shù)最多為18個，當其是最外層時，其中的電子數(shù)最多為8個。

（二）元素周期律、元素周期表

1．原子序數(shù)：人們按電荷數(shù)由小到大給元素編號，這種編號叫原子序數(shù)。（原子序數(shù)=質子數(shù)=核電荷數(shù)）

2．元素周期律：元素的性質隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化，這一規(guī)律叫做元素周期律。

具體內容如下：

隨著原子序數(shù)的遞增，

①原子核外電子層排布的周期性變化：最外層電子數(shù)從1→8個的周期性變化。

②原子半徑的周期性變化：同周期元素、隨著原子序數(shù)遞增原子半徑逐漸減小的周期性變化。

③元素主要化合價的周期性變化：正價+1→+7，負價－4→－1的周期性變化。

④元素的金屬性、非金屬性的周期性變化：金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強的周期性變化。

【注意】元素性質隨原子序數(shù)遞增呈周期性變化的本質原因是元素的原子核外電子排布周期性變化的必然結果。

3．元素周期表

（1）元素周期表的結構：橫七豎十八

            第一周期   2種元素

           短周期    第二周期   8種元素

                     第三周期   8種元素

周期               第四周期   18種元素

（橫向）   長周期    第五周期   18種元素

                     第六周期   32種元素

           不完全周期：第七周期 26種元素

        主族(A)：ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA

族      副族(B)：ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB

（縱向）   第VIII 族：三個縱行，位于ⅦB族與ⅠB族中間

零族：稀有氣體元素

【注意】表中各族的順序：ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0

（2）原子結構、元素性質與元素周期表關系的規(guī)律：

①原子序數(shù)=核內質子數(shù)

②電子層數(shù)=周期數(shù)（電子層數(shù)決定周期數(shù)）

③主族元素最外層電子數(shù)=主族序數(shù)=最高正價數(shù)

④負價絕對值=8－主族序數(shù)（限ⅣA～ⅦA）

⑤同一周期，從左到右：原子半徑逐漸減小，元素的金屬性逐漸減弱，非金屬逐漸增強，則非金屬元素單質的氧化性增強，形成的氣態(tài)氧化物越穩(wěn)定，形成的最高價氧化物對應水化物的酸性增強，其離子還原性減弱。

⑥同一主族，從上到下，原子半徑逐漸增大，元素的金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱。則金屬元素單質的還原性增強，形成的最高價氧化物對應的水化物的堿性增強，其離子的氧化性減弱。

（3）元素周期表中“位、構、性”的三角關系

（4）判斷微粒大小的方法

①同周期元素的原子或最高價離子半徑從左到右逐漸減小（稀有氣體元素除外），如：Na＞Mg＞Al；Na⁺＞Mg²⁺＞Al³⁺。

②同主族元素的原子半徑或離子半徑從上到下逐漸增大，如：O＜S＜Se，F(xiàn)^－＜Cl^－＜Br^-。

③電子層數(shù)相同，核電荷數(shù)越大半徑越小，如：K⁺＞Ca ²⁺。

④核電荷數(shù)相同，電子數(shù)越多半徑越大，如：Fe²⁺＞Fe³⁺。

⑤電子數(shù)和核電荷數(shù)都不同的，一般通過一種參照物進行比較，如：比較Al³⁺與S^2-的半徑大小，可找出與Al³⁺電子數(shù)相同，與S^2－同一主族元素的O^2-比較，Al³⁺＜O^2－、O^2－＜S^2－、故Al³⁺＜S^2－。

⑥具有相同電子層結構的離子，一般是原子序數(shù)越大，離子半徑越小，如：rS^2－＞rCl^－＞rK⁺＞rCa²⁺

（5）電子數(shù)相同的微粒組

①核外有10個電子的微粒組：

原子：Ne；

分子：CH₄、NH₃、H₂O、HF；

陽離子：Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺、NH₄⁺、H₃O⁺；

陰離子：N^3－、O^2－、F^－、OH^－、NH₂^－。

②核外有18個電子的微粒：

原子：Ar；

分子：SiH₄、PH₃、H₂S、HCl、F₂、H₂O₂；

陽離子：K⁺、Ca²⁺；

陰離子：P^3－、S^2－、HS^－、Cl^－、O₂^2－。

（三）化學鍵和晶體結構

1．化學鍵：相鄰原子間強烈的相互作用叫作化學鍵。包括離子鍵和共價鍵（金屬鍵）。

2．離子建

（1）定義：使陰陽離子結合成化合物的靜電作用叫離子鍵。

（2）成鍵元素：活潑金屬（或NH₄⁺）與活潑的非金屬（或酸根，OH^－）

（3）靜電作用：指靜電吸引和靜電排斥的平衡。

3．共價鍵

（1）定義：原子間通過共用電子對所形成的相互作用叫作共價鍵。

（2）成鍵元素：一般來說同種非金屬元素的原子或不同種非金屬元素的原子間形成共用電子對達到穩(wěn)定結構。

（3）共價鍵分類：

①非極性鍵：由同種元素的原子間的原子間形成的共價鍵（共用電子對不偏移）。如在某些非金屬單質（H₂、Cl₂、O₂、P₄…）共價化合物（H₂O₂、多碳化合物）、離子化合物（Na₂O₂、CaC₂）中存在。

②極性鍵：由不同元素的原子間形成的共價鍵（共用電子對偏向吸引電子能力強的一方）。如在共價化合物（HCl、H₂O、CO₂、NH₃、H₂SO₄、SiO₂）某些離子化合物（NaOH、Na₂SO₄、NH₄Cl）中存在。

4．非極性分子和極性分子

（1）非極性分子中整個分子電荷分布是均勻的、對稱的。極性分子中整個分子的電荷分布不均勻，不對稱。

（2）判斷依據(jù)：鍵的極性和分子的空間構型兩方面因素決定。雙原子分子極性鍵→極性分子，如：HCl、NO、CO。

非極性鍵→非極性分子，如：H₂、Cl₂、N₂、O₂。

多原子分子，都是非極性鍵→非極性分子，如P₄、S₈ 。

有極性鍵幾何結構對稱→非極性分子，如：CO₂、CS₂、CH₄、Cl₄。

幾何結構不對稱→極性分子，如H₂O₂、NH₃、H₂O。

5．分之間作用力和氫鍵

（1）分子間作用力

把分子聚集在一起的作用力叫作分子間作用力。又稱范德華力。

①分子間作用力比化學鍵弱得多，它對物質的熔點、沸點等有影響。

②一般的對于組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越大，物質的熔點、沸點也越高。

（2）氫鍵

某些物質的分子間H核與非金屬強的原子的靜電吸引作用。氫鍵不是化學鍵，它比化學鍵弱得多，但比范德華力稍強。

氫鍵主要存在于HF、H₂O、NH₃、CH₃CH₂OH分子間。如HF分子間氫鍵如下：

故HF、H₂O、NH₃的沸點分別與同族氫化物沸點相比反常的高。

6．晶體w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

①分子晶體

分子間的分子間作用力相結合的晶體叫作分子晶體。

②原子晶體

相鄰原子間以共價鍵相結合而形成空間網(wǎng)狀結構的晶體叫原子晶體。

③離子晶體

離子間通過離子鍵結合而成的晶體叫作離子晶體。

④金屬晶體

通過金屬離子與自由電子間的較強作用（金屬鍵）形成的單質晶體叫作金屬晶體。

7．四種晶體類型與性質比較

晶體類型

離子晶體

原子晶體

分子晶體

金屬晶體

組成晶體的粒子

陽離子和陰離子

原子

分子

金屬陽離子和自由電子

組成晶體粒子間的相互作用

離子鍵

共價鍵

范德華力（有的還有氫鍵）

金屬鍵

典型實例

NaCl

金剛石、

晶體硅、SiO₂、SiC

冰、干冰

金屬單質

晶體的物理特性

熔點沸點

熔點較高、沸點高

熔、沸點高

熔、沸點低

熔沸點高

導熱性

不良

不良

不良

良

導電性

固態(tài)不導電，熔化或溶于水能導電

差

差

導電

延展性

不良

不良

不良

良

硬度

略硬而脆

高硬度

較小

較大

 8．物質熔點、沸點高低的比較

   （1）不同晶體類型的物質：原子晶體>離子晶體>分子晶體

   （2）同種晶體類型的物質：晶體內微粒間的作用力越大，溶、沸點越高。

①原子晶體要比較共價鍵的強弱（比較鍵能和嬪長），一般地說原子半徑越小，鍵能越大，嬪長越短，共價鍵越牢固，晶體的溶沸點越高。如：

熔點：金剛石>水晶>金剛砂>晶體硅

②離子晶體要比較離子鍵的強弱，一般地說陰陽離子電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間作用力越大，離子鍵越強，溶沸點越高。如：

熔點：MgO>MgCl₂>NaCl>CsCl

③分子晶體：

a．組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，熔沸點越高。

b．組成和結構不相似的物質，極性大則熔沸點高（如CO>N₂）。

c．有些還與分子的形狀有關。如有機同分異構體中，一般線性分子的熔沸點比帶支鏈的高，如正戊烷>異戊烷>新戊烷。

d．有些與分子中含有的碳碳雙鍵的多少有關。組成結構相似的有機物，一般含碳碳雙鍵多的熔沸點低，如油酸甘油酯（油）的熔點比硬脂酸甘油酯（脂肪）的低。

五．溶液

（一）分散系w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

1．分散系

化學上把一種或幾種物質分散成很小的微粒分布在另一種物質中所組成的體系。分散成粒子的物質叫分散質，另一種物質叫分散劑。分散質、分散劑均可以是氣態(tài)、液態(tài)或固態(tài)。

2．四種分散系比較

溶液

膠體

濁液

微粒直徑

<10^-9 m

10^-9~10^-7 m

>10^-7 m

微粒組成

分子或離子

分子的集合體或高分子

小液滴或固體小顆粒

特點

均一、穩(wěn)定、透明

均一、穩(wěn)定、透明

不均一、不穩(wěn)定、不透明

能否通過濾紙

能

能

不能

能否通過半透膜

能

不能

不能

是否具有丁達爾現(xiàn)象

無

有

無

實例

蔗糖水

食鹽水

蛋白溶液

淀粉溶液

石灰乳、油水

（二）溶液

1．溶液：一種或幾種物質分散到另一種物質里所形成的均一穩(wěn)定的混合物叫作溶液。特征是均一、穩(wěn)定、透明。

2．飽和溶液、溶解度

（1）飽和溶液和不飽和溶液：在一定溫度下，在一定量的溶劑里，不能再溶解某種溶質的溶液，叫作這種溶質的飽和溶液；還能繼續(xù)溶解某種溶質的溶液，叫作不飽和溶液。

（2）溶解度：在一定溫度下，某固體物質在100克溶劑里達到飽和狀態(tài)時所溶解的質量，叫作這種物質在這種物質在這種溶劑里的溶解度。常用s表示。質量分數(shù)ω=S(100+s)×100%

（3）溫度對溶解度的影響

固體物質的溶解度，一般隨溫度升高而增大（食鹽溶解度變化不大；Ca(OH)₂溶解度隨溫度升高而減小）。氣體物質溶解度，隨溫度升高而減小，隨壓強增大而增大。

（4）溶解度曲線：用縱坐標表示溶解度。橫坐標表示溫度。根據(jù)某溶質在不同溫度時溶解度，可以畫出該物質溶解度隨溫度變化曲線，稱之為溶解度曲線。

3．了解幾個概念：結晶、結晶水、結晶水合物、風化、潮解

（1）結晶：從溶液中析出晶體的過程。

（2）結晶水：以分子形式結合在晶體中的水，叫結晶水，它較容易分解出來，如：Na₂CO₃?10H₂O=Na₂CO₃+10H₂O，

CuSO₄?5H₂O=CuSO₄+5H₂O

（3）結晶水合物：含有結晶水的化合物叫結晶水合物。結晶水合物容易失去結晶水。常見的結晶水合物有：Na₂CO₃?10H₂O（純堿），CuSO₄?5H₂O（膽礬、藍礬），F(xiàn)eSO₄?7H₂O（綠礬），ZnSO₄?7H₂O（皓礬），MgCl₂?KCl?6H₂O（光鹵石），KAl(SO₄)₂?12H₂O或K₂SO₄?Al₂(SO₄)₃?24H₂O（明礬），CaSO₄?2H₂O（石灰膏），H₂C₂O₄?H₂O（草酸）。

（4）風化：結晶水在常溫和較干燥的空氣里失去部分或全部結晶水的現(xiàn)象叫風干。

（5）風化本質：結晶水合物分解Na₂CO₃?10H₂O（無色晶體）=Na₂CO₃?H₂O（白色粉末）+9H₂O

（6）風化現(xiàn)象：由晶體狀逐漸變成粉末。因此凡具有此現(xiàn)象的自然過程過程都可稱為風化，如巖石的風化，它顯然不屬于結晶水合物失去結晶水的過程。

（7）潮解：某些易溶于水的物質吸收空氣中的水蒸汽，在晶體表面逐漸形成溶液或全部溶解的現(xiàn)象叫潮解。

（8）易潮解的物質有：CaCl₂、MgCl₂、NaOH等。

（9）粗鹽易潮解，而精鹽不易潮解。這是因為粗鹽中含有少量MgCl₂雜質的緣故。

4．膠體

（1）定義：分散質的微粒在1nm～100nm之間分散系，叫作膠體。

（2）分類：按分散劑的狀態(tài)分為液溶膠：Fe(OH)₃膠體、淀粉溶液、固溶膠、有色玻璃、氣溶膠：煙、云、霧。

（3）性質：①丁達爾現(xiàn)象（可用來鑒別膠體和溶液） ②布朗運動 ③電泳現(xiàn)象 ④膠體聚沉（加入電解質、加入帶異種電荷的膠體、加熱，均可使膠體聚沉）。

5．膠體的應用（解釋問題）

①沙洲的形成 

②鹵水點豆腐 

③明礬（或FeCl₃） 凈水

④工業(yè)制皂的鹽析 

⑤冶金工業(yè)電泳除塵

六．化學反應速率、化學平衡

（一）化學反應速率

1．定義：化學反應速率是用來衡量化學反應進行快慢程度的，通常用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加來表示。單位：mol/(L?min)或mol/(L?s)  v=△c?△t

2．規(guī)律：同一反應里用不同物質來表示的反應速率數(shù)值可以是不同的，但這些數(shù)值，都表示同一反應速率。且不同物質的速率比值等于其化學方程式中的化學計量數(shù)之比。如反應mA+nB=pC+qD  的v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=m：n：p：q

3．影響反應速率的因素

    內因：參加反應的物質的結構和性質是影響化學反應速率的決定性因素。例如H₂、F₂混合后，黑暗處都發(fā)生爆炸反應，化學反應速率極快，是不可逆反應。而H₂、N₂在高溫、高壓和催化劑存在下才能發(fā)生反應，化學反應速率較慢，由于是可逆反應，反應不能進行到底。

外因：

①濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，單位體積發(fā)生反應的分子數(shù)增加，反應速率加快。

②壓強：對于有氣體參加的反應，當其他條件不變時，增加壓強，氣體體積縮小，濃度增大，反應速率加快。

③溫度：升高溫度時，分子運動速率加快，有效碰撞次數(shù)增加，反應速率加快，一般來說，溫度每升高10℃反應速率增大到原來的2～4倍。

④催化劑：可以同等程度增大逆反應速率。

⑤其他因素：增大固體表面積（粉碎），光照也可增大某些反應的速率，此外，超聲波、電磁波、溶劑也對反應速率有影響。

【注意】：①改變外界條件時，若正反應速率增大，逆反應速率也一定增大，增大的倍數(shù)可能不同，但不可能正反應速率增大，逆反應速率減小。

②固體、純液體濃度視為常數(shù)，不能用其表示反應速率，它們的量的變化不會引起反應速率的變化，但其顆粒的大小可影響反應速率。

③增大壓強或濃度，是增大了分子之間的碰撞幾率，因此增大了化學反應速率；升高溫度或使用催化劑，提高了活化分子百分數(shù)，增大了有效碰撞次數(shù)，使反應速率增大。

