高三化学重要知识点

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高三化学重要知识点回顾五大系列
化学实验
1、银氨溶液、氢氧化铜悬浊液等试剂不宜长期存放，应现配现用
2、实验室制取氧气完毕后，应先取出集气瓶，再取出导管，后停止加热。燃着的酒精灯打翻在桌面上应用湿抹布盖灭。
3、石蕊试纸、淀粉碘化钾在使用前必须先用蒸馏水润湿(什么试纸不能润湿?)
4、用标准盐酸滴定未知NaOH溶液时，锥形瓶不能用未知NaOH溶液润洗(哪些仪器必须润洗?)
5、为防止挥发，浓氨水、浓盐酸、液溴、汽油等均需密封保存
6、浓H2SO4沾到皮肤上，应立即用水冲洗，再用干燥布擦净，最后涂上NaHCO3溶液
苯酚溅在皮肤上应立即用酒精洗涤。氢氧化钠溶液溅在皮肤上应先用大量水冲洗，再涂上硼酸。
酸、碱溅到眼睛中应用大量水冲洗眼睛，边洗边眨眼睛。
7、一支25mL的滴定管中液面所在刻度为12.00，则其中所盛液体体积大于13.00mL
8、碱式滴定管（橡皮管+玻璃珠）不能盛放酸性溶液和强氧化性溶液，酸式滴定管（玻璃活塞）不能盛放碱性溶液，可以盛放酸性或强氧化性溶液。如准确量取20.00mL的KMnO4溶液，可用25mL酸式滴定管。
9、分液时，分液漏斗中下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出。
10、蒸馏时，应使温度计水银球靠近蒸馏烧瓶支管口。冷凝水方向“下口进，上口出”。
11、用标准盐酸滴定未知浓度NaOH溶液时，左手控制滴定管活塞，右手握持锥形瓶，边滴边振荡，眼睛注视锥形瓶中颜色的变化。
12、称量时，称量物放在称量纸上、置于托盘天平的左盘，砝码放在托盘天平的右盘。称量NaOH固体时要用玻璃瓶或烧杯盛装。
13、试管中注入某无色溶液密封，加热试管，溶液变红色，冷却后又变无色。确定溶液成分为二氧化硫和品红的混合液。
14、用（浓）溴水可以鉴别甲苯、已烯、酒精、苯酚水溶液、烧碱溶液、四氯化碳溶液。
15、将溶液变为晶体常用三步聚法：蒸发浓缩、冷却结晶、过滤（洗涤）
16、配制硫酸亚铁溶液所用的蒸馏水应预先煮沸，以除去溶解在水中的氧气
17、试管、蒸发皿、坩埚等仪器均可直接在酒精灯火焰上加热(哪些不能?)
18、配制FeCl2溶液时，可以将FeCl2溶于浓盐酸中，然后加水稀释，并加入适量铁屑
19、配制FeCl3 AgNO3等易水解的盐溶液时，先溶于少量相应酸中，再加水稀释。
20、做焰色反应时，铂丝必须先用稀盐酸洗净，再放在酒精灯火焰上灼烧至无色。
21、洗气是长进短出，量气是短进长出，干燥管是大进小出。冷凝管中冷却水应下进上出。
22、标明使用温度的仪器有：容量瓶、量筒、滴定管。
23、0刻度在上边的仪器有滴定管，0刻度在中间的仪器有温度计，没有0刻度的量器有量筒。
24、选择仪器时要考虑仪器的量程和精确度。如量取3.0mL液体用10mL量筒，量取21.20mL高锰酸钾溶液用酸式滴定管，配置100mL15％的氢氧化钠溶液用200mL烧杯。
25、使用前必须检查是否漏水的仪器有：容量瓶、分液漏斗、滴定管。
26、试管上的油污可用热的氢氧化钠（或纯碱）溶液洗，银镜用稀硝酸洗，久置高锰酸钾的试剂瓶用热的浓盐酸洗涤。久置硫酸铁溶液的试剂瓶用稀盐酸洗。用其它试剂洗过后都必须用蒸馏水洗涤至既不聚集成滴又不成股流下。
27、Na、K保存于煤油中。用多的钠、钾必须放回原试剂瓶中，金属钠着火可用沙子盖灭
28、氢氟酸保存在塑料瓶中，必须用棕色试剂瓶保存的试剂有：硝酸、氯水、硝酸银等
29、不能使用磨口玻璃塞的试剂有强碱、水解生成强碱的盐；不能使用橡皮塞的试剂有：强氧化性试剂、溴水、易挥发的有机溶剂。
30、常用水浴加热有：溶解度的测定、硝基苯的制取、银镜反应、酯的水解。（水浴加热优点？）
31、需要用温度计控制温度的实验有：溶解度的测定、乙烯的制取、硝基苯的制取、石油的分馏。
32、在读取量筒、滴定管读数时视线偏高(即俯视)，读数分别偏大、偏小。定容时视线偏高，浓度偏大。
33、配制一定物质的量浓度的溶液所需的仪器有：托盘天平（或量筒）、烧杯、玻璃棒、容量瓶（要注明体积）、胶头滴管；容量瓶要先检漏；使用天平时，要先将游码放回零处调零；称量氢氧化钠时，必须放在小烧杯中。定容时，先沿玻璃棒加水至刻度线1－2cm处，再改用胶头滴管加水至凹液面的最低处与刻度线相切，玻璃棒靠在容量瓶刻度线下的内壁。
34、除去CuCl2中的FeCl3可加入氧化铜、氢氧化铜、碳酸铜再过滤。
35、除去CO2中的SO2可用饱和碳酸氢钠溶液、酸性高锰酸钾、溴水。
36、除去Mg中的Al可用氢氧化钠溶液。
37、除去BaSO4中的AgCl可用氨水。
38、除去SO2中的SO3可用饱和的亚硫酸氢钠或浓H2SO4。除去H2S气体中的HCl用饱和NaHS溶液。
39、除去乙醇中的水，可加入生石灰蒸馏。分离苯和硝基苯可用蒸馏的方法。
40、检验二氧化碳通常用澄清石灰水，除去二氧化碳通常用氢氧化钠溶液.
41、制取气体的装置都必须检验气密性，常用方法：先形成密闭体系，然后产生压强差，再根据压强差是否改变来判断。（微热法、液差法、气压法）
42、在水中溶解性很大的气体（防倒吸的其它装置）






高中化学实验题文字表达归纳（43-52）
43、 测定溶液pH的操作：取一小片PH试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取少量待测液点在pH试纸中部，待颜色稳定后再与标准比色卡对照，读出对应的pH值。
44、有机实验中长导管的作用：冷凝、回流，提高反应物的利用率（竖直方向长直玻璃管）；或冷凝、回流兼导气（竖直和横向都长玻璃导管）；或冷凝兼导气（竖直方向玻璃管短，横方向长）。
45、氢氧化铁胶体的制备：往煮沸的蒸馏水中逐滴滴加饱和的FeCl3溶液，当溶液变红褐色时，立即停止加热。（或有丁达尔现象）方程式：FeCl3+3H2O Fe(OH)3(胶体) +3HCl
46、焰色反应的操作：先将铂丝沾盐酸溶液在酒精灯火焰上灼烧，反复几次，直到与酒精灯火焰颜色接近为止，然后用铂丝沾取少量待测液，到酒精灯火焰上灼烧，观察火焰颜色，如为黄色，则说明溶液中含Na＋；若透过蓝色钴玻璃呈紫色，则说明溶液中含K＋。
47、证明沉淀完全的操作：如往含SO42―的溶液中加BaCl2溶液，如何证明SO42―沉淀完全？将沉淀静置，取上层清液，再滴加BaCl2溶液，若无白色沉淀生成，说明沉淀已经完全。
48、洗涤沉淀操作：把蒸馏水沿着玻璃棒注入到过滤器中至浸没沉淀，静置，使蒸馏水滤出，重复2～3次即可。
检验沉淀洗涤干浄的操作是：取最后一次的滤出液加入硝酸银，若没有沉淀产生，则洗涤干净。
检验所加试剂是过量的操作是：静置后，向上层清液中继续加氯化钙溶液，若没有白色沉淀生成，则氯化钙过量。例如：欲检验100mlNaOH溶液中含有的Na2CO3的物质的量浓度，是在此溶液中加入过量的氯化钙，然后过滤、洗涤、干燥，称量所得沉淀的质量，经数据处理后即可得到。

49、渗析操作：将胶体装到半透膜袋中，用线将半透膜扎好后系在玻璃棒上，浸在烧杯的蒸馏水中，将及时更换蒸馏水。
50、萃取分液操作：关闭分液漏斗活塞，将混合液倒入分液漏斗中，充分振荡、静置、分层，在漏斗下面放一个小烧杯，打开分液漏斗活塞，使下层液体从下口沿烧杯壁流下；上层液体从上口倒出。
51、酸碱中和滴定终点判断：如强酸滴定强碱，用酚酞用指示剂，当最后一滴酸滴到锥形瓶中，溶液由红色变为无色，且半分钟内不变色即为终点。
52、容量瓶检漏操作：往容量瓶内加入一定量的水，塞好瓶塞。用食指摁住瓶塞，另一只手托住瓶底，把瓶倒立过来，观察瓶塞周围有无水漏出。如果不漏水，将瓶正立并将瓶塞旋转180度后塞紧，仍把瓶倒立过来，再检查是否漏水。如果仍不漏水，即可使用。
53、气体的检验、离子的检验、物质的保存：
气体的检验
NH3的检验
用湿润的红色石蕊试纸变蓝
SO2的检验
用品红溶液，褪色
SO2的吸收
用KMnO4溶液 (强氧化性)
CO2的检验
用澄清石灰水，变浑浊
Cl2的检验
用湿润的KI 淀粉试纸，变蓝
NO的检验
打开瓶盖后遇空气变红棕色
离子的检验
NH4+的检验
加NaOH溶液加热后放出气体用湿润的红色石蕊试纸变蓝
Fe3+的检验
①加NaOH溶液有红褐色沉淀②加KSCN溶液出现血红色
Fe2+的检验
①加NaOH溶液有白色沉淀，马上变灰绿色，最终变红褐色②加KSCN溶液无现象，再加氯水后出现血红色
SO42-的检验
先加HCl无现象，后加BaCl2溶液有不溶于酸的白色沉淀
Cl-、(Br-、I -)的检验
先加AgNO3后加HNO3溶液有不溶于酸的白色沉淀AgCl (淡黄色沉淀AgBr、黄色沉淀AgI）
物质的保存
K、Na
保存在煤油中（防水、防O2）
见光易分解的物质
用棕色瓶（HNO3、AgNO3、氯水、HClO 等）
碱性物质
用橡胶塞不能用玻璃塞（Na2SiO3、NaOH、Na2CO3)
酸性、强氧化性物质
用玻璃塞不能用橡胶塞（H2SO4、HNO3、KMnO4)
F2、HF（氢氟酸）
用塑料瓶不能用玻璃瓶（与SiO2反应腐蚀玻璃)
保存在水中
白磷（防在空气中自燃）、Br2（防止挥发）
▲54.量气管量气时应注意的问题:
a.量气时应保持装置处于室温状态。（消除“温度差”）
b.读数时要特别注意消除“压强差”，保持液面相平，还要注意视线与液面最低处相平。如上图(Ⅰ)(Ⅳ)应使左侧和右侧的液面高度保持相平。
c. 所测气体体积V气= ∆V（两次读数之差）
▲55.气密性检查常用方法：捂热法：关闭弹簧夹1和分液漏斗的活塞，打开弹簧夹2，用手捂热烧瓶A，若B中导管口有气泡冒出，冷却后，导管中有一段液柱上升，则气密性良好，否则气密性不好
液差法：关闭弹簧夹1和弹簧夹2，打开分液漏斗活塞，向分液漏斗中加水至水不流下，停止加水；观察一段时间，若分液漏斗中的液面不下降，则气密性良好，否则气密性不好。
▲56.常考仪器名称：三颈烧瓶、恒压滴液漏斗、蒸馏烧瓶、（直形或球形）冷凝管、分液漏斗、坩埚、蒸发皿、xxmL容量瓶、酸式或碱式滴定管、移液管，抽滤中的布氏漏斗、吸滤瓶等。
▲57.恒压滴液漏斗（或恒压分液漏斗）的作用（或橡皮管的作用）： 平衡上下气压，使液体顺利滴下；减小液体体积对气体压强的影响，从而减小气体V测的误差（若无橡皮管，滴加多少液体，将会在量气管中测出等体积的气体，导致V测偏大）。
▲58.实验装置通N2（或其他自产气体）根据不同时间点，其相应的作用可能有：①排尽装置中的空气（防空气中O2、H2O等干扰）；②驱赶产物气体到后续装置中充分吸收（定量测定实验）；③防止倒吸（一般是先灭灯，冷却后再停止通气），可能是防液体试剂倒吸到加热装置，也可能防空气倒吸与产品反应。
▲59.尾部加干燥管等装置可能的作用：①吸收多余的xx气体，防止污染空气（尾气处理）；②防止空气中的水蒸气或CO2倒回到产品装置，使产品变质。
▲60.常考实验装置的作用：见《二轮资料——专题十四》
▲61.水浴加热的目的：使受热均匀；便于控制温度，且温度不超过100℃。加热的目的：加快反应速率或使化学平衡向某方向移动。
▲62.控制温度在某范围的目的：化工或实验题中通常是：若温度过低，则反应速率或溶解速率过慢；若温度过高，可能某物质会挥发或分解（原理题中还可能是使催化剂活性降低；或使催化剂吸附的反应物的量减少而使反应速率减慢）
▲63趁热过滤的原因：防止温度降低后某物质析出，若需要的是固体，则可减少杂质；若需要的是滤液，则可减少产品损失。减压过滤的作用：加快过滤速度，得到更干燥的固体。
▲64.减压蒸发的原因：降低蒸发的温度，可能防止某物质高温分解。
▲65.安全瓶（防堵塞）的工作原理：当装置内压强过大时，装置内的玻璃管（或长颈漏斗）中的液面会上升，使压力稳定。
▲66.沉淀转化：一般是溶解度小的沉淀向溶解度更小的沉淀转化容易实现，溶解度较小的沉淀在一定条件下也可以转化成溶解度较大的沉淀，沉淀析出的实质是达到过饱和状态，即Qc >Ksp。能说明Ksp(AgCl)>Ksp(AgI)的实验：①向AgNO3溶液中滴加NaCl至不再产生白色沉淀（Cl-要过量），再滴加同浓度的KI溶液产生黄色沉淀。②向浓度相等的NaCl和KI溶液中混合液中滴加AgNO3溶液，先产生黄色沉淀，说明AgI溶解度小。
▲67.证明某反应是可逆反应：即要证明反应物不能完全转化，通常让A反应物过量，充分反应后，去证明B反应物有剩余。
▲68.盐溶液蒸干：盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4(s)；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)；盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得到对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3；弱酸的铵盐蒸干后无固体，如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
▲69.卤代烃中卤原子的证明：向水解液（碱性）中先加HNO3调PH至中性，再加AgNO3溶液。
蔗糖水解产物的验证：在冷却后的水解液（酸性）中先加NaOH调PH至弱碱性，再加银氨溶液或新制氢氧化铜悬浊液。