（二）化學平衡

1．化學平衡狀態(tài)：指在一定條件下的可逆反應里，正反應和逆反應的速率相等，反應混合物中各組分的濃度不變的狀態(tài)。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

2．化學平衡狀態(tài)的特征

（1）“等”即 V_正=V_逆>0。

（2）“動”即是動態(tài)平衡，平衡時反應仍在進行。

（3）“定”即反應混合物中各組分百分含量不變。

（4）“變”即條件改變，平衡被打破，并在新的條件下建立新的化學平衡。

（5）與途徑無關，外界條件不變，可逆反應無論是從正反應開始，還是從逆反應開始，都可建立同一平衡狀態(tài)（等效）。

3．化學平衡狀態(tài)的標志

化學平衡狀態(tài)的判斷（以mA+nBxC+yD為例），可從以下幾方面分析：

①v(B_耗)=v(B_生)

②v(C_耗):v(D_生)=x : y

③c(C)、C%、n(C)%等不變

④若A、B、C、D為氣體，且m+n≠x+y，壓強恒定

⑤體系顏色不變

⑥單位時間內某物質內化學鍵的斷裂量等于形成量

⑦體系平均式量恒定（m+n ≠ x+y）等

4．影響化學平衡的條件

（1）可逆反應中舊化學鍵的破壞，新化學鍵的建立過程叫作化學平衡移動。

（2）化學平衡移動規(guī)律――勒沙特列原理

如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強或溫度），平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。

①濃度：增大反應物（或減小生成物）濃度，平衡向正反應方向移動。

②壓強：增大壓強平衡向氣體體積減小的方向移動。減小壓強平衡向氣體體積增大的方向移動。

③溫度：升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動。降低溫度，平衡向放熱反應方向移動。

④催化劑：不能影響平衡移動。

 5．等效平衡

在條件不變時，可逆反應不論采取何種途徑，即由正反應開始或由逆反應開始，最后所處的平衡狀態(tài)是相同；一次投料或分步投料，最后所處平衡狀態(tài)是相同的。某一可逆反應的平衡狀態(tài)只與反應條件（物質的量濃度、溫度、壓強或體積）有關，而與反應途徑（正向或逆向）無關。

（1）等溫等容條件下等效平衡。對于某一可逆反應，在一定T、V條件下，只要反應物和生成物的量相當（即根據(jù)系數(shù)比換算成生成物或換算成反應物時與原起始量相同），則無論從反應物開始，還是從生成物開始，二者平衡等效。

（2）等溫、等壓條件下的等效平衡。反應前后分子數(shù)不變或有改變同一可逆反應，由極端假設法確定出兩初始狀態(tài)的物質的量比相同，則達到平衡后兩平衡等效。

（3）在定溫、定容情況下，對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應，只要反應物（或生成物）的物質的量的比值與原平衡相同，兩平衡等效。

6．化學平衡計算時常用的2個率

（1）反應物轉化率=轉化濃度÷起始濃度×100%=轉化物質的量÷起始物質的量×100%。

（2）產(chǎn)品的產(chǎn)率=實際生成產(chǎn)物的物質的量÷理論上可得到產(chǎn)物的物質的量×100%。

7．催化劑

   能改變其他物質的化學反應速率，本身在反應前后質量和性質都不變的物質。通常說的催化劑是指能加快化學反應速率的正催化劑，也有減慢化學反應速率的負催化劑或阻催化劑。在反應中加負催化劑能大大延緩反應速率，使人們不需要的化學反應如金屬的銹蝕，食物的腐爛，塑料的老化盡可能慢地發(fā)生。

   催化劑的催化作用具有很強的選擇性，某種催化劑往往只能催化某一種反應或某一類反應。使用生物酶制劑時的選擇性更為突出。w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

   常用的催化劑及催化反應

   二氧化錳  氯酸鉀分解制氧氣；過氧化氫分解成水和氧氣。

   五氧化二釩  二氧化硫催化氧化成三氧化硫。

   鐵觸媒  合成氨。

   鉑或鉑銠合金  氨的催化氧化。

   硫酸汞  乙炔水化制乙醛。

   醋酸錳  乙醛氧化制乙酸。

   鎳  不飽和烴及其他不飽和有機物與氫氣的加成反應。

   三溴化鐵  笨的溴化制溴苯。

   … …

   使用催化劑進行催化反應時，要注意對反應物的凈化，避免帶入的某些雜質使催化劑喪失催化功能，這種作用稱作催化劑中毒。

七．電解質溶液

（一）電解質和非電解質、強電解質和弱電解質

1．電解質

   凡是水溶液里或熔融狀態(tài)時能電離進而能導電的化合物叫做電解質。電解質溶于水或熔融時能電離出自由移動的陰、陽離子，在外電場作用下，自由移動的陰、陽離子分別向兩極運動，并在兩極發(fā)生氧化還原反應。所以說，電解質溶液或熔融狀態(tài)時導電是化學變化。

 2．分類

   （1）強電解質：是指在水溶液里幾乎能完全電離的電解質。

   （2）弱電解質：是指在水溶液中只能部分電離的電解質。

 3．強電解質和弱電解質的比較

強電解質

弱電解質

定義

水溶液里完全電離的電解質

水溶液里部分電離的電解質

化學鍵種類

離子鍵、強極性鍵

極性鍵

電離過程

完全電離

部分電離

表示方法

用等號“=”

用可逆號“”

代表物

強酸：HCl、H₂SO₄、HNO₃、HI

強堿：NaOH、KOH、Ba(OH)₂、Ca(OH)₂

絕大多數(shù)鹽：NaCl、BaSO₄

弱酸：H₂S、H₂CO₃、H₃PO₄、HF、CH₃COOH

弱堿：NH₃?H₂O

個別鹽：HgCl₂、

Pb(CH₃COO)₂

 4．非電解質

凡是在水溶液里或熔融狀態(tài)都不能電離也不能導電的化合物。

常見的非電解質

非金屬氧化物：CO₂、SO₂、SO₃、NO₂、P₂O₅

某些非金屬氫化物：CH₄、NH₃

大多數(shù)有機物：苯、甘油、葡萄糖

（二）弱電解質的電離平衡

1．弱電解質的電離特點

（1）微弱：弱電解質在水溶液中的電離是部分電離、電離程度都比較小，分子、離子共同存在。 

（2）可逆：弱電解質在水分子作用下電離出離子、離子又可重新結合成分子。因此，弱電解質的電離是可逆的。 

（3）能量變化：弱電解質的電離過程是吸熱的。

（4）平衡：在一定條件下最終達到電離平衡。

2．電離平衡：當弱電解質分子離解成離子的速率等于結合成分子的速率時，弱電解質的電離就處于電離平衡狀態(tài)。電離平衡是化學平衡的一種，同樣具有化學平衡的特征。條件改變時平衡移動的規(guī)律符合勒沙特列原理。

（三）水的電離和溶液的pH值

1．水的電離和水的離子積常數(shù)

H₂O是一種極弱電解質，能夠發(fā)生微弱電離H₂OH⁺ + OH^?

25℃時 c(H⁺)=c(OH^?)=10^?7 mol?L^?1

水的離子積K_w=c(H⁺)?c(OH^?)=10^?14（25℃）

①K_w只與溫度有關，溫度升高，K_w增大。如：100℃ K_w=10^?12

②K_w適用于純水或稀酸、稀堿、稀鹽水溶液中。

2．溶液的pH

（1）pH：pH=?lg[c(H⁺)]。在溶液的c(H⁺)很小時，用pH來表示溶液的酸堿度。

（2）含義：pH越大，c(H⁺)越小，c(OH^?)越大，酸性越弱，堿性越強。pH越小c(H⁺)。c(OH^?)越小，酸性越強，堿性越弱。

（3）范圍：0～14  

（四）鹽類水解  

1．鹽類水解定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H⁺或OH^?結合生成弱電解質的反應叫作鹽類的水解。

2．鹽類水解規(guī)律

（1）誰弱誰水解，誰強顯誰性，越弱越水解，都弱都水解，兩強不水解。

（2）多元弱酸根、正酸根離子比酸式酸根離子水解程度大得多，故可只考慮第一步水解。

（3）水解是吸熱反應，升溫水解程度增大。  

（4）單離子水解程度都很小，故書寫水解離子方程式時要用“”，不能用“↑”或“↓”符號。

3．鹽類水解的類型

   （1）單向水解：強酸和弱堿生成的鹽，溶液呈酸性；強堿和弱酸生成的鹽，溶液顯堿性。如NH₄Cl溶于水：

NH₄⁺ + H₂O  NH₃?H₂O + H⁺

   CH₃COONa溶于水：CH₃COO^- + H₂O  CH₃COOH + OH^-

（2）互相促進水解：弱酸和弱堿生成的鹽溶于水，電離產(chǎn)生弱酸的陰離子和弱堿的陽離子，二者分別結合水電離產(chǎn)生的H⁺和OH^-發(fā)生水解，而水溶液的離子積不變，因此促進水的電離使反應進行的程度較大。溶液的酸堿性取決于生成的弱電解質的相對強弱。如CH₃COONH₄溶于水：

  CH3COO^- + NH₄⁺  CH₃COOH + NH₃?H₂O

（3）互相抑制水解：能電離產(chǎn)生兩種以上的弱酸陰離子或弱堿陽離子的鹽溶于水，弱酸的陰離子或弱堿的陽離子均發(fā)生水解，但是互相抑制，所以這一類的水解程度較小。如(NH₄)₂Fe(SO₄)₂溶于水：

NH₄⁺ + H₂O  NH₃?H₂O + H⁺

Fe²⁺ + 2H₂O Fe(OH)₂ + H⁺

NH₄⁺水解產(chǎn)生的H⁺對Fe²⁺的水解起到抑制作用，反之也成立。

（五）電化學 

1．原電池

（1）概念：將化學能轉化為電能的裝置。 

（2）實質：化學能轉化為電能。  

（3）構成前提：能自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應。

（4）構成條件：①兩個電極 ②電解質溶液 ③“兩極“一液”聯(lián)成回路 ④能自發(fā)地發(fā)生氧化還原反應。

（5）電極構成：

負極：還原性相對較強的材料。

正極：還原性相對較弱的材料。

（6）電極反應：

負極：失去電子，氧化反應。

正極：得到電子，還原反應。

 2．化學電源

電池名稱

負極

正極

電解質溶液

電極反應

干電池

Zn

C(NH₄⁺)

NH₄Cl和淀粉糊

負極：Zn-2e^-= Zn²⁺

正極：2NH₄⁺+2e^-=2NH₃+H₂↑

銀鋅電池

Zn

Ag₂O

KOH

負極：Zn-2OH^--2e^-= ZnO+H₂O

正極：Ag₂O+H₂O+2e^-=2Ag+OH^-

鉛蓄電池（放電）

Pb

PbO₂

H2_SO₄

負極：Pb +SO₄^2--2e^-= PbSO₄

正極：PbO₂+4H⁺+SO₄^2-

+2e^-= PbO₄+2H₂O

氫氧燃料電池

Pt

(H₂)

Pt(O₂)

KOH

負極：2H₂+4OH^--4e^-=4H₂O

正極：O₂+ 2H₂O+4e^- =4OH^-

3．金屬的腐蝕與防護  

（1）定義：金屬單質被空氣中的成分或其他氧化劑氧化而變質的現(xiàn)象叫做金屬腐蝕。

（2）金屬腐蝕的種類分為化學腐蝕、電化學腐蝕兩種。   

（3）金屬防護   

①涂保護層。如涂油、電鍍、表面處理等。

②保持干燥。

③改變金屬的內部結構，使其穩(wěn)定，如不銹鋼。   

④犧牲陽極的陰極保護法即用一種更為活潑的金屬與要保護的金屬構成原電池。 

⑤外加電源法。將被保護的金屬與電源負極相連，電源向該金屬提供電子，該金屬就不失電子而得以保護。   

4．電解原理及其應用  

（1）電解定義：使電流通過電解質溶液而在陰、陽兩極引起氧化還原反應過程明電解。

（2）裝置：電解池（或電解槽）    

特點：把電能轉化為化學能。形成條件①與電源相連的兩個電極②電解質溶液或熔化電解質⑨形成閉合回路。

（3）電解原理：

與電源正極相連

↓

陰離子移向→陽極←發(fā)生氧化反應

陽離子移向→陰極←發(fā)生還原反應

↑

與電源負極相連

（4）電解時電極產(chǎn)物的判斷

①陽極產(chǎn)物的判斷

首先看電極，如果是活性電極（金屬活動順序表Ag以前），則電極材料失電子，電極溶解。如果是惰性電極（Pt、Au、石墨），則要再看溶液中的離子的失電子能力。陰離子放電順序如下：

S^2-＞I^-＞Br^-＞Cl^-＞OH^-＞SO₄^2-＞NO₃^-＞F^-

②陰極產(chǎn)物的判斷

     直接根據(jù)陽離子放電順序進行判斷，陽離子放電順序：

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

（5）電解應用：w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

①銅的粗煉

陽極（粗銅）：Cu?2e^?=Cu²⁺

陰極（純銅）：Cu²⁺+2e^?=Cu

電解質溶液：CuSO₄（含H₂SO₄）

②氯堿工業(yè)

陽極（鈦網(wǎng)）：2Cl^??2e^?=Cl₂↑

陰極（碳鋼網(wǎng)）：2H⁺+2e^?=H₂↑

電解質溶液：飽和食鹽水

總反應：2NaCl+H₂O=2NaOH+H₂↑+Cl₂↑

③鍍銅

陽極（銅）：Cu?2e^?=Cu²⁺

陰極（鐵或其他鍍件）：Cu²⁺+2e^?=Cu 

電鍍液：CuSO₄溶液

第二部分   常見元素的單質

及其重要化合物

（一）非金屬元素概論   

1．非金屬元素在周期表中的位置

在目前已知的112種元素中，非金屬元素有22種，除H外非金屬元素都位于周期表的右上方（H在左上方）。F是非金屬性最強的元素。

2．非金屬元素的原子結構特征及化合價

（1）與同周期的金屬原子相比，最外層電子數(shù)較多，次外層都是飽和結構（2、8或18電子結構）。  

（2）與同周期的金屬原子相比較，非金屬元素原子核電荷數(shù)多，原子半徑小，化學反應中易得到電子，表現(xiàn)氧化性。

（3）最高正價等于主族序數(shù)（O、F無+6、+7價）‘對應負價以絕對值等于8?主族序數(shù)。如S、N、C1等還呈現(xiàn)變價。

3．非金屬單質

（1）組成與同素異形體  

非金屬單質中，有單原子分子的He、Ne、Ar等稀有氣體；雙原子分子的H₂、O₂、Cl₂、H₂、Br₂等，多原子分子的P₄、S₈、C₆₀、O₃等原子晶體的金剛石，晶體硅等。同一元素形成的不同單質常見的有O₂、O₃；紅磷、白磷；金剛石、石墨等。

（2）聚集狀態(tài)及晶體類型 

常溫下有氣態(tài)（H₂、O₂、Cl₂、N₂…），液態(tài)（Br₂）、固態(tài)（I₂、磷、碳、硅…）。常溫下是氣缽，液態(tài)的非金屬單質及部分固體單質，固態(tài)時是分子晶體，少量的像硅、金剛石為原子晶體，石墨“混合型”晶體。

4．非金屬的氫化物

（1）非金屬氫化物的結構特點

①IVA―RH₄正四面體結構，非極性分子；VA―RH₃三角錐形，極性分子；VIA―H₂R為“V”型，極性分子；VIIA―HR直線型，極性分子。

②固態(tài)時均為分子晶體，熔沸點較低，常溫下H₂O是液體，其余都是氣體。

（2）非金屬氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性

一般的，非金屬元素的非金屬性越強，生成的氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定。因此，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性是非金屬性強弱的重要標志之一。