元素及其化合物
一、一些物质的用途：
1. Cl2：自来水消毒，制盐酸，制漂白粉，制氯仿；
2. HF：雕刻玻璃，提炼铀，制氟化钠农药；
3. AgBr：感光材料；AgI：人工降雨；NaF：杀灭地下害虫；
4. Si：制合金，制半导体；硒，硅，锗Ge，镓Ga；
5. SiO2：制光导纤维，石英玻璃，普通玻璃；
6. MgO、Al2O3：耐火材料，Al2O3用于制金属铝；明矾：净水剂；
7. 漂白剂：氯气、漂白粉（实质是HClO）； SO2（或H2SO3）；Na2O2；H2O2；O3
8. 消毒杀菌：氯气，漂白粉（水消毒）；高锰酸钾（稀溶液皮肤消毒），酒精（皮肤，75%）碘酒；苯酚（粗品用于环境消毒，制洗剂，软膏用于皮肤消毒）；甲醛（福尔马林环境消毒）；
9. BaSO4：制其它钡盐；医疗“钡餐”；
10. MgCl2制金属镁（电解），Al2O3制金属铝（电解），NaCl制金属钠（电解）；
二、比较元素金属性强弱的依据：
1． 在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
2． 常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
3． 依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。碱性越强，其元素的金属性越强。
4． 依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。一般是活泼金属置换不活泼金属。但是ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复分解反应。
5． 依据金属活动性顺序表（极少数例外）。
6． 依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。
7． 依据原电池中的电极名称。做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。
8． 依据电解池中阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序。优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。
9． 气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。
三、比较元素非金属性强弱的依据：
1． 依据非金属单质与H2反应的难易程度、条件的高低、剧烈程度和生成气态氢化物的稳定性。与氢气反应越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定，其非金属性越强。
2． 依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱。酸性越强，其元素的非金属性越强。
3． 依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐增强；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐减弱。
4． 非金属单质与盐溶液中简单阴离子之间的置换反应。非金属性强的置换非金属性弱的。
5． 非金属单质与具有可变价金属的反应。能生成高价金属化合物的，其非金属性强。
6． 气态非金属原子在得到电子变成稳定结构时所释放的能量越多，其非金属性越强。
7． 依据两非金属元素在同种化合物中相互形成化学键时化合价的正负来判断。如在KClO3中Cl显+5价，O显-2价，则说明非金属性是O > Cl；在OF2中，O显+2价，F显-1价，则说明非金属性是F > O
8. 其他，例：2Cu＋SCu2S Cu＋Cl2CuCl2 ；所以，Cl的非金属性强于S。
四、硅及其化合物“反常”：
1、硅的还原性比碳强，而碳在高温下却能从二氧化硅中还原出硅。SiO2＋2CSi＋2CO↑
2、非金属单质一般不与弱氧化性酸反应，而硅不但能与HF反应，而且还有H2生成。
Si＋4HF==SiF4↑＋2H2↑
3、非金属单质与强碱溶液反应一般不生成氢气，而硅却不然。
Si＋2NaOH＋H2O==Na2SiO3＋2 H2↑
4、虽然SiO2是硅酸的酸酐，但却不能用SiO2与水反应制备硅酸，只能用可溶性硅酸盐跟酸作用来制备。
5、酸性氧化物一般不与酸反应(除氧化还原反应外)，而二氧化硅却能与氢氟酸反应。
6、非金属氧化物一般是分子晶体，而二氧化硅却是原子晶体。
7、无机酸一般易溶于水，而硅酸和原硅酸却难溶于水。
8、较强的酸能把较弱的酸从其盐溶液中制取出来，这是复分解反应的一般规律，由此对于反应Na2SiO3＋CO2＋2H2O==Na2CO3＋H4SiO4↓的发生是不难理解的，而反应Na2CO3＋SiO2 Na2SiO3＋CO2↑居然也能进行（可用熵增或平衡移动原理解释）。
9、硅酸钠的水溶液俗称水玻璃，但它和玻璃的化学成分并不相同。
五、中学化学中常见酸的特性：
1、不稳定性酸：这部分酸包括H2CO3、H2SO3、HClO、HNO3（浓）、H4SiO4、氢硫酸（H2S）、氢碘酸（HI）、氢硒酸（H2Se）、氢碲酸（H2Te）等。
（1）常温（或微热）易分解的酸：H2CO3、H2SO3、HNO3（浓）、H4SiO4等。
（2）见光易分解的酸：HClO、HNO3（浓）。
（3）易被氧气氧化而变质的酸：H2S、HI、H2SO3、H2Se、H2Te等。
2、强氧化性酸：这部分酸包括浓HNO3、稀HNO3、浓H2SO4、HClO等，它们的强氧化性主要表现在以下几个方面：
（1）常温下，浓H2SO4、浓HNO3能使Fe、Al等金属发生钝化。

（2）能氧化大多数的金属单质（Au、Pt除外）
与活泼金属反应主要不生成氢气（也不是完全不生成）。如铁丝在氯气中燃烧，生成物只能是FeCl3，即使铁过量，也不会生成FeCl2。但铁与强氧化性酸的反应是在溶液中进行的，它们首先生成Fe3+，然后Fe3+再与Fe反应生成Fe2+，即：Fe + 2Fe3+ = 3Fe2+。如果是硫酸，还会再发生Fe + H2SO4(稀)→FeSO4 + H2↑。但如果是硝酸，一般不能生成H2。
（3）能氧化部分非金属单质（如S、C、P、I2等）。
(4) 氧化性酸的氧化性强弱，存在以下规律：
①对于同一种氧化性酸，浓度越大（或溶液中氢离子浓度越大）氧化性越强。
②对于同一种元素形成的不同价态的含氧酸，一般低价态的比高价态的氧化性强，例如： HClO＞HClO2＞HClO4 HNO2＞HNO3
③同周期主族元素形成的最高价含氧酸，从左到右，氧化性依次增强，例如，高氯酸常温下氧化性很强，硫酸浓度大加热时才表现出强氧化性，磷酸则几乎无氧化性。
④同主族元素形成的同价态含氧酸，氧化性强弱的规律复杂.
3、强还原性酸：包括H2S、HI、H2SO3、H2Se、H2Te、H3PO3、HBr、H3ASO3等。
4、易挥发的酸：这部分酸包括HF、HCl、HBr、HI、浓HNO3等。
5、高沸点、难挥发性酸：这部分酸包括浓H2SO4、浓H3PO4等。
6、具有漂白性的酸：这部分酸包括HClO、H2SO3等。SO2水溶液能使品红褪色，能使紫色石蕊变红但不能褪色。苯酚因酸性太弱，不能使石蕊变色。
7、具有强吸水性的酸：这种酸是浓H2SO4，浓H2SO4可作气体干燥剂。
8、具有脱水性的酸：如浓H2SO4。
9、能腐蚀玻璃的酸：这种酸是氢氟酸（HF）。
10、有剧毒的酸：这部分酸包括HF、HPO3（偏磷酸）、HCN。
11、能溶解铂、金的酸：这种酸是王水（浓盐酸和浓硝酸组成的混合物,体积比3：1）。
12、不溶于水的酸：这部分酸包括H2SiO3、H4SiO4，硬脂酸、软脂酸、油酸。
13、能与酸发生反应的酸：这部分酸包括H2S、HI、HBr、氨基酸等，H2S、HI、HBr遇强氧化性酸能发生氧化还原反应，氨基酸中存在碱性基团氨基（-NH2）。
14、遇氨气能冒白烟的酸：这部分酸包括浓盐酸、浓硝酸、醋酸等，即它们挥发出来的酸与氨气反应生成相应的铵盐（固体）的缘故。
15、可用于制造炸药的酸：硝酸可用于制取硝化甘油、三硝基甲苯（TNT）、硝酸纤维等
16、能发生显色反应的酸：浓HNO3遇含苯环的蛋白质会显黄色；苯酚与FeCl3溶液反应生成紫色的物质。
17、能发生银镜反应的酸：甲酸（HCOOH）能发生银镜反应。