（3）非金屬氫化物具有一定的還原性

如：NH₃：H₂S可被O₂氧化HBr、HI可被Cl₂、濃H₂ SO₄氧化等等。

5．最高價氧化物對應水化物（含氧酸）的組成和酸性。

元素的非金屬性越強，其最高價氧化物對應水化物的酸性越強，故非金屬元素的最高價含氧酸的酸性也是非金屬性強弱的重要標志之一。

（二）鹵族元素   

1．氯氣

（1）分子式Cl₂電子式結構式Cl―Cl

（2）物理性質：黃綠色有刺激性氣味、有毒、易液化能溶于水（1：2）。

（3）化學性質：

①與金屬反應將金屬氧化成高價態(tài)Cu+Cl₂=CuCl₂（棕黃色煙）

②與非金屬反應

H₂+Cl₂=2HCl（蒼白色火焰，工業(yè)上制HCl），

H₂+Cl₂=2HCl（爆炸）

③與水反應

Cl₂+H₂O=HCl+HClO，HCIO是一種弱酸（HClO=H⁺+ClO^?），具有強氧化性，可進行漂白、消毒殺菌等，在光照下易分解：2HClO=2HCl+O₂↑

④與堿反應

Cl₂+2NaOH=NaCl+NaClO+H₂O（用于吸收多余Cl₂）

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

漂白粉的有效成分為Ca(ClO)₂在空氣中易失效變質：

Ca(ClO)₂+CO₂+H₂O=CaCO₃↓+2HClO

⑤與還原性物質反應

Cl₂+2Br ^?=2Cl^?+Br₂Cl₂+H₂S=2HCl+S↓

（4）制法：

①實驗室制法

MnO₂+4HCl（濃）=MnCl₂+Cl₂↑+2H₂O

②業(yè)制法    

2NaCl+2H₂O=2NaOH+H₂↑+Cl₂↑

2NaCl（熔融）=2Na+Cl₂↑     

2．鹵族元素

（1）鹵族元素性質的通性及遞變性

①元素周期表中的位置：第ⅦA族

②原子結構相同點：最外層電子數(shù)均為7個同點：電子層數(shù)不同

③主要性質的相似性：單質均為雙原子非極性分子；主要化合價為−l價，最高正價為+7價（F除外）；單質具有強氧化性。

④主要性質的遞變性。（從F到I）原子半徑和離子半徑逐漸增大；非金屬性及單質氧化性逐漸減弱，即氧化性F₂＞Cl₂＞Br₂＞I₂；與H₂化合生成HX的反應由易至難，且氫化物的穩(wěn)定性由強到弱，即穩(wěn)定性HF＞HCl＞HBr＞HI；最高價氧化物的承化物的酸性逐漸減弱；鹵離的還原性增強，前面元素的單質能把后面的元素置換出來。單質的顏色變深，熔沸點升高。

（2）鹵素及其化合物特性歸納

①Cl₂、Br₂、I₂與水反應類型相同，可用通式X₂+H₂O=HX+HXO，而F₂特殊F₂+2H₂O=4HF+O₂，由此得出它們與堿反應Cl₂、Br₂、I₂相同，F(xiàn)₂不同。

②F₂、Cl₂、Br₂與Fe作用得+3價鐵，而I₂+Fe=FeI₂。

③Cl^?、Br ^?、I^?跟AgNO₃分別產(chǎn)生白色沉淀、淺黃色沉淀、黃色沉淀；而AgF可溶于水，無色溶液。

④氯水具有漂白性，但溴水、碘水中HBrO和HIO很少，漂白性很差。

⑤碘與淀粉變藍，但淀粉碘化鉀試紙投入氯水中不變藍，因為氯水過量，發(fā)生下列反應I₂+5Cl₂+6H₂O=2HIO₃+10HCl。

⑥氫氛酸為弱酸，余者為強酸，旦酸性逐漸增強；氫氟酸腐蝕玻璃，其他氫鹵酸沒有此性質。

（3）鹵離子（X^?）的檢驗（X=Cl、Br、I）

在含有鹵離子（X^?）的溶滾中，加入：HNO₃酸化的AgNO₃溶液。Cl^?+Ag⁺=AgCl↓（白），Br ^?+Ag⁺=AgI↓（黃色），

  Br⁻+Ag⁺=AgBr↓（淡黃色），I^?+Ag⁺=AgI↓（黃色）

 3．鹵素單質及化合物的特殊性

①F只顯-1價，一般無含氧酸，氟氣能跟稀有氣體反應，氫氟酸是弱酸，但能腐蝕玻璃，CaF₂難溶于水。而AgF易溶于水

②溴是常溫下惟一呈液態(tài)的非金屬，易揮發(fā)。

③碘易升華，碘遇淀粉反應生成藍色物質。

④Cl₂、Br₂、I₂溶解性

Cl₂

Br₂

 I₂

水中

黃(溶)

橙(溶)

黃褐(微溶)

CCl₄

黃(易溶)

橙紅(易溶)

紫紅(易溶)

4．知識框架

（三）氧族元素

 1．氧族元素概述

（1）包括：氧（⁸O）、硫（¹⁶ S）、硒（³⁴ Se）、碲（⁵² Te）、釙（⁸⁴ Po）等幾種元素。

（2）周期表中位置：VIA族；2―6周期。

（3）最外層電子數(shù)：6e。

（4）化合價：?2，0，+4，+6（O一般無正價）。

（5）原子半徑：隨核電荷數(shù)增大而增大，即rO＜r S＜r Se＜r Te。

（6）元素非金屬性：從O→Te由強→弱。

2．氧族元素性質的相似性及遞變性

（1）相似性

①最外層電子都有6個電子，均能獲得2個電子，而達到穩(wěn)定結構。

②在氣態(tài)氫化物中均顯2價，分子式為H₂R。

③在最高價氧化物中均+6價，分子式為RO₃。

④最高價氧化物對應水化物的分子式為H₂ RO₄。

（2）遞變性（O 、S、 Se、 Te）

①單質的溶沸點升高，氧化性減弱。

②氣態(tài)氫化物熱穩(wěn)定性減小，還原性增強。

③最高價氧化物的水化物酸性減弱。

3．二氧化硫 

（1）二氧化硫的物理性質：無色有刺激性氣味，有毒，密度比空氣大，易液化、易溶于水（與H₂O化合生成H₂ SO₃，SO₂+H₂O =H₂SO₃）

（2）二氧化硫的化學性質：

①具有酸性氧化物通性

②還原性：SO₂+Cl₂+2H₂O=H₂SO₄+2HCl   2SO₂+O₂=2SO₃

③弱氧化性：SO₂+2H₂S=3S+2H₂O

④漂白性：SO₃可使品紅褪色（可逆，加熱又恢復紅色）

（3）二氧化硫的污染

①SO₂是污染大氣的主要有害物質之一，直接危害是引起呼吸道疾病。

②形成酸雨pH＜5、6，破壞農(nóng)作物、森林、草原、使土壤酸性增強等等。

③含SO₂的工業(yè)廢氣必須經(jīng)過凈化處理才能排放到空氣中。

4．硫酸工業(yè)和硫酸

（1）接觸法制硫酸

反應原理：①造氣：4FeS₂+11O₂(g)=2Fe₂O₃+8SO₂

              ②氧化：2SO₂+O₂=2SO₃

③吸收：SO₃+H₂O=H₂SO₄

分別對應的設備：①沸騰爐  ②接觸室  ③吸收塔

具體措施：粉碎礦石、過量空氣、熱交換、催化氧化、逆流、循環(huán)、濃H₂ SO₄吸收SO₃（防止形成酸霧）、尾氣處理（用氨水吸收SO₂，生成(NH₄)₂SO₃，再用H₂SO₄處理，便又可生成SO₂）。

（2）濃硫酸（98.3％）的特性

①吸水性：H₂SO₄易與H₂O結合，并放出大量熱，所以濃硫酸常做酸性氣體的干燥劑(不可干燥H₂S)。

②脫水性：濃H₂SO₄遇見某些有機化合物，可將其中氫、氧原子個數(shù)按2:1比例脫去，即為脫水性，C₁₂H₂₂O₁₁12C＋11H₂O(濃H₂SO₄脫水性)

③強氧化性：濃H₂SO₄與金屬、與非金屬、與具有還原性物質發(fā)生氧化-還原反應，如：

Cu＋2H₂SO₄(濃)=CuSO₄+SO₂↑+2H₂O

C＋2H₂SO₄(濃)=CO₂↑+2SO₂↑+2H₂O

H₂S+H₂SO₄(濃)=S＋SO₂↑+2H₂O

2NaI＋2H₂SO₄(濃)= Na₂SO₄+SO₂↑+I₂+2H₂O

與還原劑反應濃H₂SO₄的還原產(chǎn)物都為SO₂。

常溫下，濃H₂SO₄使Fe、Al表面發(fā)生鈍化(生成致密氧化膜)，而不發(fā)生產(chǎn)生氣體的反應。

（四）碳族元素

1．碳及其重要化合物

（1）一氧化碳和二氧化碳

（2）活性炭的吸附作用及其應用 木材干餾所得的固態(tài)產(chǎn)物是木炭，木炭由于它的孔隙被干餾時產(chǎn)生的油脂等物質所覆蓋，吸附能力較弱，經(jīng)活化處理增加表面積后就有高的吸附能方。這種具有高吸收能力的碳，稱為活性炭。活性炭的孔隙多，內表面積大，一般為500rn²/g～l000m²/g。活性炭屬于非極性吸附劑，因此易吸附非極性或弱極性物質。常見的易被活性炭吸附的物質及應用如下：

①有毒的氣體（或蒸汽）：NO、NO₂、Cl₂、Br₂、C₆H₆（苯）。活性炭用于去毒、防毒。

②色素�；钚蕴坑糜谌芤好撋�（漂白），如制造白糖工業(yè)中可用活性炭做脫色劑。

③水中有臭味的物質�；钚蕴坑糜谒�的除臭凈化。

（3）碳及其重要化合物

2．硅及其重要化合物  

（1）硅的存在：自然界中以化合態(tài)存在，含量僅次于氧，排第二位，是構成礦物和巖石的主要成分。

（2）硅島單質：有晶體硅和無定形硅兩種同素異形體，晶體硅是原子晶體，類似于金剛石，熔沸點高、硬度大，是良好的半導體。

（3）硅的性質：性質穩(wěn)定不易與其他物質發(fā)生化學反應

①Si+O₂=SiO₂

②Si+2NaOH+H₂O=Na₂SiO₃+2H₂↑

（4）硅的制備及提純：SiO₂+2C=Si+CO↑ ， Si+2Cl₂=SiCl₄      SiCl₄+2H₂=Si+4HCl

（5）硅的氧化物SiO₂：

①原子晶體，熔點高、硬度大

②酸性氧化物：但不溶于水，也不與水反應

 SiO₂+CaOCaSiO₃   SiO₂+2NaOH=Na₂SiO₃+H₂O

③與氫氟酸反應：SiO₂+4HF=SiF₄ ↑+2H₂O

④光導纖維的主要原抖，制造石英玻璃等。

（6）硅及其重要化合物

（五）氨族元素

  1．氦族元素概述 

（1）周期表中的位置：第VA族（N、P、As、Sb、Bi）2―6周期

（2）原子結構特點相同點：最外層電子數(shù)均為5個不同點：電子層數(shù)不同

（3）主要性質：

①相似性：a．最高正價均為+5，負價為?3；（Sb、Bi無負價）b．最高價氧化物的水化物（HRO₃或H₃RO ₄）呈酸性

②逆變性（按N→Bi）原子半徑由小到大；氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性減弱；最高價含氧酸的酸性減弱（HNO₃＞H₃PO₄）；與同周期鹵素、氧族比非金屬性要弱。

2．氮及其重要化合物

（1）氮的化學性質：常溫時，N₂不活潑，可代替稀有氣體作保護氣，但在點燃、放電、高溫等條件下能與H₂、O₂、Mg等發(fā)生反應：

①N₂+3H₂=2NH₃

②N₂+O₂=2NO

③N₂+3MgMg₃N₂  （Mg₃N₂+6H₂O=Mg(OH)₂ ↓+2NH₃ ↑）（2）氮的氧化物：

N元素有+l、+2、+3、+4、+5五種價態(tài)，分別對應的氧的物為N₂O、NO、N₂O₃、NO₂(N₂O₄)、N₂O₅ 其中N₂O₃、N₂O₅。分別是HNO₂、HNO₃的酸酐，NO是無色還原性較強的有毒氣體，易被O₂氧化。NO₂是紅棕色易溶于水的刺激性的有毒氣體，氧化性較強，能氧化SO₂使?jié)駶櫟腒I一淀粉試紙變藍。重要反應：2NO+O₂=2NO₂；3NO₂+H₂ O=2HNO₃+NO

（3）氨氣的性質及用途

①物理性質：無色有刺激性氣味的氣體，極易溶于水（1：700）易液化。

②化學性質：與水反應：NH₃+H₂O=NH₃?H₂O=NH₄⁺+OH^?

NH₃是惟一能使?jié)櫇竦募t色石蕊試紙交藍的氣體，常用此性質檢驗NH₃。

與酸反應：NH₃+HCl=NH₄Cl（生成白煙）

與O₂反應：4NH₃+5O₂=4NO+6H₂O+Q

與CO₂反應（制取尿素）：2NH₃+CO₂=CO(NH₂)₂+H₂O

③氨的制法

安驗室制法：用銨鹽與堿共熱。

2NH₄Cl+Ca(OH)₂=CaCl₂+2NH₃↑+2H₂O

工業(yè)制法：原料為水、煤和空氣N₂+3H₂=2NH₃

（4）硝酸（HNO₃）

硝酸的化學性質：HNO₃為強酸，除具有酸的通性外還具有以下特性：不穩(wěn)定性：（見光受熱易分解），4HNO ₃=4NO₂↑+O₂ ↑+2H₂O

強氧化性：無論稀濃HNO₃均具有強氧化性，與金屬反應時，即使是比氫活潑的金屬也不放出氫氣。

a．與金屬反應

Cu+4HNO₃(濃)=Cu(NO₃)₂+2NO₂↑+2H₂O

3Cu+8HNO₃(稀)=3Cu(NO₃)₂+2NO↑+4H₂O

3Ag+4HNO₃(稀)=3AgNO₃+NO↑+2H₂ O（利用此反應可以洗滌附在器皿內壁上的銀）

冷濃HNO₃可使Al、Fe等金屬表面生成一層致密氧化膜而發(fā)生鈍化，故可用Al、Fe等材料制成的密閉容器盛裝濃HNO₃。

b．與非金屬反應

C+4HNO₃(濃)=CO₂↑+4NO₂↑+2H₂ O

S+6HNO₃(濃)=H₂SO₄+6NO₂↑+2H₂O

c．與其他還原劑反應

3H₂S+2HNO₃(稀)=3S↓+2NO↑+4H₂O

3SO₃^2?+2NO₃^?+2H⁺=3SO₄^2?+2NO↑+H₂O

d．與有機物反應

硝化反應（如與苯反應）；酯化反應（如與纖維素反應）；顏色反應（如與蛋白質反應）。

②硝酸的制法：

實驗室制法：硝酸鹽與濃H₂SO₄微熱w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

NaNO₃(固)+H₂SO₄(濃)=NaHSO₄+HNO₃↑

工業(yè)制法：氨的催化氧化法

a．原理：4NH₃+5O₂=4NO+6H₂O   

2NO+O₂=2NO₂   

3NO₂+H₂O=2HNO₃+NO

b．尾氣處理：用堿液吸收

NO+NO₂+2NaOH=2NaNO₂+H₂O

③硝酸的保存方法：硝酸不穩(wěn)定，易分解，受熱、光照或濃度越大，硝酸越易分解，由于分解生成的NO₂溶于硝酸中而使硝酸里黃色，實驗室為防止硝酸分解，常將硝酸放在棕色瓶內，貯放在黑暗且溫度低的地方。

3．磷及其重要化合物

（1）紅磷與白磷

名稱

白磷

紅磷

分子結構

分子式P₄、正四面體型、鍵角60°

分子晶體、結構復雜

顏色狀態(tài)

白色或黃色固體

暗紅色粉末或固體

溶解性

不溶于水，易溶于CS₂

不溶于水，不溶于CS₂

毒性

劇毒

無毒

著火點

40℃

240℃

保存方法

保存在水中

密封

相互轉化

（2）磷的化合物的性質

①P₂O₅磷酸（H₃PO₄）偏磷酸（HPO₃）的酸酐

P₂O₅+H₂O(冷)=2HPO₃(有毒溶于水)

P₂O₅+3H₂O(熱)=2H₃PO₄(無毒、晶體、易溶于水)P₂O₅吸浸性強可作干燥劑。

②磷酸的性質

純凈的磷酸是無色晶體，有吸濕性，藏躲畏水以任意比例混溶。濃H₃PO₄為無色黏稠液體，較穩(wěn)定，不揮發(fā)．具有酸的通性。磷酸為三元酸，與堿反應時，當堿的用量不同時可生成不同的鹽。磷酸和NaOH反應，1：1生成NaH₂PO₄；1：2生成Na₂HPO₄；l：3生成Na₃PO₄。介于l：1和1：2之間生成NaH₂PO₄和Na₂HPO₄的混合物。介于l：2和1：3之間生成Na₂HPO₄幫Na₃PO₄的混合物。  

二．金屬元素及其化合物

（一）金屬元素概述 

1．金屬元素在周期表中的位置及原予結構特征

（1）金屬元素分布在周期表的左下方，目前已知的112種元素共有90種金屬元素。

（2）金屬元素最外層電子數(shù)一般小于4個。（Ge、Sn、Pb 4個Sb、Bi 5個，Po 6個）原子半徑較同周期非金屬原子半徑大。

（3）金屬元素形成的金屬單質固態(tài)時全是金屬晶體。

2．金屬的分類

（1）冶金工業(yè)上黑色金屬：Fe、Cr、Mn（其主要氧化物呈黑色）。有色金屬：除Fe、Cr、Mn以外的所有金屬。

（2）按密度分

輕金屬：ρ＜4.5g?cm^?3（如Na、Mg、A1）

重金屬：ρ＞4.5g?cm^?3（如Fe、Cu、W）

（3）按存在豐度分常見金屬：如Fe(4.75％)、Al(7.73％)、Ca(3.45％)等稀有金屬：如鋯、鉿、鈮等。   

3．金屬的物理性質

（1）狀態(tài)：通常情況下，除汞外其他金屬都是固態(tài)。

（2）金屬光澤：多數(shù)金屬具有金屬光澤。

（3）易導電一導熱：由于金屬晶體中自由電子的運動，使金屬易導電、導熱。

（4）延展性：可壓成薄片，也可抽成細絲。

（5）熔點及硬度：由金屬晶體中金屬離子和自由電子的作用強弱決定。最高的是鎢（3413℃），最低的是汞（?39℃）。

4．金屬的化學性質

（1）與非金屬單質作用

（2）與H₂O作用

（3）與酸作用

（4）與堿作用（僅Al、Zn可以）

（5）與鹽的作用

（6）與某些氧化物作用

5．金屬的冶煉
（1）熱分解法（適用于不活潑金屬）

2HgO=2Hg+O₂↑   2Ag₂O=4Ag+O₂↑ 

（2）熱還原法（常用還原劑CO、H₂、C活潑金屬等）

 Fe₂O₃+3CO=2Fe+3CO₂  Cr₂O₃+2Al=2Cr+A1₂O₃

（3）電解法（適用于非常活潑的金屬） 

2A1₂O₃=4Al+3O₂↑   2NaCl=2Na+Cl₂ ↑

（二）堿金屬元素

1．鈉及其化合物

（1）鈉的物理性質  

鈉是一種柔軟、銀白色，有金屬光澤的金屬，具有良好的導電、導熱性，密度比水小，比煤油大，熔點較低。

（2）鈉的化學性質

①與非金屬反應

2Na + Cl₂2NaCl

2Na + O₂Na₂O₂（黃色火焰）

4Na+O₂=2Na₂O（空氣中，鈉的切面變暗）

②與水反應

2Na+2H₂O=2NaOH+H₂↑

現(xiàn)象及解釋：浮在水面上――密度比水�。蝗刍�成小球――鈉的熔點低，反應放熱；四處游動――生成氣體；酚酞變紅――生成堿。

③與酸反應

2Na+2H⁺=2Na⁺+H₂↑ 鈉不足，直接與酸反應；鈉過量，先與酸反應再與水反應。

④與鹽溶液反應

鈉與鹽溶液反應，先考慮Na與水反應生成NaOH，再考慮NaOH是否與鹽反應。

a．投入NaCl溶液中，只有H₂放出。2Na+2H₂O=2NaOH+H₂↑

b．投入飽和NaCl溶液中，有H₂放出，還有NaCl晶體析出（溫度不變)）。

c．投入NH₄Cl溶液中，有H₂和NH₃逸出。

2Na+2NHCl=2NaCl+2NH₃↑+H₂↑

d．投入CuSO₄溶液中，有氣體放出和藍色沉淀生成。

2Na+H₂O+CuSO₄=Cu(OH)₂↓+Na₂SO₄+H₂↑

（3）鈉的保存及用途：

①保存：鈉的化學性質非常活潑，易與空氣中的O₂、H₂O等反應，保存在煤油中。

②用途：

a．工業(yè)上用于冶煉金屬：4Na+TiCl₄=Ti+4NaCl

b．Na―K合金（液態(tài)）用作原子反應堆的導熱劑

c．制造高壓鈉燈，作為電光源。

2．堿金屬元素

（1）周期表中的位置：第IA族（Li、Na、K、Rb、Cs）

（2）原子結構特點：最外層電子數(shù)均為1。

（3）主要性質：

①原子半徑為同周期最大，易失電子。強還原劑且從Li→Cs金屬性增強。

②取高價氧化物的水化物呈強堿性，從Li→Cs堿性增強。 

（三）鎂、鋁、鐵及其化合物

1．鎂、鋁在元素周期表中位置及原子結構鎂(Mg)：位于周期表第3周期第IIA原子結構鋁(Al)：位于周期表第3周期第IIIA，原子結構Mg、Al均為活潑金屬，在化學反應中都易失電子，其性質有相似之處，但由于原子結構不同性質上也有差異。

2．鎂、鋁的物理性質

①相同點：密度較小，熔點較低、硬度較小、均為銀白色。

②不同點：鉛的硬度比鎂稍大，熔沸點比鎂高，這是由于鎂、鉛的金屬鍵的強弱不同。

3．鎂、鋁的化學性質比較：

Mg

Al

暴露在空氣中（與O₂反應）

常溫下被O₂氧化，形成致密氧化膜、因而具有一定抗腐蝕性

很快與O₂反應，形成致密氧化膜，抗腐蝕性比鎂強

燃燒

空氣中點燃，發(fā)出耀眼的白光

2Mg + O₂  2MgO

在純氧中或高溫下可燃燒

 4Al + 3O₂  2Al₂O₃

與某些氧化物反應

2Mg +CO₂  2MgO + C

4Al+3MnO₂2Al₂O₃+3Mn

2Al+Fe₂O₃Al₂O₃+2Fe

與H₂O反應

Mg+2H₂OMg(OH)₂ ↓+H₂↑

與沸水只有微弱反應

與非金屬反應

3Mg + N₂  Mg₃N₂

2Al+ 3Cl₂2AlCl₃

與非氧化性酸反應

Mg + 2HCl = MgCl₂ + H₂↑

2Al + 6HCl = 2AlCl₃+ 3H₂↑

與氧化性酸反應

能反應，無 H₂生成

 4．氧化鋁和氫氧化鋁

A1₂O₃和Al(OH)₃是典型的兩性化合物，既能與強酸反應。也能與強堿反應生成鹽和H₂O。

Al ₂O₃+6H⁺=2A1³⁺+3H₂O     A1₂O₃+2OH^?=2A1O₂^?+H₂O

Al(OH)₃+3H⁺=A1³⁺+3H₂O    Al(OH)₃+OH^?=A1O₂^?+2H₂O

5．生成Al(OH)₃沉淀量的圖像分析

（1）向AlCl₃溶液中滴加NaOH溶液直至過量。圖1所示。
（2）向AlCl₃溶液中滴加氨水至過量。圖2所示。
（3）向NaOH溶液中滴加AlCl₃溶液直至過量。圖3所示。
（4）向NaAlO₂溶液中滴加鹽酸直至過量。圖4所示。
（5）向鹽酸中滴入NaAlO₂溶液直至過量。圖5所示。
（6）向NaAlO₂溶液中通人CO₂直至過量。圖6所示。

6．鐵及其化合物

（1）鐵在周期表中的位置及原子結構

鐵位于第四周期第Ⅷ族，是過渡金屬元素的代表，其原子結構示意圖：鐵元素是一種變價元素，通常顯示+2價、+3價，其化合物及其水溶液往往帶有顏色。

（2）鐵的性質

①與非金屬反應

2Fe+3Cl₂=2FeCl₃（棕黃色的煙）

3Fe+2O₂=Fe₃O₄

Fe+S=FeS   

Fe+I₂=FeI₂

注：鐵與弱氧化性物質反應生成低價鐵的化合物

②與酸反應

a．非氧化性酸．Fe+2H⁺=Fe²⁺+H₂↑

b．氧化性酸：常溫下遇濃H₂SO₄、濃HNO₃會發(fā)生鈍化，而加熱時會劇烈反應。

③與水反應：3Fe+4H₂O(氣)=Fe₃O₄+4H₂

④與某些鹽熔液反應：Fe+Cu²⁺=Fe²⁺+Cu，F(xiàn)e+2Fe³⁺=3Fe²⁺

（3）鐵的存在鐵在自然界中分布較廣。在地殼中含量約占5％，僅次于鋁。分布在地殼中的鐵均以化合態(tài)存在，游離態(tài)的鐵只能在隕石中得到。鐵礦石的種類較多，重要有：赤鐵礦（Fe₂O₃）、磁鐵礦（Fe₃O₄），褐鐵礦（2Fe₂O₃?3H₂O）和菱鐵礦（FeCO₃）。

w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

（4）鐵的氧化物和氫氧化物

①鐵的氧化物

FeO

Fe₂O₃

Fe₃O₄

俗稱

――

鐵紅

磁性氧化鐵

色、態(tài)

黑色粉末

紅棕色粉末

黑色晶體

化合價

+2

+3

+2、+3

水溶性

均難溶于水

穩(wěn)定性

不穩(wěn)定

6FeO+O₂=2Fe₃O₄

穩(wěn)定

穩(wěn)定

與酸反應

FeO+2H⁺=Fe²⁺+H₂O

Fe₂O₃+6H⁺=

2Fe³⁺+3H₂O

Fe₃O₄+8H⁺=

Fe²⁺+2Fe³⁺+ 4H₂O

與CO的反應

Fe_xO_y+yCO=xFe+yCO₂

制取

高溫熔融，過量的鐵與氧氣反應

2Fe+O₂2FeO

Fe(OH)₃的分解

2Fe(OH)₃

Fe₂O₃+3H₂O

鐵在氧氣中燃燒

3Fe+2O₂Fe₃O₄

②鐵的氫氧化物

Fe(OH)₂

Fe(OH)₃

物性

白色，難溶于水的固體

紅褐色，難溶于水的固體

化性

（1）與非氧化性強酸反應

Fe(OH)₂+2H⁺=Fe²⁺+2H₂O

（2）與氧化性酸反應

3Fe(OH)₂+10HNO₃=3Fe(NO₃)₃

+NO↑+8H₂O

（3）空氣中放置被氧化

4Fe(OH)₂+2H₂O+O₂=4Fe(OH)₃

（1）與酸反應

Fe(OH)₃+3H⁺=Fe³⁺+3H₂O

（2）受熱分解

2Fe(OH)₃=Fe₂O₃+3H₂O

制備

①煮沸蒸餾水，趕走溶解的氧氣②煮沸NaOH溶液，趕走溶解的氧氣③配制FeSO₄溶液，加少量的還原鐵粉④用長滴管將NaOH溶液送入FeSO₄溶液液面以下

Fe²⁺+2OH^-=Fe(OH)₂↓

將NaOH溶液滴入Fe₂(SO₄)₃

溶液中

Fe³⁺+3OH^-=Fe(OH)₃↓

（5）Fe²⁺和Fe³⁺的性質

①Fe²⁺具有氧化性，主要表現(xiàn)還原性

4Fe²⁺+O₂+4H⁺=4Fe³⁺+2H₂O（Fe²⁺被氧化）

②Fe³⁺具有較強的氧化性，與S^2?、I^?、SO₃^2? 等能發(fā)生氧化還原反應2Fe³⁺+S^2?=2Fe²⁺+S↓  2Fe³⁺+2I^?=2Fe²⁺+I₂

③Fe³⁺是典型的弱堿陽離子，與HCO₃^?、AlO₂^?。等在溶液中發(fā)生雙水解反應2Fe+3CO₃^2?+3H₂O=2Fe(OH)₃↓+3CO₂↑

④Fe³⁺遇苯酚溶液呈紫色；可用于檢驗Fe³⁺

⑤亞鐵鹽、鐵鹽的存放方法：亞鐵鹽溶液――加入少量鐵屑以防止Fe²⁺被氧化，滴入少量相應的酸溶液以防止Fe²⁺水解。鐵鹽溶液――加入少量相應的酸溶液以防止Fe³⁺水解。

第三部分   有機化學基礎

1．有機化合物

（1）定義：簡稱有機物，是指含碳元素的化合物（但CO₂、CO、碳酸鹽仍為無機物）。

（2）與無機物相比有如下特點：

①元素組成的特點：除碳元素外，還含有H、O、N、P、S及鹵素等非金屬元素。

②結構特點

a．碳碳間以共價鍵形成碳鍵，這是有機物結構的基礎

b．有機物分子多為非極性分子或弱極性分子

c．有機物分子間通過范德華力結合成分子晶體

③數(shù)量特點有機物的種類繁多，達數(shù)百萬種，其原因是：

a．碳原子有4個價電子，能與其他原子形成4個共價鍵。

b．碳鏈的長度可以不同；碳原子之間的結合方式可有單鍵、雙鍵、叁鍵，也可以有長鏈或環(huán)狀等。

c．普遍存在同分異構現(xiàn)象。 

④性質特點（對大多數(shù)有機物）

a．難溶于水，易溶于汽油、酒精、苯等有機溶劑

b．多為非電解質，不易導電

c．多數(shù)熔沸點較低

d．多數(shù)易燃燒，易分解

⑤有機物反應特點  

有機反應復雜，速度慢，多需要催化劑，而且副反應多，所以，有機反應常用。“→”代替“=”。

2．同系物

（1）定義：結構相似，在分子組成上，彼此相差若干個CH₂原子團的一系列化合物互稱為同系物。 

（2）同系物判斷：

①通式相同

②結構相似

③同一類物質

④組成上相差若干個CH₂原子團

（3）同系物的性質

①物理性質上存在遞變性：隨碳數(shù)增加，狀態(tài)由氣→液→固，熔沸點逐漸升高，密度逐漸增大。

②化學性質以相似性為主，也存在差異性。

3．同分異構體

（1）化合物具有相同的分子式，但具有不同結構的現(xiàn)象叫同分異構現(xiàn)象，具有同分異構現(xiàn)象的化合物稱為同分異構體。（主要是指有機物）

（2）中學常見同分異構種類碳鏈異構：如正丁烷與異丁烷。官能團位置異構：如1-丁烯與2-丁烯不同類異構烯烴和環(huán)烷烴二烯烴和炔烴醇和醚酚、芳香醇、芳香醚醛和酮羧酸和酯。

4．烴

（1）僅含C、H兩種元素的有機物稱為碳、氫化合物，又稱烴。

（2）碳原子之間都是以碳碳單鍵結合成鏈狀，碳剩余的價鍵全部跟氫原子相結合，這樣的烴叫做飽和鏈烴，又稱烷烴，通式為C_nH_2n+2（n≥1）。

（3）分子中含有碳碳雙鍵的一類鏈烴叫做烯烴，單烯烴通式為C_nH_2n（n≥2）

（4）分子中含有碳碳叁鍵的一類鏈烴叫做炔烴，炔烴通式為C_nH_2n+2（n≥2）（只含一個叁鍵）

（5）分子里含有一個或多個苯環(huán)的碳氫化合物，稱為芳香烴，其中由一個苯環(huán)和飽和烴基組成的芳香烴叫苯的同系物，其通式為C_nH_2n?6（n≥6）