六、碱金属元素具体知识的一般与特殊：
1、Na、K均保存在煤油中，防止氧化，但锂单质不能保存在煤油中，因锂单质密度小于煤油，浮于煤油液面，达不到隔绝空气的目的，应保存在石蜡中。
2、碱金属单质的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度却比钠小。
3、碱金属单质在空气中燃烧大部分生成过氧化物或超氧化物，但锂单质特殊，燃烧后的产物只是普通氧化物。
4、碱金属单质和水反应时，碱金属一般熔点较低，会熔化成小球。但锂的熔点高，不会熔成小球。生成的LiOH溶解度较小，覆盖在锂的表面，使锂和水的反应不易连续进行。
5、碱金属单质和水反应时，碱金属单质一般浮于水面上，但铷、铯遇水就发生爆炸。
6、钠盐的溶解度受温度的变化影响一般都较大，但NaCl的溶解度受温度变化的影响却很小。
7、碱金属的盐一般均易溶于水，但Li2CO3却微溶于水。
8、焰色反应称为“反应”，但却是元素的一种物理性质。
七、Fe2+与Fe3+的鉴别方法：
1、 观察法：其溶液呈棕黄色者是Fe3+，呈浅绿色者是Fe2+。
2、 H2S法：通入H2S气体或加入氢硫酸，有浅黄色沉淀析出者是Fe3+，而Fe2+溶液不反应。2Fe3+＋H2S==2Fe2+＋2H+＋S↓
3、 KSCN法：加入KSCN或其它可溶性硫氰化物溶液，溶液变血红色者是Fe3+溶液，而Fe2+的溶液无此现象。这是鉴别鉴别Fe3+与Fe2+最常用、最灵敏的方法。Fe3+＋3SCN−Fe(SCN)3
4、 苯酚法：分别加入苯酚溶液，显紫色的是Fe3+溶液，无此现象的是Fe2+的溶液。
Fe3+＋6C6H5OH［Fe(C6H5O)6］3−＋6H＋
5、 碱液法：取两种溶液分别通入氨气或碱液，生成红褐色沉淀的是Fe3+溶液，生成白色沉淀并迅速变为灰绿色、最终变成红褐色的是Fe2+溶液。
Fe3+＋3NH3·H2O==Fe(OH)3↓＋3NH4＋； Fe3+＋3OH‾ == Fe(OH)3↓
Fe2+＋2 NH3·H2O==Fe(OH)2↓＋2 NH4＋； 4 Fe(OH)2＋2H2O＋O2==4 Fe(OH)3
6、 淀粉KI试纸法：能使淀粉KI试纸变蓝的是Fe3+溶液，无变化的是Fe3+溶液。
2 Fe3+＋2I‾==2 Fe2+＋I2
7、 铜片法：分别加入铜片，铜片溶解且溶液渐渐变为蓝色的是Fe3+溶液，无明显现象的是Fe2+溶液。2 Fe3+＋Cu==2 Fe2+＋Cu2+
8、 KMnO4法：分别加入少量酸性KMnO4溶液，振荡，能使KMnO4溶液紫红色变浅的是Fe2+溶液，颜色不变浅的是Fe3+溶液。5 Fe2+＋MnO4−＋8H+==5 Fe3+＋Mn2+＋4H2O
9、 检验Fe2+溶液还可用铁氰化钾，检验Fe3+溶液用亚铁氰化钾，现象均为蓝色沉淀。
八、条件不同，生成物则不同：
1、2P＋3Cl22PCl3(Cl2不足) ；2P＋5Cl22 PCl5(Cl2充足)
2、2H2S＋3O22H2O＋2SO2(O2充足) ；2H2S＋O22H2O＋2S(O2不充足)
3、4Na＋O22Na2O 2Na＋O2Na2O2
4、Ca(OH)2＋CO2CaCO3↓＋H2O ；Ca(OH)2＋2CO2(过量)==Ca(HCO3)2
5、2Cl2＋2 Ca(OH)2==Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O 6Cl2＋6 Ca(OH)2Ca(ClO3)2＋5CaCl2＋6H2O
6、C＋O2CO2(O2充足) ；2 C＋O22CO (O2不充足)
7、8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋3Cu(NO3)2＋4H2O 4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O
8、H3PO4＋NaOH==NaH2PO4＋H2O H3PO4＋2NaOH==Na2HPO4＋2H2O
H3PO4＋3NaOH==Na3PO4＋3H2O
9、AlCl3＋3NaOH==Al(OH)3↓＋3NaCl ；AlCl3＋4NaOH(过量)==NaAlO2＋3 NaCl＋2H2O
10、NaAlO2＋4HCl(过量)==NaCl＋2H2O＋AlCl3 ；NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al(OH)3↓
11、Fe＋6HNO3(热、浓)==Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O Fe＋HNO3(冷、浓)→(钝化)
12、Fe＋4HNO3(稀)Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O 3Fe＋8HNO3(稀) 3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
13、
14、C2H5Cl＋NaOHC2H5OH＋NaCl　　C2H5Cl＋NaOHCH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O
15、6FeBr2＋3Cl2(不足)==4FeBr3＋2FeCl3 2FeBr2＋3Cl2（过量）==2Br2＋2FeCl3
九、滴加顺序不同，现象不同：
1、AgNO3与NH3·H2O：
AgNO3向NH3·H2O中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀
　　NH3·H2O向AgNO3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失
2、NaOH与AlCl3：
NaOH向AlCl3中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失
AlCl3向NaOH中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀
3、HCl与NaAlO2：
HCl向NaAlO2中滴加——开始有白色沉淀，后白色沉淀消失
NaAlO2向HCl中滴加——开始无白色沉淀，后产生白色沉淀
4、Na2CO3与盐酸：
Na2CO3向盐酸中滴加——开始有气泡，后不产生气泡
盐酸向Na2CO3中滴加——开始无气泡，后产生气泡
十、金属之“最”
1.生产、生活中使用最广的金属是铁，但一般不使用纯铁（质地软），而使用铁的合金。
2.地壳中含量最多的金属元素是铝（前四位的是氧、硅、铝、铁）。
3.最活泼的金属是铯（光电管中用Rb、Cs制电极）；最稳定的金属是金。
4.最硬的金属是铬。 5.熔点最高的金属是钨，熔点高达3413℃。
6.熔点最低的金属是汞（常温下为液体），熔点为-39℃。
7.延展性最好的金属是金 8.导电导热性最好的金属是银，次之的是铜，第三的是铝。
9.金属中杀菌冠军是银（银器） 10.密度最小的金属是锂（约为水的密度的一半）。
十一、特殊反应现象和特殊颜色：
1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的；
2、Na与H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出；(熔、浮、游、嘶、红)
3、焰色反应：Na 黄色、K紫色（透过蓝色的钴玻璃）
4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟； 5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰；
6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟； 7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾；
8、NH3与HCl相遇产生大量的白烟； 9、铁丝在Cl2中燃烧，产生棕色的烟；
10、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧生成白色粉末（MgO），产生黑烟；
11、Fe(OH)2在空气中被氧化：由白色变为灰绿最后变为红褐色；
12、在常温下：Fe、Al 在浓H2SO4和浓HNO3中钝化；
13、向盛有苯酚溶液的试管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色；苯酚遇空气呈粉红色。
14、蛋白质遇浓HNO3变黄，被灼烧时有烧焦羽毛气味；
15、浅黄色固体：S或Na2O2或AgBr
16、使品红溶液褪色的气体：SO2（加热后又恢复红色）、Cl2（加热后不恢复红色）
17、有色溶液：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4-（紫色）
有色固体：红色（Cu、Cu2O、Fe2O3），红褐色[Fe(OH)3]， 黑色（CuO、FeO、FeS、CuS），蓝色[Cu(OH)2]，黄色（AgI、Ag3PO4），白色[Fe(OH)2、CaCO3、BaSO4、AgCl]
有色气体：Cl2（黄绿色）、F2（淡黄绿色）NO2（红棕色）。
十二、特征反应
既能与强酸溶液反应又能与强碱溶液反应的物质

Al、Al2O3、Al(OH)3、氨基酸等。
弱酸弱碱盐：如(NH4)2CO3、NH4HCO3、(NH4)2SO3、NH4HSO3等。注意：此时B、C均为气体，A可能是正盐、也可能是酸式盐。
弱酸的酸式盐：如NaHCO3、Ca(HCO3)2、NaHSO3等
固体加热后不留残渣的物质
I2、NH4Cl、(NH4)2CO3、NH4HCO3
常温与水反应产生气体的物质
Na、K、Na2O2
能同碱反应的单质
硫、硅、铝、卤素单质
有MnO2参与的化学反应
2H2O2 2H2O＋O2↑ 2KClO3 2KCl＋3O2↑
MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋2H2O＋Cl2↑
化合物+单质→ 化合物

2Na2SO3+O2=2Na2SO4 2FeCl3+Fe=3FeCl2 2NO+O2=2NO2
2FeCl2+Cl2=2FeCl3 2CO+O2CO2 C+CO22CO 2Na2O+O22Na2O2 2SO2＋O22SO3
电解生成三种物质的反应

2NaCl +2H2O2NaOH+Cl2↑+H2↑
2CuSO4 +2H2O2Cu＋O2↑+2H2SO4
4AgNO3 +2H2O4Ag＋O2↑+4HNO3


型的反应：



十四、置换反应的类型
置换反应
单质1+化合物1
==单质2+化合物2


⑴金属置换金属。例如，
Fe ＋Cu2＋=Fe2＋＋Cu 2Al＋Fe2O3Al2O3＋2Fe
⑵金属置换非金属。例如，
Zn＋2H＋=Zn2＋＋H2↑ 2Na＋2 H2O=2NaOH＋H2↑，
3Fe＋4H2O(g) Fe3O4＋4H2 2Mg＋CO22MgO＋C
⑶非金属置换非金属。例如，
2C＋SiO2 Si＋2CO↑ C＋ H2O(g)CO＋ H2
Cl2＋2HBr=2HCl＋Br2 Cl2＋2KI=2KCl＋I2 Cl2＋H2S=2HCl＋S↓
⑷非金属→金属。例如，
C＋CuOCu＋CO↑ 3H2＋Fe2O3 2Fe＋3H2O
十五、连续反应
连续氧化反应


连续还原反应

十六、特殊的反应条件
放电
N2＋O22NO
光照
H2＋Cl22HCl 2HClO2HCl＋O2↑
4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O
催化剂
2H2O22H2O＋O2↑ 2KClO32KCl＋3O2↑
2SO2＋O22SO3 N2＋3H22NH3

2CH3CH2OH＋O22CH3CHO＋2H2O

十七、三角转化关系


注: 有些在一定条件下还存在相互转化：
AB,
BC,
AC

十八、与工业生产相关的主要反应
工业制漂白粉
2Cl2＋2Ca(OH)2　　 CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
工业合成氨
N2＋3H22NH3　
氨的催化氧化
4NH3＋5O24NO＋6H2O
电解饱和食盐水
2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
电解制镁、铝
MgCl2Mg＋Cl2↑；2Al2O3 4Al＋3O2↑
工业制玻璃
Na2CO3＋SiO2Na2SiO3＋CO2↑；
CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑
工业制硫酸
4FeS2＋11O22Fe2O3＋8SO2(或S＋O2SO2)；
2SO2＋O22SO3；SO3＋H2O=H2SO4　
工业制粗硅
SiO2＋2CSi＋2CO↑
工业制取二氧化碳
CaCO3CaO＋CO2↑