5．“根”與“基”的比較 

基(羥基)

根(氫氧根)

電子式

電性

電中性

帶負電

存在于

不能獨立存在，必須和其他“基”或原子團相結合

能獨立存在于溶液或離子化合物中

6．烴的衍生物

（1）從結構上說，可以看成是烴分子里的氫原子被其他原子或原子團取代而衍變成的，因此叫烴的衍生物。

（2）鹵代烴：烴分子中的氫原子被鹵原子取代后的產(chǎn)物。

（3）醇：醇是分子中含有跟鏈烴基或苯環(huán)側鏈上的碳結合的羥基的化合物。R―OH。

（4）酚：羥基與苯環(huán)上的碳原子直接相連的化合物叫做酚。

（5）醛：烴基與醛基結合著的化臺物叫做醛：R―CHO

（6）羧酸：分子由烴基與羧基相連構成的有機化合物：R―COOH

（7）酯：羧與醇結合生成的有機物叫做酯：R―COOR′

7．蒸餾、分餾和干餾

蒸餾是將液態(tài)物質加熱到沸騰變?yōu)檎魵�，又將蒸氣冷卻為液體這兩個過程聯(lián)合操作。用這一操作可分離、除雜、提純物質；分餾和蒸餾一樣，也是利用混合物中各物質的沸點不同，嚴格控制溫度，進行分離或提純物質的操作。是多次的蒸餾；干餾，是把固態(tài)有機物（或煤炭）放入密閉的容器，隔絕空氣加強熱使它分解的過程。工業(yè)上煉焦就屬于干餾。干餾屬化學變化，蒸餾與分餾同屬物理變化。

1．取代反應

（1）定義：有機物分子里的某些原子或原子團被其他原子或原子團所代替的反應。

（2）能發(fā)生取代反應的物質：烷烴、芳香烴、醇、酚、酯、羧酸、鹵代烴。

（3）典型反應：CH₄ + Cl₂ CH₃Cl + HCl

2．加成反應

（1）定義：有機物分子里不飽和碳原子跟其他原子或原子團直接結合生成別的物質的反應。

（2）能發(fā)生加成反應的物質：烯烴、炔烴、苯及其同系物。醛、酮、單糖等等。

（3）典型反應：CH₂=CH₂ + Br₂ → CH₂Br－CH₂Br

3．加聚反應

（1）定義：通過加成聚合反應形成高分子化合物。

（2）特征：生成物只有高分子化合物，其組成與單體相同。

（3）典型反應：

4．縮聚反應

（1）定義：通過縮合反應生成高分子化合物，同時還生成小分子。（如H₂O、NH₃等）的反應。

（2）特征：除生成高分子化合物還有小分子生成。

（3）典型反應：  

5．消去反應：

（1）定義：從一個有機物分子中脫去小分子（如H₂O、HX等）而生成不飽和化合物（含雙鍵或叁鍵）的反應。

（2）能發(fā)生消去反應的物質：醇、鹵代烴。

（3）典型反應：

6．氧化反應

（1）定義：有機物加O或去H的反應。

（2）類型：

①在空氣中或氧氣中燃燒

②催化氧化如：

2C₂H₅OH + O₂                2 CH₃CHO + 2H₂O

③某些有機物被非O₂氧化劑氧化

如：烯、炔、苯的同系物被酸性，KMnO₄氧化；醛類，甲酸及甲酸酯葡萄糖被銀氫溶液，新制Cu(OH)₂氧化：

CH₃CHO+2Cu(OH)₂ → CH₃COOH+Cu₂O↓+2H₂O

7．還原反應

（1）定義：有機物加H或去O的反應

（2）典型反應：CH₃CHO+H₂→ CH₃CH₂OH（也是加成反應）

8．酯化反應：（也屬于取代反應）

（1）定義：酸與醇起作用、生成酯和水的反應

（2）典型反應：

C₂H₅OH + CH₃COOH           CH₃COOC₂H₅ + H₂O

9．水解反應（屬于取代反應） 

（1）反應特征：有水參加，有機物分解成較小分子。

（2）能水解的物質：鹵代烴、酯、二糖、多糖、蛋白質

（3）典型反應：

C₂H₅－Br + H－OH  C₂H₅－OH + HBr

（一）烴 

1．甲烷CH₄

（1）物理性質：通常情況下，是無色無味比空氣輕的氣體，難溶于水。

（2）化學性質

取代反應：光照可生成：CH₃Cl、CH₂Cl₂、CHCl₃、CCl₄   

氧化反應：CH₄+O₂→CO₂+2H₂O

隔絕空氣、高溫可分解CH₄       C + H₂

2．乙烯C₂H₄

（1）物理性質：通常情況下，乙烯是無色，稍有氣味，比空氣略輕，難溶于水氣體。

（2）化學性質 

乙烯加成反應H₂、溴水

聚合反應：

氧化反應：酸性KMnO₄褪色

（3）實驗室制備：

3．乙炔H―C≡C―H    CH≡CH

（1）物性：乙炔俗名電石氣、純乙炔沒有顏色、沒有臭味的氣味、由電石生成的乙炔因混有硫化氫磷化氫等雜質而有特殊難聞的氣味，微溶于水。

（2）化學性質

乙炔  加成反應  

氧化反應（酸性KMnO₄褪色）

（3）實驗室制備：CaC₂+2H₂O=Ca(OH)₂+C₂H₂↑

4．乙烷、乙烯、乙炔的比較

5．苯

（1）物理性質：苯是沒有顏色帶有特殊氣味的液體、有毒，不溶于水，密度比水小，熔點5.5℃，沸點80.1℃。

（2）化學性質：

取代反應

加成反應

氧化反應

6．甲苯

化學性質：

取代反應

加成反應

氧化反應（酸性KMnO₄褪色）

（二）烴的衍生物

1．溴乙烷：CH₃CH₂Br

（1）物理性質：無色液體，沸點38.4℃比水重，不溶于水。

（2）化學性質：

2．乙醇

物理性質：無色有特殊性香味的液體，比水輕，與水有機物溶劑互溶，能使蛋白質變性，消毒殺菌。

中學化學實驗復習

調整的內容

調整前

調整后

性質實驗方案的實際

B

C

物質檢驗實驗方案的設計

B

C

學生實驗

金屬的化學腐蝕（選做）

金屬的電化學腐蝕（必做）

某些藥品中氫氧化鋁成分的檢驗

刪掉

有機物熔點、沸點的測定

刪掉

乙烯的制取和性質

溴乙烷的性質（必做）

溴乙烷的制�。ㄟx做）

二、學好考試說明，弄清考試要求

（一）儀器的排列組合

（二）接口的鏈接

（三）氣密性檢查

（四）防倒吸

（五）事故處理

（六）實驗方案的評價

（七）實驗設計

（八）實驗結果的分析、數(shù)據(jù)采取和處理

（一）實驗復習中的由點連線

（二）實驗復習中的線擴面

針對近幾年高考實驗題，將實驗整理成若干小專題，具體如下

1．常用化學儀器及其使用方法

9．藥品的保存、實驗安全

2．化學實驗的基本要求

10．化學實驗裝置的選擇和評價

3．常見氣體的制備和凈化

11．物質性質實驗設計

4．物質的分離和提純

12．物質制備實驗方案的設計

5．物質的鑒別

13．物質檢驗實驗的設計

6．物質的制備

14．定量實驗  實驗習題

7．重要定量實驗

15．綜合實驗

8．實驗誤差

（三）實驗復習中的由面到體

1．抓課本演示實驗的改進深化、培養(yǎng)創(chuàng)新能力

2．抓定掛實驗到定量實驗的擴展延伸

[例]基礎定量分析實驗復習教學設計

（1）布置作業(yè)：現(xiàn)有一個0.53g的工業(yè)純堿樣品（含少量NaCl等不與酸反應、不與CaCl₂生成沉淀的雜質），需測定樣品中Na₂CO₃的質量分數(shù)，設計初步方案。

（2）課堂分小組討論，小組代表發(fā)言、評價補充、完善確定以下幾種實驗方案：

    方案一：反應原理

   2H⁺+CO₃^2?=H₂O+CO₂↑

基本方法：①配制標準濃度的酸溶液；②將樣品溶于水中，用標準酸溶液進行滴定；③測量消耗酸溶液的體積，計算Na₂CO₃的質量分數(shù)。

     方案二：反應原理

2H⁺+CO₃^2?=CaCO₃↓

基本方法：①在樣品中加入足量的強酸溶液，使CO₂氣體全部逸出；②用吸收劑吸收逸 出的CO₂氣體；③根據(jù)吸收劑質量的增加，計算Na₂CO₃的質量分數(shù)。

      方案三：反應原理

    Ca²⁺+CO₃^2?=H₂CO₃

基本方法：①在樣品溶液中加足量的氯化鈣溶液，使其沉淀完全；②過濾后，將沉淀進行洗滌、烘干；③稱量純凈、干燥的沉淀質量，計算Na₂CO₃的質量分數(shù)。

（3）對每一方案引導質疑，形成詳案。如方案二，該方案的核心是測量反應中逸出的二氧化碳的質量，請選擇主要儀器，設計實驗裝置。討論后得出，A―主要反應發(fā)生裝置：燒瓶和分液漏斗；試劑：樣品

和硫酸。B―干燥裝置：大試管；試劑：濃H₂SO₄。C―吸收裝置：干燥管、U形管；試劑：堿石灰。質疑：①為什么選用硫酸與樣品反應逸出二氧化碳？能否改用鹽酸？

②二氧化碳氣體密度較大，怎樣保證硫酸與碳酸鈉應完全反應后，二氧化碳氣體能夠從發(fā)生裝置中全部逸出。

③從經(jīng)濟和取氣簡便的角度考慮，能否鼓入空氣？若鼓入空氣，裝置是否需要改進？引導學生作答后，用幻燈片映出整套裝置圖，如右圖。④用以上裝置進行測量，應如何操作？正確的操作順序是什么？討論后，用幻燈片映出正確的操作順序是：A.檢查裝置的氣密性；B.取刀ng樣品裝入燒瓶中；C.在干燥管和U型管內填滿堿石灰；D.稱量U型管質量（m₁g）；E.緩緩加入稀硫酸至不再產(chǎn)生氣體為止；F.打開止水夾a：G.緩緩鼓入空氣數(shù)分鐘；H.關閉止水夾a；L.稱量U型管質量（m₂g）。⑤加入硫酸前，發(fā)生裝置中存有空氣，是否會影響測量的準確

度？如何處理？（在加入硫酸前，先鼓入一定量已除去CO₂的空氣，使其充滿燒瓶）。⑥修改原方案。⑦列出W（Na₂CO₃）的表達式：×100%。

（4）填寫每一實驗方案的詳案，包括實驗原理、用品、步驟、裝疊圖、數(shù)據(jù)處理、誤差分析、問題討論、變式訓練等。

（5）定量實驗總結，突出數(shù)據(jù)處理（取平均值問題）和誤差分析。（注；有條件的學校最好將方案一、二、三改成學生實驗，效果更佳）

3．抓學科學知識交匯點的聯(lián)系研究

[例]現(xiàn)有實驗藥品：一定質量的鋅（分片狀和粒狀兩種）、濃H₂SO₄（密度1．84g?cm^-1）、水以及右圖裝置，圖中量氣管B是由甲、乙兩根玻璃管組成，它們用橡皮管連通，并裝適量水，甲管有刻度（0mL～l00mL），甲、乙管可固定在鐵架上，供量氣用，乙管可上下移動，以調節(jié)液面高低，利用此裝置可測定鋅的相對原子質量。（設鋅全部反應，產(chǎn)生的氣體不超過50mL）�；卮鹣铝袉栴}：

①―③略。

④為了準確地測量H₂的體積，在讀取反應后甲管中液面的讀數(shù)時，應注意_________。（答：A，C）

A.視線與凹液面最低處相平

B.等待片刻，待乙管液面不再上升時讀數(shù)   

C.讀數(shù)時應上、下移動乙管，使甲、乙兩管液面相平

D.讀數(shù)時不一定使甲、乙兩管液面相平

啟發(fā)學生思考：①能否直接用VmL計算鋅的相對原子質量？②如何將VmL換算成標準狀況卞體積V₀mL？（聯(lián)系物理課學的理想氣體狀態(tài)方程）③要達到此實驗目的，應記錄哪些數(shù)據(jù)？（室溫t℃，大氣壓：1.01×10⁵Pa，鋅片質量m g，收集到H₂體積VmL）；④數(shù)據(jù)如何處理？列出計算鋅相對原子質量的表達式_________________（22.4×(273+t) m/273V×10^-3）

實驗知識歸納

掌握下列七個有關操作順序的原則，就可以正確解答“實驗程序判斷題�！�

1．“從下往上”原則。以Cl₂實驗室制法為例，裝配發(fā)生裝置順序是：放好鐵架臺→擺好酒精燈→根據(jù)酒精燈位置固定好鐵圈→石棉網(wǎng)→固定好圓底燒瓶。

2．“從左到右”原則。裝配復雜裝置應遵循從左到右順序。如上裝置裝配順序為：發(fā)生裝置→集氣瓶→燒杯。

3．先“塞”后“定”原則。帶導管的塞子在燒瓶固定前塞好，以免燒瓶固定后因不宜用力而塞不緊，由于用力過猛損壞儀器。

4．“固體先放”原則。上例中，燒瓶內實際MnO₂應在燒瓶固定前裝入，以免固體放入時損壞燒瓶�？傊�固體試劑應在固定前加入相應的容器中。

5．“液體后加”原則。液體藥品在燒瓶固定后加入。如上例中濃鹽酸應在燒杯固定后在分液漏斗中緩慢加入。

6．先驗氣密性（裝入藥品前進行）原則。

7．后點酒精燈（所有裝置完畢后再點酒精燈）原則。

1．測反應混合物的溫度

這種類型的實驗需要測出反應混合物的準確度，因此，應將溫度計插入混合物中間。

①測物質溶解度。 ②實驗室制乙烯。

2．測蒸汽的溫度

這種類型的實驗，多用于測量物質的沸點，由于液體在沸騰時，液體和蒸汽的溫度相同，所以只要蒸汽的溫度。

①實驗室蒸餾石油。     ②測定乙醇的沸點。

3．測水浴溫度

這種類型的實驗，往往只要使反應物的溫度保持相對穩(wěn)定，所以利用水浴加熱，溫度計則插入水中。

①溫度對反應速率影響的反應。    ②苯的硝化反應。

三、常見的需要塞入棉花的實驗有那些

需要塞入少量棉花的實驗，他們是加熱KMnO₄制氧氣，制乙炔和收集NH₃。其作用分別是：防止KMnO₄粉末進入導管；防止實驗中產(chǎn)生的泡沫涌入導管；防止氨氣與空氣對流以縮短收集NH₃的時間。

1．結晶和重結晶

利用物質在溶液中溶解度隨溫度變化較大，如NaCl，KNO₃。

2．蒸餾冷卻法

在沸點上差值大。乙醇中（水）：加入新制的CaO吸收大部分水再蒸餾。

3．過濾法：溶與不溶

4．升華法：SiO₂(I₂)。

5．萃取w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

如用CCl₄來萃取I₂水中的I₂。

6．溶解法

Fe粉（Al粉）：溶解在過量的NaOH溶液里過濾分離。

7．增加法：把雜質轉化成所需要的物質：CO₂(CO)：通過熱的CuO；CO₂(SO₂)：通過NaHCO₃溶液。

8．吸收法

用做出去混合氣體中的雜質，氣體雜質必須被藥品吸收：N₂(O₂)：將混合氣體通過銅網(wǎng)吸收O₂。

9．轉化法

兩種物質難以直接分離，加藥品變得容易分離，然后再還原回去：Al(OH)₃，F(xiàn)e(OH)₃：先加NaOH溶液把Al(OH)₃溶解，過濾，出去Fe(OH)₃，再加酸讓NaAlO₂轉化成Al(OH)₃。

10．紙上層析

五、常用的取除雜質的10種方法

1．欲除去苯中苯酚，可加入氫氧化鈉，使苯酚轉化為苯酚鈉，利用苯酚鈉易溶于水，使之與苯分開。

欲除去Na₂CO₃中的NaHCO₃可用加熱的方法。

2．吸收洗滌法

欲出去二氧化碳中混有的少量氯化氫和水，可使混合氣體通過飽和碳酸氫鈉溶液后，再通過濃硫酸。

3．沉淀過濾法

欲出去硫酸亞鐵溶液中混有的少量硫酸銅，加入過量鐵粉，待充分反應后，過濾除去不溶物，達到目的。

4．加熱升華法

欲出去碘中的沙子，可采用此法。

5．溶劑萃取法

欲除去水中含有的少量溴，可采用此法。

6．溶液結晶法（結晶和重結晶）

欲除去硝酸鈉溶液中少量的氯化鈉，可利用二者的溶解度不同，降低溶液溫度，使硝酸鈉結晶析出，得到硝酸鈉晶體。

7．分蒸餾法

欲除去乙醚中少量的酒精，可采用多次蒸餾的方法。

8．分液法

欲將密度不同且又互不相溶的液體混合物分離，可采用此法，如將苯和水分離。

9．滲析法

欲除去膠體中的離子，可采用此法，如除去氫氧化鐵膠體中的氯離子。

10．綜合法

欲除去某物質中的雜質，可采用以上各種發(fā)放或多種方法綜合運用。

六、化學實驗基本操作中的“不”15例

1．實驗室里的藥品，不能用手接觸；不要用鼻子湊到容器口去聞氣體的氣味，更不能嘗藥品的味道。

2．做完實驗，用剩的藥品不得拋棄，也不要放回原瓶。

3．取用液體藥品時，把瓶塞打開不要正放在桌面上；瓶上的標簽應向著手心，不應向下；放回原處時標簽不應向里。

4．如果皮膚上不慎灑上濃H₂SO₄，不得先用水洗，應根據(jù)情況迅速用布擦去，再用水沖洗；若萬一眼睛里濺進了酸或堿，切不可用手揉眼，應及時想辦法處理。

5．稱量藥品時，不能把稱量物放在左盤上，也不能把稱量物直接放在右盤上；加砝碼時不要用手去拿。

6．用滴管添加液體時，不要把滴管伸入量筒（試管）或接觸筒壁（試管壁）。

7．向酒精燈里添加酒精燈時，不得超過酒精燈容積的2/3，也不得少于容積的1/3.

8．不得用燃著的酒精燈去對另一支酒精燈。熄滅時不得用嘴去吹。

9．給物質加熱時不得用酒精燈的內焰和焰心。

10．給試管加熱時，不要把拇指按在短柄上；切不可使試管口對著自己或旁人；液體的體積一般不超過試管容積的1/3。

11．給燒瓶加熱時不要忘了墊上石棉網(wǎng)。

12．用坩堝或蒸發(fā)皿加熱完后，不要直接用手去拿，應用坩堝鉗夾取。

13．使用玻璃容器加熱時，不要使玻璃容器的底部跟燈芯接觸，以免容器破裂。燒得很熱的玻璃容器，不要用冷水沖洗或放在桌面上，以免破裂。

14．過濾液體時，漏斗里的液體的液面不要高于濾紙的邊緣，以免雜質進入濾液。

15．在燒瓶口塞橡皮塞時，切不可把燒瓶放在桌子上再使勁塞進塞子，以免壓破燒瓶。

七、化學實驗中先后22例

1．加熱試管時，應先均勻加熱后局部加熱。

2．用排水法收集氣體時，先拿出導管后撤酒精燈。

3．制取氣體時，先檢驗氣密性后裝藥品。

4．收集氣體時，先排凈裝置中的空氣后再收集。

5．稀釋濃硫酸時，燒杯中先裝一定量蒸餾水后再沿壁緩慢注入濃硫酸。

6．點燃H₂、CH₄、C₂H₄、C₂H₂等可燃氣體時，先檢驗純度再點燃。

7．檢驗鹵化烴分子的鹵元素時，在水解后的溶液中先加稀HNO₃再加AgNO₃溶液。

8．檢驗NH₃（用紅色石蕊試紙）、Cl₂（用淀粉KI試紙）、H₂S（用Pb(Ac)₂等試紙）等氣體時，先用蒸餾水潤濕試紙后再與氣體接觸。

9．做固體藥品之間的反應實驗時，先單獨研碎后再混合。

10．配置FeCl₃，SnCl₂等易水解的鹽溶液時，先溶于少量濃鹽酸中，再稀釋。

11．中和滴定實驗時，用蒸餾水洗過的滴定管先用標準液潤洗后再裝標準液；先用待測液潤洗后在移取液體；滴定管讀數(shù)時先等一二分鐘后再讀數(shù)；觀察錐形瓶中溶液顏色的改變時，先等半分鐘顏色不變后即為滴定終點。

12．焰色反應實驗時，每做一次，鉑絲先沾上稀酸放在火焰上灼燒到無色時，再做下一次實驗。

13．用H₂還原CuO時，先通氫氣流，后加熱CuO，反應完畢后先撤酒精燈，冷卻后再停止通H₂。

14．配制物質的量濃度溶液時，先用燒杯加蒸餾水至容量瓶刻度線1cm～2cm后，再改用交投滴管加水至刻度線。

15．安裝發(fā)生裝置時，遵循的原則是：自下而上，先左后右或先下后上，先左后右。

16．濃H₂SO₄不慎灑到皮膚上，先迅速用布擦干，再用水沖洗，最后再涂上3%～5%的NaHCO₃溶液。沾上其他酸時，先水洗，后涂NaHCO₃溶液。

17．堿液沾到皮膚上，先水洗后涂硼酸溶液。

18．酸（或堿）流到桌子上，先加NaHCO₃溶液（或醋酸）中和，再水洗，最后用布擦。

19．檢驗蔗糖、淀粉、纖維素是否水解時，先在水解后的溶液中加NaOH溶液中和H₂SO₄，再加銀氨溶液或Cu(OH)₂懸濁液。

20．用pH試紙時，先用玻璃棒沾取待測溶液涂到試紙上，在把試紙顯示的顏色跟標準比色卡對比，定出pH。

21．配制和保存Fe²⁺，Sn²⁺等易水解、易被空氣氧化的鹽溶液時，先把蒸餾水煮沸（趕走O₂，再溶解，并加入少量的相應金屬粉末和相應酸）。

22．稱量藥品時，先在盤上各放二張大小、質量相等的紙（腐蝕藥品放在燒杯等玻璃器皿中），再放藥品。加熱后的藥品，先冷卻，后稱量。

八、實驗導管和漏斗的位置的放置方法

在許多化學實驗中都要用到導管和漏斗，因此，它們在實驗裝置中的位置正確與否均直接影響到實驗的效果，而且在不同的實驗中具體要求也不盡相同。下面結合實驗和化學課本中的實驗圖，做一簡要的分析和歸納。

1．氣體發(fā)生裝置中的導管；在容器內的部分都只能露出橡皮塞少許或與其平行，不然將不利于排氣。

2．用排空氣法（包括向上和向下）收集氣體時，導管都必須伸到集氣瓶或試管的底部附近。這樣利用排盡集氣瓶或試管的空氣，而收集到較純凈的氣體。

3．用排水法收集氣體時，導管只需伸到集氣瓶或試管的口部。原因是：導管伸入集氣瓶和試管的多少都不影響氣體的收集，但兩者比較，前者操作方便。

4．進行氣體與溶液反應的實驗時，導管應伸到所盛溶液容器中下部。這樣利于兩者接觸，充分發(fā)生反應。

5．點燃H₂、CH₄等并證明有水生成時，不僅要用大而冷的燒杯，而且導管以伸入燒杯的1         /3為宜。若導管伸入燒杯過多，產(chǎn)生的霧滴則會很快氣化，結果觀察不到水滴。

6．進行一種氣體在另一種氣體中燃燒的實驗時，被點燃的氣體的導管應放在盛有另一種氣體的集氣瓶的中央。不然，若與瓶壁相碰距離得太近，燃燒產(chǎn)生的高溫會使集氣瓶炸裂。

7．用加熱法制得的物質蒸氣，在試管中冷凝并收集時，導管口都必須與試管中液體的液面始終保持一定的距離，以防止液體經(jīng)導管倒吸都反應器中。

8．若需將HCl、NH₃等易溶于水的氣體直接通入水中溶解，都必須在導管上倒接一漏斗，并使漏斗邊沿稍許浸入水面，以避免水被吸入反應器而導致實驗失敗。

9．洗氣瓶中供進氣的導管務必插到所盛溶液的中下部，以利雜質氣體與溶液充分反應而除盡。供出氣的導管務必與塞子齊平或稍長一點，以利排氣。

10．制H₂、CO₂、H₂S和C₂H₂等氣體時，為方便添加酸液或水，可在容器的塞子上裝一長頸漏斗，且務必使漏斗頸插到液面下，以免漏氣。

11．制Cl₂、HCl、C₂H₄氣體時，為方便添加酸液，也可以在反應器的塞子上裝一漏斗。但由于這些反應都需要加熱，所以漏斗頸必須置于反應液之上，因而都選用分液漏斗。