基本概念基础理论
1、指示剂遇酸碱发生颜色改变、同素异形体之间的相互转变、钝化、裂化、干馏、蛋白质的变性等是化学变化；蛋白质的盐析、蒸馏、萃取、升华、明矾净水等都是物理变化
2、导电性能力的强弱和电解质的强弱无关，强电解质导电性不一定强（和哪些因素有关？）
3、同体积同物质的量浓度的Na2CO3溶液和NaHCO3溶液中，离子种类相同，数目不同。
4、挥发性酸不等于不稳定性酸(盐酸)；弱酸的氧化性也不一定弱(次氯酸)；二氧化氮不是酸性氧化物，过氧化钠也不是碱性氧化物。酸式盐的水溶液可能呈酸性也可能呈碱性；次氯酸钠溶液既有碱性又有强氧化性
5、氧化性、还原性的强弱取决于物质得失电子的难易程度，而不是得失的多少。
6、物质由化合态变为游离态可能被氧化可能被还原。
7、金属阳离子被还原，不一定得到金属单质
8、标准状况下，22.4L以任意比例混合的CO与CO2中所含碳原子总数约为NA
9、同温同压下，两种气体体积之比等于它们的分子数之比
10、向HNO3中加入Fe粉Cu粉，最先被氧化的是Fe。向氯水中加入FeBr2、、FeI2，最先被氧化的是I-离子。（氧化性：Cl2＞Br2＞Fe3+＞I2＞H2SO4；还原性：Cl-＜Br-＜Fe2+＜I-＜SO2）
11、Ca(ClO)2溶液中通SO2， FeS+HNO3， Na2SO3+HNO3、 Fe(OH)2+HNO3、 Fe(OH)3+HI发生氧化还原反应。
12、温度越高，固体物质的一般溶解度越大，但氢氧化钙相反，氯化钠受温度的影响不大，气体是温度越高溶解度越小。
13、向足量的Na2CO3饱和溶液中加入mg无水Na2CO3则析出晶体的质量一定大于143m/53g
14、化学键的断裂与形成是化学反应中能量变化的根本原因。反应物的总能量高于生成物的总能量，则反应放热；反之吸热。
15、不是所有的放热反应都能自发进行，也不是所有的吸热反应都不能自发进行。
16、物质的能量越高越不稳定，能量越低越稳定。
17、燃料充分燃烧一要有适当过量的空气，二是燃料与空气要有足够大的接触面积。
18、常见的吸热过程有：氢氧化钡晶体和氯化铵反应；碳和水蒸气反应，碳和二氧化碳反应；弱电解质的电离，水解反应、熔化、气化、NH4NO3溶于水，HI分解。
19、常见的放热过程有：中和反应、燃烧反应、金属与酸反应、强酸、强碱溶于水、Na2O2+H2O。
20、一个化学反应不论是一步完成还是几步完成，总的热效应不变（盖斯定律）。
21、其它条件不变，增大一种反应物的浓度，可提高另一种反应物的转化率，但它本身的转化率反而降低。
22、N2+3H2 2NH3化学平衡状态的判断。依据：（1）对同一物质：v正==v逆；（2）对不同物质：一种物质的正反应速率与另一种物质的逆反应速率之比等于它们的化学计量数之比。（3）反应体系中各组分的百分含量、物质的量浓度保持不变。（4）对于同一物质而言，断裂化学键和形成化学键的物质的量相等。或者对于反应中的不同物质断裂化学键和形成化学键成一定比例。
【化学平衡状态的判断：①V正=V逆（不同物质成比例） ②变量定】

23、有两只密闭容器A和B，A容器有一个移动的活塞使容器内保持恒压，B容器保持恒容，起始时分别向这两只容器中充入等量的体积比为1:3的N2和H2的混合气体，并使A和B的容积相等。在相同的条件下，使之发生如下反应：N2+3H2 2NH3：
(1)A容器中N2的转化率比B容器中的低。
(2)达到(1)所述平衡后，若向两容器中通入数量不多的等量氩气，A容器中化学平衡向逆反应方向移动，B容器化学平衡不移动。
(3)达到(1)所述平衡后，若向两容器中分再通入2mol NH3达到新平衡后，A容器中NH3的体积分数与原平衡相等，B容器中由于压强增大，NH3的体积分数比原平衡大。
24、对于FeCl3+3NH4SCNFe(SCN)3+3NH4Cl达到平衡的混合液中，加入NH4Cl后，平衡不移动。只有增大FeCl3、NH4SCN的浓度，平衡才向正反应方向移动。
25、密闭容器中，反应aA(g) + bB(s) cC(g)达到平衡后，保持温度不变，将容器体积扩大到原来的2倍，当达到新平衡时，C的浓度为原来的70%，则c> a。（因为体积扩大一倍C的浓度应为原来的50%，现变为70%，说明V增大，P减小，平衡向正反应方向移动了，所以向右气体系数增大）
26、化学平衡常数，对于一般反应mA（g）+ nB（g） pC（g） + qD（g），K=
平衡常数表达式中，如果反应中有固体和纯液体参加，它们的浓度不应写在平衡关系式中。
27、平衡常数K与温度有关，与浓度无关，由K随温度的变化可推断正反应是吸热反应还是放热。 若正反应是吸热反应，升高温度，K增大；若正反应是放热反应，升高温度，K减小。
28、平衡常数K值的大小，可推断反应进行的程度。K值越大，表示反应进行的程度越大，反应物的转化率越大；K值越小，表示反应进行的程度越小，反应物的转化率越小。根据K值随温度变化的情况也可判断△H的正负。一般温度变，K才变，但K不变的情况下，改变其他条件也可使转化率改变。若告知某时刻各组分的浓度，又能知K，则通常用Qc与K的关系判断进行的反应的方向或v正、v逆的大小。
29、原电池的负极可从以下面方面判断：相对活泼的金属，电子流出的电极，元素化合价升高的电极，发生氧化反应的电极，溶解的电极，通燃料的电极。
30、电解池的阳极可从以下方面判断，与电池的正极相连，失电子发生氧化反应的极，溶解的极，有O2、Cl2等生成的极。
31、用惰性电极分别电解CuCl2、NaCl、CuSO4、Na2SO4溶液，一段时间为使溶液复原可分别加入适量CuCl2、HCl、CuO、H2O
32、用Cu作电极电解饱和Na2SO4溶液，每放出1mol氢气气体，则电解2mol H2O，而用惰性电极电解饱和Na2SO4溶液，每放出1mol氢气气体，则电解1mol H2O。
33、原电池工作时电解质溶液中离子的移动方向是：阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。外电路电子的流向是由负极流向正极。
34、电解池工作时阳离子向阴极移动，阴离子向阳极移动。电流由电源的正极流向阳极，电子的流向是电源的负极流向阴极，再由阳极流回电源的正极。
35、沉淀反应都是向着溶解度减小的方向转化容易，AgCl(s)→AgBr→AgI→Ag2S；CaSO4→CaCO3，向着溶解度增大的方向转化较难，但溶解度相差不大时，也能实现，如BaSO4 →BaCO3 (向BaSO4悬浊液中加入饱和Na2CO3溶液)
36、所有的弱酸根离子CH3COO-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CO32-、HCO3-与H+都不能大量共存；
酸式弱酸根离子如HCO3-、HS-、HSO3-既不能与OH-大量共存，又不能与H+大量共存。
37、能发生氧化还原反应的离子不能大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存；
MnO4-、（NO3-、H+）、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；
SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，在酸性条件下则发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O不能共存。H+与S2O32-不能大量共存。ClO-与Cl-在酸性条件下不共存。
38、溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。
如Fe3+与SCN-不能大量共存；Fe3+与不能大量共存。
39、能完全双水解的离子不能大量共存：Al3 +与HCO3–、CO32–、HS-、S2-、ClO-、AlO2-、苯酚根;Fe3+与HCO3–、CO32–、ClO-、AlO2-、苯酚根；Fe2+与AlO2-;NH4+与SiO32-等（Fe3+与HS-、S2-也不共存，原因不是完全双水解）。
40、限定条件：（详见《二轮资料》专题四）①加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液都有两种可能：酸溶液或碱溶液。
②无色溶液则没有MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+、Cr2O72、Cr O4-。澄清溶液即没有沉淀。
③遇淀粉碘化钾试纸变蓝色的溶液具有较强的氧化性。遇pH试纸变蓝色的溶液显碱性。
41、在温度、压强一定的条件下，放热的熵增加的反应一定能自发进行；吸热的熵减少的反应一定不能自发进行；吸热的自发过程应为熵增加的过程，如冰的融化、硝酸铵溶于水等。

42、同体积同物质的量浓度的HCl、H2SO4、CH3COOH溶液中，c（H+）的大小关系为，H2SO4>HCl>CH3COOH
43、同体积同pH值的HCl、H2SO4、CH3COOH，与相同的锌粒反应的起始速率大小H2SO4＝HCl＝CH3COOH；完全反应放出H2的量 CH3COOH>H2SO4＝HCl；稀释相同倍数后pH值的大小关系H2SO4＝HCl>CH3COOH。
44、向水中加酸碱，水的电离一般受到抑制，酸或碱溶液中水电离出的c（H+）>10-7 mol/L
45、向水中加入能水解的盐，水的电离受到促进，氯化铵溶液中水电离出的c（H+）>10-7 mol/L
46、常温下，pH=4的HCl中水电离出的c（H+）=10-10mol/L
pH= 4的NH4Cl溶液中水电离出的c（H+）=10-4mol/L
某溶液中由水电离产生的c（H+）=10-12mol/L该溶液的pH值为2或12
47、100mLPH=10的KOH 溶液与pH=4的CH3COOH溶液混合后PH=7，则混合后总体积<200mL
48、物质的量浓度相同的(NH4)2SO4、NH4HSO4、NH4Cl 、(NH4)2Fe(SO4)2溶液中，NH4+浓度由大到小顺序是(NH4)2Fe(SO4)2、(NH4)2SO4、NH4HSO4、NH4Cl；若NH4+浓度相同时,它们的物质的量浓度由大到小顺序是NH4Cl、NH4HSO4、(NH4)2SO4、(NH4)2Fe(SO4)2
49、Mg(OH)2的悬浊液中加入饱和的NH4Cl溶液（因水解显酸性），固体溶解。
50、除去MgCl2溶液中的FeCl3，可加入MgO、Mg(OH)2或MgCO3过滤。
51、AlCl3、Na2SO3、KMnO4、NaHCO3溶液加热蒸干并灼烧，得不到原溶质；NaAlO2、Al2(SO4)4、Na2CO3溶液加热蒸干并灼烧能得到原溶质。
52、NH3·H2O、NH4Cl的混合溶液，pH可能显酸性、碱性或中性。
53、易水解的金属阳离子在酸性溶液中不一定能大量存在，如当溶液pH＝3.4时溶液中基本不存在Fe3+，类似的Cu2+、Fe2+、Al3+等也不能在pH=7的溶液中存在。
54、电离平衡和水解平衡的比较

电 离 平 衡
水 解 平 衡
实 例
H2S水溶液（0.1mol/L）
Na2S水溶液（0.1mol/L）
研究对象
弱电解质（弱酸、弱碱、水）
强电解质（弱酸盐、弱碱盐）

实 质

弱酸 H+ + 弱酸根离子
弱碱 OH— + 弱碱阳子
H2O + H2O H3O+ + OH—
离子化速率 = 分子化速率
弱酸根阴离子+H2O 弱酸 + OH—
弱碱阳离子+H2O 弱碱 + H+
水解速率 = 中和速率

程 度

酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离……
“越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解……
一般中和程度远远大于水解程度
双水解程度较大，甚至很彻底。
能量变化
吸热（极少数例外）
吸热
表达式
电离方程式：①用“ ”
②多元弱酸分步电离
H2S H+ + HS—
HS— H+ + S2—
水解反应离子方程式①用“ ”
②多元弱酸根分步水解 ③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓
S2—+H2O HS—+OH—（主要）
HS—+H2O H2S+OH—（次要）
微 粒 浓 度
大小比较
c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—) >c(OH-)
c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+)
电荷守恒式
c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)
c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)
物料守恒式
c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L
c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L= c(Na+)/2

质子守恒式
c(H+)= c(OH-)+ c(HS-)+2c(S2-)
c(H+) +c(HS—) +2c(H2S) = c(OH-)
影 响 因 素
温 度
升温促进电离（极少数例外）
升温促进水解
浓 度
稀 释
促进电离，但浓度减小，酸性减弱
促进水解，但浓度减小，碱性减弱
通H2S
电离平衡向右移动，酸性增强，但
电离程度减小，电离常数不变。
S2—+H2O HS—+ OH—
H2S + OH— HS—+ H2O 促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2— 2HS—
加Na2S
H2S H+ + HS—
S2—+ H+ HS—促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2— 2HS—
水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。
▲55.借助图像综合分析离子平衡问题（参考《二轮资料》专题十一）

有机化学部分
一、有机物结构与性质梳理
1、物理性质
（1）状态
固态——饱和高级脂肪酸、脂肪、葡萄糖、麦芽糖、淀粉、纤维素、醋酸（16.6℃以下）
气态——C4以下烷、烯、炔、甲醛、一氯甲烷
液态—— 油状——硝基苯、溴乙烷、乙酸乙酯、油酸
粘稠状——石油、乙二醇、丙三醇
（2）气味
刺激性——甲醛、甲酸、乙酸、乙醛 甜味——乙二醇、丙三醇、蔗糖、葡萄糖、麦芽糖
香味——乙醇、低级酯 苦杏仁味——硝基苯
（3）颜色
白色——葡萄糖、多糖 淡黄色——TNT、不纯的硝基苯 黑色或深棕色——石油
（4）密度
比水轻的——所有烃（包括苯及其同系物）、一氯代烃、乙醇、乙醛、低级酯、汽油
比水重的——硝基苯、溴苯、乙二醇、丙三醇、CCl4、氯仿、溴代烃、碘代烃、二硫化碳
（5）挥发性：乙醇、乙酸、乙醛
（6）升华性：萘、蒽
（7）水溶性
不溶：高级脂肪酸、酯、硝基苯、溴苯、甲烷、乙烯、苯及同系物、卤代烃
微溶：苯酚、乙炔、苯甲酸 易溶：甲醛、乙酸、乙二醇、苯磺酸
与水混溶：乙醇、苯酚（70℃以上）、乙醛、甲酸、丙三醇
2、 通式：
①符合CnH2n+2仅为烷烃，符合CnH2n不一定为烯烃，符合CnH2n-2不一定为炔烃，
符合CnH2n-6可能为苯的同系物，符合CnH2n+2O为醇或醚，符合CnH2nO为醛或酮等，
符合CnH2nO2可能为一元饱和脂肪酸或其与一元饱和醇生成的酯。
②C：H=1：1的有机物有：乙炔、苯、苯酚、苯乙烯、立方烷
③C：H=1：2的有机物有烯烃、环烷烃、饱和一元醛、饱和一元酸、普通酯、葡萄糖等
④C：H=1：4的有机物有CH4、CH3OH、CO(NH2)2
3、结构
①具有4原子共线的可能含碳碳叁键（或苯环对角线上的四个原子）。
②具有4原子共面的可能含醛基。
③具有6原子共面的可能含碳碳双键。 ④具有12原子共面的应含有苯环。
4、不饱和度的推算：
一个双键或一个环，不饱和度均为1；一个叁键不饱和度为2；一个苯环，可看作是一个环加三个双键，不饱和度为4；不饱和度为1，与相同碳原子数的有机物相比，少两个H，不饱和度为2，少四个H，依此类推。（用此法可推算分子式中H的个数）
5、有机反应条件
①NaOH醇溶液并加热：卤代烃的消去反应。
②NaOH水溶液并加热：卤代烃、酯、二肽、多肽或蛋白质的水解反应。
③浓H2SO4并加热：醇脱水生成醚或消去反应生成不饱和化合物；醇与酸的酯化反应；
④稀酸并加热：酯、二肽、多肽、蛋白质或淀粉的水解反应。
⑤催化剂并有氧气：醇氧化为醛或醛氧化为酸。
⑥催化剂并有氢气：碳碳双键 、碳碳叁键、苯环或醛基的加成反应。
⑦催化剂并有X2：苯环上的H原子直接被取代；光照并有X2：X2与烷或苯环侧链烷烃基上的H原子发生的取代反应。
6、有特殊性的有机物归纳：
① 醇羟基：跟钠发生置换反应、可能脱水消去成烯、可能脱水取代成醚、可能催化去氢氧化成醛或酮、与氢卤酸取代成卤代烃、酯化反应
② 酚羟基：弱酸性、易被氧气氧化成粉红色物质、显色反应、与浓溴水取代反应、缩聚反应
③ 醛基：可被还原或加成（与H2反应生成醇）、可被氧化（银镜反应、与新制Cu(OH)2悬浊液、能使酸性KMnO4溶液、溴水褪色）
④ 羧基：具有酸的通性、能发生酯化反应
⑤ 碳碳双键和碳碳叁键：能使溴水、酸性KMnO4溶液褪色、能发生加成和加聚反应
⑥ 酯基：能发生水解反应
7、重要的有机反应规律：
①双键的加成和加聚：双键中∏键断裂，加上其它原子或原子团或断开键相互连成链。
②醇或卤代烃的消去反应：总是消去与羟基或卤原子所在碳原子相邻的碳原子上的氢原子，若没有相邻的碳原子（如CH3OH）或相邻的碳原子上没有氢原子【如（CH3）3CCH2OH】的醇不能发生消去反应。
③ 醇的催化反应：和羟基相连的碳原子上若有二个或三个氢原子，被氧化成醛；若有一个氢原子被氧化成酮；若没有氢原子，一般不会被催化氧化。
④ 酯的生成和水解及肽键的生成和水解：
R1COO—H + H—18O—R2 → R1—CO—18O—R2 + H2O；
R1CH（NH2）CO—18OH + H—NH—CH（R2）COOH →R1CH（NH2）CO—NH—CH（R2）COOH+ H218O
⑤ 有机物成环反应：
a二元醇脱水，b羟基酸的分子内或分子间的酯化，c氨基酸的脱水。
8、有机反应现象归类
①能发生银镜反应或新制的Cu(OH)2悬浊液反应的：醛类、甲酸、甲酸某酯、葡萄糖、麦芽糖
②与钠反应产生H2的：醇、酚、羧酸
③与NaOH等强碱反应的：酚、羧酸、酯、卤代烃、氨基酸、肽、蛋白质
④与NaHCO3溶液反应产生气体的有机物：羧酸
⑤能氧化成醛或羧酸的醇必有—CH2OH结构，能氧化成酮的醇必有—CHOH结构
⑥能使溴水因反应而褪色的：碳碳双键 、碳碳叁键、苯酚、醛及含醛基的物质
⑦能使酸性KMnO4溶液褪色的：碳碳双键 、碳碳叁键、苯的同系物、碳上有氢的醇、苯酚、醛
及含醛基的物质如甲酸、甲酸盐、甲酸酯、葡萄糖、麦芽糖等
⑧能发生显色反应的：I2与淀粉、苯酚与Fe3+、含苯环的蛋白质与浓硝酸
⑨能发生水解反应的有机物：卤代烃、酯、二糖、多糖、二肽、多肽或蛋白质
⑩含氢量最高的有机物；一定质量的有机物燃烧，消耗O2量最大的是：CH4
⑾完全燃烧时生成等物质的量的CO2和H2O的是：单烯烃、环烷烃、饱和一元醛、酸、酯（通式符号CnH2nOx的物质，X=0，1，2，……）