九、特殊試劑的存放和取用10例

1．Na、K：隔絕空氣；防氧化，保存在煤油中（或液態(tài)烷烴中），（Li用石蠟密封保存）。用鑷子取，玻片上切，濾紙吸煤油，剩余部分隨即放入煤油中。

2．白P：保存在水中，防氧化，放冷暗處。鑷子取，立即放入水中用長柄小刀切取，濾紙吸干水分。

3．液Br₂：有毒易揮發(fā)，盛于磨口的細口瓶中，并用水封。瓶蓋嚴密。

4．I₂：易升華，且具有強烈刺激性氣味，應保存在棕色瓶中，放在低溫處。

6．固體燒堿：易潮解，應用于密封的干燥大口瓶保存。瓶口用橡膠塞塞嚴或用塑料蓋蓋緊。

7．NH₃?AgNO₃：易揮發(fā)，應密封放在低溫處。

8．C₆H₆、C₆H₅―CH₃、CH₃CH₂OH、CH₃CH₂OCH₂CH₃：易揮發(fā)、易燃，應密封存放低溫處，并遠離火源。

9．Fe²⁺鹽溶液、H₂SO₃及其鹽溶液、氫硫酸及其鹽溶液：因易被空氣氧化，不宜長期放置，應現(xiàn)用現(xiàn)配。

10．鹵水、石灰水、銀氨溶液、Cu(OH)₂懸濁液等，都要隨配隨用，不能長時間放置。

十、中學化學中與“0”有關的實驗問題4例w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

1．滴定管最上面的刻度是0。

2．量筒最下面的刻度是0。

3．溫度計中間刻度是0。

4．托盤天平的標尺中央數(shù)值是0。

NH₃、HCl、HBr、HI等極易溶于水的氣體均可做噴泉實驗。

1．鎂條在空氣中燃燒：發(fā)出耀眼的強光，放出大量熱，生成白煙同時生成一種白色物質。

2．木炭在氧氣中燃燒：發(fā)出白光，放出熱量。

3．硫在氧氣中燃燒：發(fā)出明亮的藍紫色火焰，放出熱量，生成一種有刺激性氣味的氣體。

4．鐵絲在氧氣中燃燒：劇烈燃燒，火星四射，放出熱量，生成黑色固體物質。

5．加熱試管中碳酸氫銨：有刺激性氣味氣體生成，試管上有液滴生成。

6．氫氣在空氣中燃燒：火焰呈現(xiàn)淡藍色。

7．氫氣在氯氣中燃燒：發(fā)出蒼白色火焰，產(chǎn)生大量的熱。

8．在試管中用氫氣還原氧化銅：黑色氧化銅變?yōu)榧t色物質，試管口有液滴生成。

9．用木炭粉還原氧化銅粉末，使生成氣體通入澄清石灰水，黑色氧化銅變?yōu)橛泄鉂傻慕饘兕w粒，石灰水變混濁。

10．一氧化碳在空氣中燃燒：發(fā)出藍色的火焰，放出熱量。

11．向盛有少量碳酸鉀固體的試管中滴加鹽酸：有氣體生成。

12．加熱試管中的硫酸銅晶體：藍色晶體逐漸變?yōu)榘咨�粉末，且試管口有液滴生成�?/p>

13．鈉在氯氣中燃燒：劇烈燃燒，生成白色固體。

14．點燃純凈的氯氣，用干冷燒杯罩在火焰上：發(fā)出淡藍色火焰，燒杯內壁有液滴生成。

15．向有Cl^-的溶液中滴加用硝酸酸化的硝酸銀溶液，有白色沉淀生成。

16．向含有SO₄^2-的溶液中滴加用硝酸酸化的氯化鋇溶液，有白色沉淀生成。

17．一帶銹鐵釘投入盛稀硫酸的試管中并加熱：鐵銹逐漸溶解，溶液呈淺黃色，并有氣體生成。

18．在硫酸銅溶液中滴加氫氧化鈉溶液：有藍色絮狀沉淀生成。

19．將Cl₂通入無色KI溶液中，溶液中有褐色的物質產(chǎn)生。

20．在三氯化鐵溶液中滴加氫氧化鈉溶液：有紅褐色沉淀生成。

21．盛有生石灰的試管里加少量水：反應劇烈，發(fā)出大量熱。

22．將一潔凈鐵釘浸入硫酸銅溶液中：鐵釘表面有紅色物質附著，溶液顏色逐漸變淺。

23．將銅片插入硝酸汞溶液中：銅片表面有銀白色物質附著。

24．向盛有石灰水的試管里，注入濃的硫酸鈉溶液：有白色沉淀生成。

25．細銅絲在氯氣中燃燒后加入水：有棕色的煙生成，加水后生成綠色的溶液。

26．強光照射氫氣、氯氣的混合氣體：迅速反應發(fā)生爆炸。

27．紅磷在氯氣中燃燒：有白色煙霧生成。

28．氯氣遇到濕的有色布條：有色布條的顏色褪去。

29．加熱濃鹽酸與二氧化錳的混合物：有黃綠色刺激性氣味氣體生成。

30．給氯化鈉（固）與硫酸（濃）的混合物加熱：有霧生成且有刺激性的氣味生成。

31．在溴化鈉溶液中滴加硝酸銀溶液后再加稀硝酸：有淺黃色沉淀生成。

32．在碘化鉀溶液中滴加硝酸銀溶液后再加稀硝酸：有黃色沉淀生成。

33．I₂遇淀粉，生成藍色溶液。

34．細銅絲在硫蒸汽中燃燒：細銅絲發(fā)紅后生成黑色物質。

35．鐵粉與硫粉混合后加熱到紅熱：反應繼續(xù)進行，放出大量熱，生成黑色物質。

36．硫化氫氣體不完全燃燒（在火焰上罩上蒸發(fā)皿）：火焰呈淡藍色（蒸發(fā)皿底部有黃色的粉末）。

37．硫化氫氣體完全燃燒（在火焰上罩上干冷燒杯）：火焰呈淡藍色，生成有刺激性氣味的氣體（燒杯內壁有液滴生成）。

38．在集氣瓶中混合硫化氫和二氧化硫：瓶內壁有黃色粉末生成。

39．二氧化硫氣體通入品紅溶液后再加熱：紅色褪去，加熱后又恢復原來顏色。

40．過量的銅投入盛有濃硫酸的試管，并加熱，反應畢，待溶液冷卻后加水：有刺激性氣味的氣體生成，加水后溶液呈天藍色。

41．加熱盛有濃硫酸和木炭的試管：有氣體生成，且氣體有刺激性的氣味。

42．鈉在空氣中燃燒：火焰呈黃色，生成淡黃色物質。

43．鈉投入水中：反應激烈，鈉浮在水面，放出大量的熱使鈉溶成小球在水面上游動，有“嗤嗤”的響聲。

44．把水滴入盛有過氧化鈉固體的試管里，將帶火星的木條伸入試管口：木條復燃。

45．加熱碳酸氫鈉固體，使生成氣體通入澄清石灰水：澄清石灰水變渾濁。

46．氨氣與氯化氫相遇，有大量的白煙生成。

47．加熱氯化銨與氫氧化鈉的混合物：有刺激性氣味的氣體產(chǎn)生。

48．加熱盛有固體氯化銨的試管：在試管口有白色晶體產(chǎn)生。

49．無色試劑瓶內的濃硝酸受到陽光照射：瓶中空間部分顯棕色，硝酸呈黃色。

50．銅片與濃硝酸反應：反應激烈，有紅棕色氣體產(chǎn)生。

51．銅片與稀硝酸反應：試管下端產(chǎn)生無色氣體，氣體上升逐漸變成紅棕色。

52．在硅酸鈉溶液中加入稀鹽酸，有白色膠狀沉淀生成。

53．在氫氧化鐵膠體中加硫酸鎂溶液：膠體變混濁。

54．加熱氫氧化鐵膠體：膠體變混濁。

55．將點燃的鎂條伸入盛有二氧化碳的集氣瓶中：劇烈燃燒，有黑色物質附著于集氣瓶內壁。

56．向硫酸鋁溶液中滴加氨水：生成蓬松的白色絮狀物質。

57．向硫酸亞鐵溶液中滴加氫氧化鈉溶液：有白色絮狀沉淀生成，立即轉變?yōu)榛揖G色，一會兒又轉變?yōu)榧t褐色沉淀。

58．向含F(xiàn)e³⁺的溶液中滴加KSCN溶液：溶液呈血紅色。

59．向硫化鈉水溶液中滴加氨水：溶液變混濁。S^2-+Cl₂=2Cl^2-+S↓

60．向天然氣中加入少量肥皂液：泡沫逐漸減少，且有沉淀生成。

61．在空氣中點燃甲烷，并在火焰上放干冷燒杯：火焰呈淡藍色，燒杯內壁有液滴生成。

62．光照甲烷與氯氣的混合氣體：黃綠色逐漸變淺，（時間較長容器壁有液滴生成）。

63．加熱（170℃）乙醇與濃鹽酸的混合物，并使產(chǎn)生的氣體通入溴水，通入酸性高錳酸鉀溶液：有氣體產(chǎn)生，溴水褪色，紫色逐漸變淺。

64．在空氣中點燃乙烯：火焰明亮，有黑煙產(chǎn)生，放出熱量。

65．在空氣中點燃乙炔：火焰明亮，有濃煙產(chǎn)生，放出熱量。

66．苯在空氣中燃燒：火焰明亮，并帶有黑煙。

67．乙醇在空氣中燃燒：火焰呈淡藍色。

68．將乙炔通入溴水：溴水褪去顏色。

69．將乙炔通入酸性高錳酸鉀溶液中，振蕩：紫色逐漸變淺，直至褪去。

70．苯與溴在有鐵粉做催化劑的條件下反應：有白霧產(chǎn)生，生成物油狀且?guī)в泻稚��?/p>

71．將少量甲苯倒入適量的高錳酸鉀溶液中，振蕩：溶液紫色褪去。

72．將金屬鈉投入到盛有乙醇的試管中：有氣體放出。

73．在盛有少量苯酚的試管中滴加過量的濃溴水：有白色沉淀生成。

74．在盛有苯酚的試管中滴入幾滴三氯化鐵溶液，振蕩：溶液顯紫色。

75．乙醛與銀氨溶液在試管中反應：潔凈的試管壁附著一層光亮如鏡的物質。

76．在加熱沸騰的情況下乙醛與新制的氫氧化銅反應：有紅色沉淀生成。

77．在適宜條件下乙醇和乙酸反應：有透明的帶香味的油狀液體生成。

78．蛋白質遇到濃HNO₃溶液：變成黃色。

79．紫色的石蕊試液遇堿：變成藍色。

80．無色酚酞試液遇堿：變成紅色。

1．溶解法 

在水或其它溶劑中溶解度特別大或比較大的氣體，只要找到合適的溶劑，就可以把它們完全或大部分溶解掉。

2．燃燒法  

部分有害的可燃性氣體，只需在排放口點火燃燒即可消除污染。。對于化學實驗中廢棄的有機溶劑，大部分可加以回收利用，少部分可以燃燒處理掉，某些在燃燒時可能產(chǎn)生有害氣體的廢物，必須用配有洗滌有害廢氣的裝置燃燒。

3．中和法：

對于那些酸性或堿性較強的氣體，可選用適當?shù)膲A或酸進行中和吸收。對于含酸或堿類物質的廢液，如濃度較大時，可利用廢堿或廢酸相互中和，再用pH試紙檢驗，若廢液的pH在5.8～8.6之間，如此廢液中不含其它有害物質，則可加水稀釋至含鹽濃度在5％以下排出。

4．吸附法

一般說來，選用適當?shù)奈�附劑，便可消除一些有害氣體的外逸和釋放。對于那些毒害不大的氣體或劑量小的氣體，僅用木炭粉或脫脂棉即可。對于難以燃燒的或可燃性的低濃度有機廢液，可選用具有良好吸附性的物質，使廢液被充分吸收后，與吸附劑一起焚燒。

5．氧化法

一些具有還原性或還原性較強的氣體物質，可選用適當?shù)难趸瘎┻M行處理。

6．配合法

有些氣體分子中有與一些金屬離子有較強配合能力的配位基，可用適當?shù)慕饘冫}類進行配合性吸收。

7．稀釋法  

對于中學實驗中產(chǎn)生的大量廢液，其中大部分是無毒無害的，可采用稀釋的方法理。  

8．密封法

對于某些僅有少量有害氣體逸出的實驗，只須把體系密封即可，勿需進行專門的吸收處理。

9．沉淀法

這種方法一般用于處理含有害金屬離子的無機類廢液。處理方法是：在廢液中加入合適的試劑，使金屬離子轉化為難溶性的沉淀物，然后進行過濾，將濾出的沉淀物妥善保存，檢查濾液，確證其中不含有毒物質后，才可排放。

10．蒸餾法

對于有機溶劑摩液應盡可能采用蒸餾方法加以回收利用。若無法回收，可分批少量加以焚燒處理。切忌直接倒入實驗室的水槽中。

11．分解法

對于含氰化物廢液，可采用此法處理。將廢液調至成堿性（pH＞10）后，通入氯氣和加入次氯酸鈉（漂白粉），使氰化物分解成氮氣和二氧化碳。

12．萃取法

對于含水的低濃度有機廢液，用與水不相混的正己烷之類揮發(fā)性溶劑進行萃取，分離出溶劑后，把它進行焚燒。再用吹入空氣的方法將水層中的溶劑吹出。

13．水解法  

對于有機酸或無機酸的酯類，以及部分有機磷化物等容易發(fā)生水解的物質，可加入氫氧化鈉或氫氧化鈣，在室溫或加熱條件下進行水解。水解后，若廢液無毒時，把它中和，稀釋后即可排放。如果含有害物質時，用吸附方法加以處理。

14．離子交換法

對于某些無機類廢液，可采用離子交換法處理。例如，含Pb²⁺的廢液，使用強酸性陽離子交換樹脂，幾乎能把它們完全除去。若要處理鐵的含氰配合物廢液，也可采用離子交換法。

15．生化法  

對于含有乙醇、乙酸、動植物性油脂、蛋白質及淀粉等稀溶液，可用活性污泥之類東西并吹入空氣進行處理。因為上述物質易被微生物分解，其稀溶液經(jīng)用水稀釋后即可排放。

化學是以實驗為基礎的學科。由于平時學生對化學實驗基本操作和基本技能的訓練不夠，有些學生動手之前也沒有好好想一想，因而做化學實驗時，就容易犯這樣那樣的錯誤。這些錯誤雖然簡單，但易被人忽視，又對實驗有相當大的影響。本人做過一段時化學間的實驗員，現(xiàn)羅列一些學生常見的錯誤，以資參考。

1．加熱固體物質用排水法收集氣體時，實驗完畢，先移酒精燈，后把導管從水中取出，使水倒流，試管破裂。

2．把試管里的物質加熱，沒有將試管夾夾在離管口1/3的位置，而是夾在試管的中部。

3．傾倒液體時，掌心沒有對著瓶上標簽，試劑瓶蓋沒有倒放在桌子上。．

4．用量具（量筒和滴定管等）量取液體時，視線往往在上方，量出液體的體積比實際體積大。沒有掌握“量具上的刻線和液體凹面的最低點應在同一水平線上”的讀法。

5．檢查裝置氣密性時，沒有將導管先插入水里，或插入水中太深，氣體無法逸出。

6．使用滴管時，將滴管口伸入試管并觸及試管內壁。

7．在做實驗時，試劑瓶塞張冠李戴，如將盛氯化鋇溶液的滴瓶管放到盛稀硫酸的滴瓶上，或者相反，造成試劑污染。    ．

8．藥品用量太多，如硝酸與銅反應，銅量太多，生成大量的毒氣，既影響健康又浪費藥品。

9．用玻璃棒蘸取一種溶液后，沒有用蒸餾水洗干凈就去蘸取另一種溶液；或用藥匙取粉末藥品時，沒有用紙將藥匙擦干凈，就去取另一種藥品，造成嚴重污染。

1 0．試驗氨的溶解性時，用濕的試管收集；檢驗試管或集氣瓶是否充滿氨氣時，紅色石蕊試紙沒有用水潤濕。

11．做中和滴定實驗時，將錐形瓶用蒸餾水洗了后又用待測試液洗，使待測溶液的實際用量大于用移液管所取的量，使所消耗的標準溶液的量增多，造成誤差。

l 2．用高錳酸鉀制取氧氣時，沒有用棉花堵住試管口，使高錳酸鉀進入導管污染水槽。

l 3．用排水法收集氧氣時，將集氣瓶倒置在水中，集氣瓶沒有灌滿水或者根本沒有灌水。

14．實驗結束時，沒有將所用玻璃器皿洗干凈，桌面也沒有整理好，影響下一節(jié)課的實驗。

1．排列順序時，分清是“由大到小”還是“由小到大”，類似的，“由強到弱”，“由高到低”，等等。

2．書寫化學方程式時，分清是“=”還是“”，如一種鹽水解方程式一定用“”不能用“=”，其產(chǎn)物也不能標“↓”或“↑”，弱酸、弱堿的電離一定要用“”不能用“=”。

3．別忽視題干中“混合物”、“化合物”、“單質”等限制條件。

4．有單位的要寫單位，沒有單位的就不要寫了。如“溶解度”單位是克，卻不寫出，“相對分子質量”、“相對原子質量”無單位，卻加上“g”或“g．mol”。摩爾質量有單位（g．mo1^-1）卻不寫單位，失分。

5．要求寫“名稱”卻寫分子式或其他化學式，要求寫分子式或結構式卻寫名稱。電子式、原子或離子結構示意圖、結構筒式、結構式不看清，張冠李戴。要求寫離子方程式而錯寫成化學方程式。 

6．所有的稀有氣體都是單原子分子而誤認為雙原子分子。

7．273℃與273K(不注意區(qū)分，是“標況”還是“非標況”，是“氣態(tài)”還是“液態(tài)”“固態(tài)”不分清楚。22.4L?mol^-1的適用條件。注意三氧化硫、乙烷、己烷、水等物質的狀態(tài)。區(qū)分液態(tài)氯化氫和鹽酸，液氨和氨水，液氯和氯水。

8．計算題中往往出現(xiàn)“將樣品分為兩等份”（或“從1000mL溶液中取出50mL”），最后求的是“原樣品中的有關的量”，你卻只求了每份中的有關量。

9．請注意選擇題“正確的是”，“錯誤的是”兩種不同要求。請注意，做的正確，填卡時卻完全填反了，要十分警惕這種情況發(fā)生。

10．求氣體的“體積分數(shù)”與“質量分數(shù)”不看清楚，失分。

11．描述實驗現(xiàn)象要全面，陸海空全方位觀察。

12．表示物質的量濃度不寫C(HCl)，失分。

13．氣體溶解度與圓體溶解度表示方法、計算方法混為一談。（標況下，將20L，氨氣溶解在1L水中，……）

14．表示離子電荷與元素化合價混為一談。

15．原電池正負極不清，電解池、電鍍池陰陽極不清，電極反應式寫反了。

16．求“轉化率”、“百分含量”混淆不清。

17．兩種不同體積不同濃度同種溶液混和，總體積是否可以加和，要看題目情景和要求。

18．化學計算常犯錯誤如下：①分子式寫錯②化學方程式寫錯或不配平或配平有錯③用關系式計算時，物質的量關系式不對，以上情況發(fā)生，全扣分④分子量算錯⑤討論題，缺討論過程，扣相當多的分⑥給出兩種反應的量，不考慮一反應物過量（要有判斷過程）⑦要求寫出計算規(guī)范過程：解、設未知量、方程式或關系式，計算比例關系、比例式主要計算過程、答、單位、有的題目還要寫出推理過程，不要省略步驟，計算過程要帶單位。注意題中對有效數(shù)字的隱性要求。

19．推斷題。請注意根據(jù)題意，無機物、有機物均應考慮（全面，綜合）。

20．要注意試題中小括號內的話，專門看。

2l．回答簡答題，一定要避免“簡單化”，要涉及原理，應該有因有果，答到“根本”。

22．看準相對原子質量，cu是63.5還是64，應按卷首提供的用。

23．mA(s)+n B(g)pC(1)+qD(g)這種可逆反應，加壓或減壓，平衡移動只考慮其中的氣態(tài)物質(g)的化學計量數(shù)。

24．配平任何方程式，最后都要進行“系數(shù)化簡”。書寫化學反應方程式，反應條件必須寫，而且寫正確。氧化―還原反應配平后，得失電子要相等，離子反應電荷要守恒，不搞假配平。有機化學方程式未用“→”熱化學反應方程式不漏寫物質的聚集狀態(tài)，不漏寫反應熱的“+”或“―”，反應熱的單位是kJ?mol^-1。   

25．有機結構簡式中原子間的連結方式表達正確，不要寫錯位。結構簡式有多種，但是碳碳鍵、官能團不要簡化，酯基、羧基的各原子順序不要亂寫，硝基、氨基寫時注意碳要連接在N原子上。如，COOHCH₂CH₂OH（羧基連接錯），CH₂CHCOOH（少雙鍵）等（強調：在復雜化合物中酯基、羧基最好不要簡化）�；瘜W用語中文名稱不能寫錯別字。如，“酯化”不能寫成“脂化”，“羧基”不能寫成“酸基”。酯化反應的生成物不漏寫“水”、縮聚反應的生成物不漏寫“小分子”。  

26．遇到做過的類似題，一定不要得意忘形，結果反而出錯，一樣要鎮(zhèn)靜、認真解答，不要思維定勢；碰到難題決不能一下子“蒙”了，要知道，機會是均等的，要難大家都難。應注意的是，難度大的試題中也有易得分的小題你應該得到這分。

27．化學考題難易結合，波浪型發(fā)展。決不能認為前面的難，后面的更難!有難有易，難題或較難題中一定有不少可以得分的地方，不可放棄。

28、解題時，切莫在某一個“較難”或“難”的考題上花去大量的寶貴時間，一個10分左右的難題，用了30多分鐘甚至更多時間去考慮，非常不合算，不合理。如果你覺得考慮了幾分鐘后還是無多少頭緒，請不要緊張、心慌，暫把它放在一邊，控制好心態(tài)，去解答其他能夠得分的考題，先把能解決的考題先解決。再回過頭來解決它，找到了感覺，思維活躍了，很可能一下子就想通了，解決了。

29．解推斷題，實驗題。思維一定要開闊、活躍，聯(lián)想性強。切不可看了后面的文字，把前面的話給忘了，不能老是只從一個方面，一個角度去考慮，應該是多方位、全方位進行考慮。積極地從考題中字字、句句中尋找出“突破口”。

30．考試時切忌“反�！保�仍然是先易后難，先做一卷，后做二卷。

化學考前秘籍錄一絕版珍藏

    Na₂O₂：78      Na₂CO₃：106       NaHCO₃：84          Na₂SO₄：142

    BaSO₄：233     Al(OH)₃：78     C₆H₁₂O₆：180

常用換算

5.6L――0.25 mol      2.8L――0.125 mol    15.68L――0.7 mol

20.16L――0.9 mol     16.8L――0.75mol

常用反應

Al³⁺+4OH⁺=AlO₂^?+2H₂O

3AlO₂^?+Al³⁺+6H₂O=4Al(OH)₃

2CO₂+2Na₂O₂=2Na₂CO₃+O₂     △m=56g

2H₂O+2Na₂O₂=4NaOH+O₂      △m=4g

AlO₂^?+CO₂+2H₂O=Al(OH)₃↓+HCO₃^?