二、有机合成的常规方法
1．引入官能团：
①引入-X的方法：烯、炔的加成，烷、苯及其同系物、醇的取代
②引入-OH的方法：烯加水，醛、酮加氢，醛的氧化、酯的水解、卤代烃的水解
③引入C=C的方法：醇、卤代烃的消去，炔的不完全加成
2．消除官能团
2．消除官能团：
①消除双键方法：加成反应 ②消除羟基方法：消去、氧化、酯化 ③消除醛基方法：还原和氧化
3．增长碳链：酯化，炔、烯加HCN、聚合等
4.缩短碳链：酯水解、裂化或裂解、烯催化氧化、脱羧
三、重要有机物间的相互转变关系。

序号
反应试剂
反应条件
反应类型
1
NaOH/H2O
加热
水解（取代）
2
NaOH/醇
加热
消去
3
Na

置换
4
HBr
加热
取代
5

浓硫酸，170℃
消去
6

浓硫酸，140℃
取代
7
O2
Cu或Ag，加热
氧化
8
H2
Ni，加热
加成（还原）
9
，OH-；再酸化
新制Cu(OH)2
O2
溴水或KMnO4/H+
水浴加热

加热至沸
催化剂，加热

氧化
10
乙醇或乙酸
浓硫酸，加热
酯化（取代）
11
H2O/H+或H2O/OH-
水浴加热
水解
写出相关化学反应方程式（12-16）


四、有机反应类型
反应类型
特点
常见形式
实例
取代
有机分子中某些原子或原子团被其它原子或原子团所代替的反应。
酯化
羧酸与醇；酚与酸酐；无机含氧酸与醇
水解
卤代烃；酯；二糖与多糖；二肽、多肽与蛋白质
卤代
烷烃；芳香烃
硝化
苯及其同系物；苯酚
缩聚
酚与醛；多元羧酸与多元醇；氨基酸
分子间脱水
醇分子之间脱水形成醚
磺化
苯与浓硫酸
加成
不饱和碳原子跟其它原子或原子团直接结合。
加氢
碳碳双键；叁键；苯环；醛与酮的羰基；油脂
加卤素单质
烯烃；炔烃；
加卤化氢
烯烃；炔烃；醛与酮的羰基
加水
烯烃；炔烃
加聚
烯烃；炔烃
消去
从一个分子脱去一个小分子而生成不饱和化合物。

醇的消去

卤代烃消去
氧化
（另有有机物的燃烧）
加氧
催化氧化；使酸性KMnO4褪色；银镜反应与新制Cu(OH)2等
不饱和有机物；苯的同系物；本碳有氢的醇，苯酚，含醛基有机物（醛，甲酸，甲酸某酯，葡萄糖，麦芽糖）
还原
加氢

不饱和有机物，醛或酮，含苯环有机物
显色


苯酚与氯化铁：紫色；淀粉与碘水：蓝色
蛋白质与浓硝酸：黄色
五、有机反应中的定量关系：
（1）烃和氯气的取代反应，被取代的H原子和被消耗的分子之间的数值关系为1:1。
（2）不饱和烃分子与、、等分子加成反应中，、键与无机物分子的个数比关系分别为1:1、1:2。
（3）含的有机物与的反应中，与分子的个数比关系为2：1。
（4）与或的物质的量比关系为1：2、1：1。
特殊地H与或的物质的量比关系为1：4、1：2。
（5）醇被氧化成醛或酮的反应中，被氧化的和消耗的的个数比关系为2：1。
（6）酯化反应或形成肽中酯基或肽键与生成的水分子的个数比关系为1：1。
（7）1mol一元醇与足量乙酸反应生成1mol酯时，其相对分子质量将增加42，1mol二元醇与足量乙酸反应生成酯时，其相对分子质量将增加84。
（8）1mol某酯A发生水解反应生成B和乙酸时，若A与B的相对分子质量相差42，则生成1mol乙酸，若A与B的相对分子质量相差84时，则生成2mol乙酸。
▲（9）能与Na、NaOH、Na2CO3、NaHCO3、H2反应的有机物,注意消耗的量
能和Na反应的有醇、酚、羧酸等带有羟基的物质反应产生H2。
能和NaOH反应的是含有酯基（醇酯需要1molNaOH，酚酯2mol，碳酸酚酯3mol，苯环上的卤原子2mol）、酚羟基、羧基、卤代基、肽键（酰胺基）的有机物。
Na2CO3与酚羟基反应不能产生CO2，与羧基反应可以产生CO2。
NaHCO3与羧基反应可以产生CO2，与酚羟基不反应。
能和H2反应的物质含有C=C、C≡C、羰基、醛基、苯环（需3molH2）
①1 mol —COOH1 mol CO2， 2 1 mol CO2
②1 mol —OH(或—COOH) mol H2
③1 mol —COOR酸性条件下水解消耗1 mol H2O
▲六、有机物的物理性质
(1)状态：①常温下碳原子数≤4的烃和新戊烷是气体
②常温下卤代烃中除一氯甲烷、氯乙烷、氯乙烯等少数为气体外，其余为液体或固体。
③常温下 甲醛是气体
(2)沸点：①互为同系物的一类有机物，它们的沸点随碳原子数的增多而升高。
②互为同分异构体的有机物，支链越多，沸点越低;二甲苯的沸点：邻-＞ 间-＞ 对-
(3)溶解性：①不溶于水的有机物有：烃、卤代烃、酯、高级醇、高级醛、高级酸、硝基苯、三硝基甲苯、溴苯、三溴苯酚等
②溶于水的有机物有：分子中碳原子数小于、等于4的低级的醇、醛、酮、羧酸等，如甲醇、乙醇、乙二醇、丙三醇、丙酮、甲醛、乙醛甲酸、乙酸、乙二酸等，苯甲酸微溶于水）；苯酚：＜65℃下溶解度小；＞65℃下与水任意比互溶；
(4)密度：①不溶于水且密度小于水的油状液体有机物：脂肪烃的一氟代物和一氯代物；所有液态烃（如苯、己烷等）；酯类；油酸等高级脂肪酸
②不溶于水且密度大于水的油状液体有机物：除脂肪烃的一氟代物和一氯代物外的液态卤代烃（如溴乙烷、溴苯、CCl4等）；硝基苯；