2NaCl+MO₂+3H₂SO₄2NaHSO₄+MnSO₄+Cl₂↑+2H₂O

特殊反應

2F₂+2H₂O=4HF+O₂

Si+2NaOH+H₂O=Na₂SiO₃+2H₂↑

2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO₂+3H₂↑

常用俗名與分子式

綠礬――FeSO₄?7H₂O

常用“氣”

煤氣：CO             水煤氣：H₂、CO    爐氣：SO₂、O₂、N₂

焦爐氣：H₂、CH₄等    高爐煤氣：CO、CO₂、N₂

裂解氣：CH₂=CH₂、CH₃CH=CH₂、CH₂=CH―CH=CH₂等

常用電子式

二、（A：NaHCO₃、(NH₄)CO₃、NH4HCO₃、NaCl(aq)）

A↓（白）+↑（無色）（A：CaC₂、AlS₃、Mg₃N₂）

ABC（A：S、H₂S、N₂、Na、醇）

A↑（A：銨鹽、Al、Si、CH₃COONa）

A（A：氯化物）

CAB（A:Al、(NH₄)₂CO₃、NH₄HCO₃、NaHCO₃、NaHS、(NH₄)₂S、NH₄HS、氨基酸）

中學化學常見氣體單質：H₂、O₂、N₂、Cl₂、(F₂)

固體單質：S、Na、Mg、Al、Fe、Cu

液體單質：Br₂

中學化學常見化合物：NaCl、NaOH、Na₂CO₃、NaHCO₃、FeCl₂、FeCl₃、H₂SO₄、HCl、CaCO₃、SO₂、H₂O、NO、NO₂、HNO₃

三、能使溴水褪色的：

能與氫氣加成的：

能與NaOH反應的：

同分異構體：醇―醚                 C_nH_2n+2O_x

            醛―酮―環(huán)氧烷（環(huán)醚）     C_nH_2nO

            羧酸―酯―羥基醛           C_nH_2nO₂

            氨基酸一硝基烷

四、基本操作

2007年高考化學必考知識點總結

作為基礎學科知識內容考查的依據(jù)，心下所列的知識點在近10年內的化學高考命題中呈現(xiàn)率達90%以上希望同學們在臨考的復習中能一一對照未鞏固相應的基礎，如果某些點的認識不夠，建議重溫相應的教材和教學資料，確保該內容的高得分率。

1．氧化還原相關概念和應用

（1）借用熟悉的H₂還原CuO來認識5對相應概念

（2）氧化性、還原性的相互比較

（3）氧化還原方程式的書寫及配平

（4）同種元素變價的氧化還原反應（歧化、歸中反應）

（5）一些特殊價態(tài)的微粒如H、Cu、Cl、Fe、S₂O₃^2?的氧化還原反應

（6）電化學中的氧化還原反應

2、物質結構、元素周期表的認識

（1）主族元素的陰離子、陽離子、核外電子排布

（2）同周期、同主族原子的半徑大小比較

（3）電子式的正確書寫、化學鍵的形成過程、化學鍵、分子結構和晶體結構

（4）能畫出短周期元素周期表的草表，理解“位―構―性”。

3．熟悉阿伏加德羅常數(shù)N_A常考查的微粒數(shù)止中固體、得失電子、中子數(shù)等內容。

4．熱化學方程式的正確表達（狀態(tài)、計量數(shù)、能量關系）

5．離子的鑒別、離子共存

（1）離子因結合生成沉淀、氣體、難電離的弱電解質面不能大量共存

（2）因相互發(fā)生氧化還原而不能大量共存

（3）因雙水解、生成絡合物而不能大量共存

（4）弱酸的酸式酸根離子不能與強酸、強堿大量共存

（5）題設中的其它條件：“酸堿性、顏色”等

6．溶液濃度、離子濃度的比較及計算

（1）善用微粒的守恒判斷（電荷守衡、物料守衡、質子守衡）

（2）電荷守恒中的多價態(tài)離子處理

7．pH值的計算

（1）遵循定義（公式）規(guī)范自己的計算過程

（2）理清題設所問的是“離子”還是“溶液”的濃度

（3）酸過量或堿過量時pH的計算（酸時以H⁺濃度計算，堿時以OH^?計算再換算）

w.w.w.k.s.5.u.c.o.m

8．化學反應速率、化學平衡

  （1）能計算反應速率、理解各物質計量數(shù)與反應速率的關系

  （2）理順“反應速率”的“改變”與“平衡移動”的“辯證關系”

  （3）遵循反應方程式規(guī)范自己的“化學平衡”相關計算過程

  （4）利用等效平衡”觀點來解題

9．電化學

  （1）能正確表明“原電池、電解池、電鍍池”及變形裝置的電極位置

  （2）能寫出各電極的電極反應方程式。

  （3）了解常見離子的電化學放電順序。

  （4）能準確利用“得失電子守恒”原則計算電化學中的定量關系

10．鹽類的水解

  （1）鹽類能發(fā)生水解的原因。

  （2）不同類型之鹽類發(fā)生水解的后果（酸堿性、濃度大小等）。

  （3）鹽類水解的應用或防止（膠體、水凈化、溶液制備）。

  （4）對能發(fā)生水解的鹽類溶液加熱蒸干、灼燒的后果。

  （5）能發(fā)生完全雙水解的離子反應方程式。

11．C、N、O、S、Cl、P、Na、Mg、A1、Fe等元素的單質及化合物

  （1）容易在無機推斷題中出現(xiàn)，注意上述元素的特征反應

  （2）注意N中的硝酸與物質的反應，其體現(xiàn)的酸性、氧化性“兩作為”是考查的的重點

  （3）有關Al的化合物中則熟悉其兩性反應（定性、定量關系）。

  （4）有關Fe的化合物則理解Fe²⁺和Fe³⁺之間的轉化、Fe³⁺的強氧化性。

  （5）物質間三角轉化關系。

12．有機物的聚合及單體的推斷

（1）根據(jù)高分子的鏈節(jié)特點準確判斷加聚反應或縮聚反應歸屬

（2）熟悉含C=C雙鍵物質的加聚反應或縮聚反應歸屬

（3）熟悉含（―COOH、―OH）、（―COOH、―NH₂）之間的縮聚反應

13．同分異構體的書寫

（1）請按官能團的位置異構、類別異構和條件限制異構順序一個不漏的找齊

（2）本內容最應該做的是作答后，能主動進行一定的檢驗

14．有機物的燃燒

（1）能寫出有機物燃燒的通式

（2）燃燒最可能獲得的是C和H關系

15．完成有機反應的化學方程式

（1）有機代表物的相互衍變，往往要求完成相互轉化的方程式

（2）注意方程式中要求表示物質的結構簡式、表明反應條件、配平方程式

16．有機物化學推斷的解答（“乙烯輻射一大片，醇醛酸酯一條線”）

（1）一般出現(xiàn)以醇為中心，酯為結尾的推斷關系，所以復習時就熟悉有關“醇”和“酯”的性質反應（包括一些含其他官能團的醇類和酯）。

（2）反應條件體現(xiàn)了有機化學的特點，請同學們回顧有機化學的一般條件，從中歸納相應信息，可作為一推斷有機反應的有利證據(jù)。

（3）從物質發(fā)生反應前后的官能團差別，推導相關物質的結構。

17．化學實驗裝置與基本操作

（1）常見物質的分離、提純和鑒別。

（2）常見氣體的制備方法。

（3）實驗設計和實驗評價。

18．化學計算

（1）近年來，混合物的計算所占的比例很大（90％），務必熟悉有關混合物計算的一般方式（含討論的切入點），注意單位與計算的規(guī)范。

（2）回顧近幾次的綜合考試，感受“守恒法“在計算題中的暗示和具體計算時的優(yōu)勢。

化學計算中的巧妙方法小結：

得失電子守恒法、元素守恒法、電荷守恒法、最終溶質法、極值法、假設驗證法等。

中學化學常見化學反應

化學反應是化學科學的主要研究對象，同時又是是化學學科或理科綜合高考的一個重要考點。如何深入地理解和掌握這一知識點是本文所要解決的主要問題。以往對化學反應的分類小結大多集中在對基礎知識的整理方面。對高考沒有太大的指導意義。要把化學反應的研究上升到指導高考的層面上，除了做到對化學反應縱向的擴展之外，還必須深入研究化學反應在橫向層面上的一些規(guī)律。

1．無機中的化合反應

金屬+非金屬→無氧酸鹽等：3Mg+N₂Mg₃N₂

金屬+氧氣→金屬氧化物：2Mg+O₂2MgO

非金屬+氧氣→非金屬氧化物：4P+5O₂2P₂O₅

非金屬+氫氣→非金屬氫化物：

N₂+3H₂2NH₃

非金屬+其他非金屬：

2P+3Cl₂2PCl₃；2P+5Cl₂2PCl₅

氧化物+氧氣：2SO₂+O₂2SO₃

還原性酸或鹽+氧氣：2Na₂SO₃+O₂=2Na₂SO₄

堿性氧化物+水→堿：CaO+H₂O=Ca(OH)₂

酸性氧化物+水→酸：P₂O₅+3H₂O(熱)=2H₃PO₄

氨氣+水：NH₃+H₂O=NH₃?H₂O

鹽+水：CuSO₄+5H₂O=CuSO₄?5H₂O

酸性氧化物+堿性氧化物→含氧酸鹽：

CaO+SiO₂=CaSiO₃

氨+酸→銨鹽：NH₃+HCl=NH₄Cl

酸性氧化物+堿→酸式鹽：CO₂+NaOH=NaHCO₃

正鹽+相應的酸→酸式鹽：

CaCO₃+H₂O+CO₂Ca(HCO₃)₂

金屬+鹽：Fe+2FeCl₃=3FeCl₂

鹽或堿+氧化劑：2FeCl₂+Cl₂=2FeCl₃；4Fe(OH)₂+O₂+2H₂O=4Fe(OH)₃

其他化合反應：

Na₂O₂+SO₂=Na₂SO₄；CO₂+C2CO

2Cu+O₂+H₂O+CO₂=Cu(OH)₂CO₃

4NO₂+O₂+2H₂O=4HNO₃

Na₂SO₃+S=Na₂S₂O₃

2．有機中的化合反應

本內容在總結規(guī)律，以下各反應的條件都已略去。

水化反應：CH₂=CH₂+H₂O→CH₃―CH₂OH

加成反應：CH₂=CH₂+Br₂→CH₂Br―CH₂Br

還原反應：R―CHO+H₂→R―CH₂OH

氧化反應：2CH₂=CH₂+O₂→2CH₃CHO；2CH₃CHO+O₂→2CH₃COOH

油脂的硬化：（化學方程式略）

加聚反應：

3．中學化學中的分解反應

不溶性堿受熱→金屬氧化物（或堿性氧化物）+水：

2Fe(OH)₃Fe₂O₃+3H₂O

銨鹽、氨水分解→氨氣：

(NH₄)₂CO₃2NH₃↑+H₂O+CO₂↑；NH₄ClNH₃↑+HCl；NH₃?H₂O2NH₃↑+H₂O

不穩(wěn)定性酸分解→酸性氧化物+水

H₂SO₃=H₂O+SO₂↑

硝酸、硝酸鹽分解→都有氧氣放出

4HNO₃4NO₂↑+2H₂O+O₂↑

2KNO₃2KNO₂+O₂↑

碳酸鹽和碳酸氫鹽分解→都放出二氧化碳

CaCO₃CaO+CO₂↑；2NaHCO₃Na₂CO₃+H₂O+CO₂↑

不溶性鹵化銀分解→都生成銀和鹵素單質：

2AgX2Ag+X₂    （X=Cl、Br、I）

4．其他分類方法

（1）酸分解：如H₂SO₄、H₂CO₃、HNO₃的分解。

（2）堿分解：如Cu(OH)₂、Al(OH)₃、Fe(OH)₃、NH₃?H₂O的分解。

（3）鹽分解

①酸式鹽分解：如NH₄HCO₃、NaHCO₃的分解。

②堿式鹽分解：Cu₂(OH)₂CO₃2CuO+H₂O+CO₂↑

③正鹽分解：如(NH₄)₂CO₃、NH₄Cl、KNO₃、Cu(NO₃)₂、AgNO₃、CaCO₃、不溶性AgX的分解。

④含水鹽分解：CuSO₄?5H₂OCuSO₄+5H₂O

                  藍色         白色

（4）氧化物分解：2HgO2Hg+O₂↑

（5）其他

5．需要高溫才能發(fā)生的反應

以下方程式中的溫度條件大多已略去。

2C+SiO₂=Si+2CO↑

C(赤熱)+H₂O(g)=H₂+CO

CO+H₂O=CO₂+H₂

3C+2Fe₂O₃=4Fe+3CO₂↑

SiO₂+2H₂=Si+2H₂O

SiO₂+CaO=CaSiO₃

SiO₂+CaCO₃=CaSiO₂+CO₂↑

SiO₂+Na₂CO₃=Na₂SiO₃+CO₂↑

Fe₂O₃+Al=Al₂O₃+2Fe

Fe₂O₃+3CO=2Fe+3CO₂

3Fe+4H₂O=Fe₃O₄+4H₂

4FeS+H₂O=2Fe₂O₃+8SO₂

CaCO₃CaO+CO₂

N₂+3H₂2NH₃

Al(OH)₃Al³⁺+3OH^?：有時還可以為H₂AlO₃H⁺+AlO₂^?+H₂O

水的電離：H₂O+H₂OH₃O⁺+OH^?    簡寫為H₂OH⁺+OH^?

液氨的電離：

NH₃+NH₃NH₄⁺+NH₂⁺（自偶電離）

鹽的水解：（酸根）多元水解一級為主：堿根水解一步寫。

如碳酸鈉的水解：CO₃^2?+H₂OHCO₃^?+OH^?

明礬的水解：Al³⁺+3H₂OAl(OH)₃+3H⁺

脂的水解：CH₃COOC₂H₅+H₂OCH₃COOH+C₂H₅OH

酸性氧化物―水：CO₂+H₂OH₂CO₃；SO₂+H₂OH₂SO₃

單質―水：Cl₂+H₂OHCl+HClO

顏色反應：I₂(紫色)+H₂2HI(無色)

2NO₂(紅棕色)N₂O₄(無色)

4FeS+7O₂2Fe₂O₃+4SO₂

回顧2006年全國統(tǒng)一高考《理科綜合測試卷》卷II的第28題我們會發(fā)現(xiàn)，它所涉及的3個高溫下的反應其實就是本小結的第2、第3、第10個反應。難怪部分學生在高考結束后回學校填報志愿時，興高采烈地對我說：“老師，簡直太爽了，你幾乎為我們猜到了1個原題。高考前三天我們都還在寫，那幾個方程式我們發(fā)揮得都相當好。“欣慰之余我感到，那并不是因為我善于猜壓高考題，而是由于我不輕易放過每一個規(guī)律。

6．中學化學中常見的可逆反應

酸的電離，多元弱酸分步寫，例如：

H₃PO₄H⁺+H₂PO₄^?

H₂PO₄^?H⁺+HPO₄^2?

HPO₃^2?H⁺+PO₄^3?

堿的電離，多元弱堿一步寫，譬如：

FeCl₃(淺黃)+3KSCNFe(SCN)₃(血紅)+3KCl

Fe³⁺+nSCN^?[Fe(SCN)_n]^?7?n   （n=1～6）

可逆電池，紐扣電池（向右代表放電，相當于原電池：向左代表充電，相當于電解池）

Zn+Ag₂O+H₂OZn(OH)₂+2Ag

其他反應：

NH₃?H₂ONH₄^?+OH^?

N₂+3H₂2NH₃

SO₂+O₂2SO₃

3Fe+4H₂OFe₃O₄+4H₂

從上述列舉不難看出，要想獲得對高考的指導性意義，必須對化學反應進行深入的研究。

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