物质结构与性质

1、常见的10电子微粒中，分子有：Ne、CH4、NH3、H2O、HF。阳离子有：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+。阴离子有：F-、O2-、N3-、OH- 、NH2-
2、常见的18电子微粒中，分子有：Ar、 SiH4 、PH3 、H2S 、HCl 、F2、H2O2 、N2H4 、CH3F、
CH3OH、C2H6 。阳离子有 ：K+、Ca2+ 阴离子有：S2-、HS-、O22-、Cl-
3、电中性的微粒可以是原子，也可以是分子。
4、同位素原子的质量数虽然不同，但化学性质基本上完全相同
5、16O、17O、18O属同位素，O2、O3、O4属同素异形体；HD是单质；H2、D2、T2不是同素异形体，化学性质相似。
6、在元素周期表中
（1）各周期中所含元素的种类分别是：2、8、8、18、18、32、26
各周期的惰性元素的原子序数分别是：2、10、18、36、54、86
按规律推测第7周期惰性元素的原子序数为118，第7周期、第8周期若都填满，元素种类分别为32、50。
（2）周期表中共有18个纵行，若每个纵行称作1列，则VA族是第15列。ⅡA族后面是第IIIB族。所含元素的种类最多的是IIIB族
（3）若ⅡA某元素的原子序数为n,则与之同周期的ⅢA族的元素的原子序数可能为n+1、n+11、n＋25
（4）若上一周期某元素的原子序数为n,则与之同主族的下一周期的元素的原子序数可能为
n+2、n+8、n+18、n+32
(5)最外层电子数比次外层多的元素一定在第二周期。
(6)上周期活泼的非金属元素形成的阴离子与下周期活泼的金属形成的阳离子电子层结构相同
（7）同一周期，从左向右，原子半径逐渐减小，越向右上方，原子半径越小。同一元素的阴离子半径大于相应的原子半径，电子层结构相同的离子，核电荷数越多，半径越小。
（半径比较要三看：①电子层数②核电荷数③核外电子数）
8、地球上元素绝大多数元素是金属元素，非金属有22种。核内没有中子的原子是氢，最不活泼的元素是氦，形成化合物种类最多的元素是碳，地壳中含量最多的元素是氧,气态氢化物与其最高价氧化物对应的水化物酸碱性相反,相互反应生成离子化合物的元素是氮；宇宙中含量最多的元素是氢。
9、在短周期元素中
(1) 最高价氧化物对应的水化物既能与酸反应又能与碱反应均生成盐和水的元素有Al、Be
(2) 最高正价与最低负价代数和等于0的元素有H、C、Si
(3) 最高正价等于等于最底负价绝对值的3倍的元素是S
(4) 最外层电子数等于核外电子总数的一半的元素是Be
(5) 最外层电子数等于内层电子总数的一半的元素有Li、P
10、X、Y两元素可以形成化合物X2Y2、X2Y，则X可能是H或Na,Y是O
11、H、N、O形成的离子晶体是NH4NO3 、NH4NO2
12、离子化合物中一定含有离子键，含有离子键的化合物一定是离子化合物，但离子化合物中不一定只有离子键，如NaOH、Na2O2。离子化合物通常有大多数盐、活泼金属氧化物、多数碱（氨水除外）、活泼金属氢化物如NaH。
13、共价化合物中一定含有共价键，含有共价键的化合物不一定是共价化合物。共价化合物形成的晶体可以是分子晶体(如干冰)、也可以是原子晶体(如水晶)。活泼金属与活泼非金属也可能形成共价化合物，如AlCl3。共价化合物一般为酸、非金属氧化物、非金属氢化物等。只含非金属元素的化合物通常只有铵盐是离子化合物，其余一般为共价化合物。
14、离子化合物都是离子晶体，只有离子晶体在熔融状态下可以导电，可以此鉴别离子晶体。共价化合物可能是分子晶体，也有少数是原子晶体。分子晶体熔沸点较低，常温时一般为气态或液态。分子晶体中不一定有共价键，如惰性气体形成的单原子分子晶体。
原子晶体熔沸点很高，常见原子晶体有：晶体Si、金刚石、晶体硼、晶体锗Ge、SiO2、金刚砂SiC、BN、AlN等。
15、分子内的共价键越牢固，分子的化学性质越稳定；分子间的作用力越大，分子的熔沸点越高。
分子稳定性比较主要看半径；熔沸点比较三看：①晶体类型②对于原子、离子、金属晶体看半径和电荷③对于分子晶体看氢键和式量； 如：熔沸点：CO2＞SiO2 稳定性：CO2＜SiO2；气态氢化物的稳定性看元素非金属性，非金属性越强，其气态氢化物越稳定。非金属气态氢化物的沸点注意HF、H2O、NH3因氢键而比同主族其它元素的气态氢化物的沸点反常地高。
16、非极性共价键可以存在于单质，离子化合物、共价化合物中。
17、由极性键构成的分子可以是极性分子，也可以是非极性分子。非极性分子中不一定含有非极性键，。
18、原子晶体中只存在共价键，常见有金刚石、单晶硅、晶体硼、SiO2、SiC、Si3N4、AlN。
19、原子晶体、离子晶体中都没有单个的分子存在。C、SiO2、NaCl都不能反映分子组成。
20、晶体中有阳离子的存在不一定有阴离子（如金属晶体），有阴离子则一定有阳离子。
21、金属晶体离子晶体的熔点可能比原子晶体高，分子晶体的熔点也可能比金属晶体高
22、H2S、BF3、BeCl2、PCl5、SO2、NO2、SF6、XeF4中不是所有原子都达到8电子结构。
23、熔融状态能导电的化合物是离子化合物
24、氢键不属于化学键，而属分子间作用力，HF、H2O、NH3、CH3CH2OH、CH3COOH、C6H5OH，分子间能形成氢键至使熔沸点反常。HF,HCl,HBr,HI的沸点高低顺序为HF>HI>HBr>HCl,但分子内氢键对物质的熔沸点几乎没有影响。在冰中每个水分子周围以氢键结合了4个水分子，平均每个水分子形成2个氢键，冰熔化时分子间空隙减少。
25、原子数之和相同，最外层电子数之和相同的微粒属等电子体，等电子体结构相似。
如：N2和CO；CO2和N2O；与O3和SO2；SO42-和ClO4-、SiO44-
28、形成共价键的原子半径越小，键越短，键能越大，键越牢固，含有该键的分子越稳定。
31、“相似相溶”即极性相似相溶、结构相似相溶
32、手性碳原子：一个碳原子所连接的四个原子或原子团各不相同
▲33.合金与其成分金属相比一般熔点低，硬度大。合金常温下多为固态，但也有液态的，如“汞齐”（汞合金）。
▲34.塑料“老化”不一定是发生六加成或氧化反应，也可能是添加的“增塑剂”挥发或长链断裂成短链分子而“变硬”，工业上将这些现象都称为“老化”。
▲35.科学家的化学贡献：如拉瓦锡发现了氧气并研究其在燃烧中的作用，提出了氧化学说，认为燃烧是物质与空气中氧气发生发光放热的剧烈反应。道尔顿提出原子学说，创立了原子论。门捷列夫发现了元素周期律，编制了周期表。侯德榜（中国）联合制碱法是向氨化的饱和食盐水中通入二氧化碳发生反应生成碳酸氢钠晶体，碳酸氢钠受热分解生成碳酸钠，制得的碱是纯碱。屠呦呦（中国，女）的突出贡献是创制新型抗疟药青蒿素和双氢青蒿素。
▲36. 用纸层析法分离Fe3+和Cu2+,滤纸上的试样点不能浸入展开剂中。
▲37.酒精的消毒原理是渗透到细菌内部，改变其蛋白质结构，使蛋白质变性而将其杀死，75%的酒精消毒效果最好。过氧乙酸、高锰酸钾等氧化剂类和漂白粉、氯胺等卤素类消毒剂的原理是通过氧化还原反应损害细菌酶的活性而杀菌。碱类消毒剂如生石灰可在有水的环境下游离出OH-而发挥消毒作用。高浓度的食盐杀菌原理是打破机体的钠离子浓度平衡使细胞脱水死亡。