高中化学知识点总结清单(全)

高中化学所有知识点总结

第一章 从实验学化学 3
第一讲　化学常用仪器和基本操作 3
第二讲　物质的分离和提纯 13
第三讲　物质的量　气体摩尔体积 15
第四讲　物质的量在化学实验中的应用 17
第二章 化学物质及其变化 19
第一讲　物质的组成、性质和分类 19
第二讲　离子反应 23
第三讲　氧化还原反应 28
第三章 金属及其重要化合物 33
第一讲　钠及其重要化合物 33
第二讲　镁、铝及其重要化合物 36
第三讲　铁及其重要化合物 40
第四讲　用途广泛的金属材料及开发利用金属矿物 44
第四章 非金属及其化合物 47
第一讲　碳、硅及无机非金属材料 47
第二讲　富集在海水中的元素——卤素 50
第三讲　硫及其重要化合物 54
第四讲　氮及其重要化合物 57
第五章 物质结构 元素周期律 61
第一讲　原子结构 61
第二讲　元素周期表　元素周期律 63
第三讲　化学键 66
第六章 化学反应与能量 68
第一讲　化学能与热能 68
第二讲　原电池　新型化学电源 71
第三讲　电解池　金属腐蚀与防护 74
第七章 化学反应速率与化学平衡 79
第一讲　化学反应速率 79
第二讲　化学平衡状态 81
第三讲　化学平衡常数及反应进行的方向 83
第八章 水溶液中的离子平衡 86
第一讲　弱电解质的电离平衡 86
第二讲　水的电离和溶液的酸碱性 89
第三讲　盐类的水解 93
第四讲　难溶电解质的溶解平衡 96
第九章 有机化合物 98
第一讲　认识有机化合物——主要的烃 98
第二讲　生活中两种常见的有机物和基本营养物质 102
第十章 化学实验 105
第一讲　常见物质的检验与鉴别 105
第二讲　常见物质的制备 108
第三讲　化学实验设计与评价 111
第十一章 物质结构与性质（选修） 115
第一讲　原子结构与性质 115
第二讲　分子结构与性质 119
第三讲　晶体结构与性质 123
第十二章 有机化学基础（选修） 127
第一讲　认识有机化合物 127
第二讲　烃与卤代烃 134
第三讲　烃的含氧衍生物 139
第四讲　生命中的基础有机物　合成有机高分子化合物 143

第一章 从实验学化学
第一讲　化学常用仪器和基本操作
考点1　化学常用仪器的识别和使用
一、可加热的仪器

1．仪器①的名称为试管。使用方法：加热液体时，液体体积不能超过其容积的；加热固体时，试管口应略向下倾斜。
2．仪器②的名称为蒸发皿。使用方法：蒸发浓缩时要用玻璃棒搅拌。
3．仪器③的名称为坩埚，用于固体物质灼烧。使用方法：把坩埚放在三脚架上的泥三角上加热，取放坩埚必须使用坩埚钳，加热完的坩埚应放在石棉网上冷却。
4．仪器④的名称为圆底烧瓶。使用方法：液体不超过容积的，且不少于。
5．仪器⑤的名称为锥形瓶。使用方法：滴定时液体不超过容积的。
6．仪器⑥的名称为烧杯。使用方法：溶解固体时要用玻璃棒搅拌。
7．仪器⑦的名称为三颈烧瓶，使用方法：三口一般放置温度计、搅拌器、冷凝管、分液漏斗等。
二、常用的计量仪器
1.
2.
3.
4.
5.
　中学化学实验中用到温度计的3个实验
(1)实验室制乙烯：温度计的水银球插在乙醇与浓H2SO4混合液的液面下，用以测定混合液的温度，控制温度使其迅速升高到170 ℃。
(2)苯的硝化反应：温度计的水银球插在水浴中，用以测定水浴的温度，控制水浴温度在50～60 ℃。
(3)石油的蒸馏：温度计的水银球位于蒸馏烧瓶的支管口处，用以测定馏分的温度。
三、常用的分离、提纯仪器
仪器
主要用途
使用方法和注意事项

普通漏斗
(1)向小口容器中转移液体
(2)加滤纸后，可用于过滤
(1)制作过滤器时，滤纸紧贴漏斗内壁，用水润湿，注意不得留有气泡
(2)过滤时，滤纸上缘低于漏斗边缘，液面低于滤纸边缘

分液漏斗
(1)A用于反应中随时添加液体
(2)B用于萃取、分液
(1)活塞不得渗漏
(2)分离液体时，下层液体由下口放出，上层液体由上口倒出

蒸发皿
蒸发或浓缩溶液
(1)可直接加热
(2)加热时液体体积不超过容积的
(3)出现大量晶体时停止加热，利用余热蒸干

蒸馏烧瓶
蒸馏或分馏
(1)加热时要垫石棉网
(2)加热时液体的量不超过其容积的

直形冷凝管
组装蒸馏装置，将蒸气冷凝为液体
蒸气流的方向与冷却水流的方向相反

洗气瓶
除去气体中的杂质，其中广口瓶可换作大试管或锥形瓶
(1)一般选择能与杂质气体反应的试剂作吸收剂
(2)装入液体量不宜超过容积的
(3)气体的流向为A进B出

干燥管
用于干燥或吸收某些气体，干燥剂为颗粒状，常用CaCl2或碱石灰等
(1)注意干燥剂或吸收剂的选择
(2)一般为大口进气，小口出气
四、其他仪器
1．胶头滴管
用途：用于吸取和滴加少量液体。
注意事项：①胶头滴管使用时不要将液体吸入胶头内，不能平放或倒置；②滴液时不可接触器壁；③用后立即洗净，再去吸取其他药品。
2．酒精灯
用途：用作热源，酒精灯火焰温度为500～600 ℃，酒精喷灯火焰温度可达1 000 ℃左右。
注意事项：①酒精灯所装酒精量不能超过其容积的，不能少于；②加热时要用外焰，熄灭时要用灯帽盖灭，不能用嘴吹灭；③需要加强热的实验用酒精喷灯加热。
3．表面皿
用途：①作烧杯、蒸发皿等容器的盖子；
②用于pH试纸等试纸的变色实验。
注意事项：不能加热。
4．滴瓶
用途：用于盛放少量液体药品。
注意事项：①滴瓶上的滴管与滴瓶配套使用，不可互换；②不能将滴管平放或倒置，以免溶液流入胶头；③见光易分解的物质要用棕色瓶盛装。
考点2　常见化学实验基本操作
一、药品的取用
1．取用粉末状或小颗粒状固体用药匙或纸槽，要把药品送入试管底部，而不能沾在管口和管壁上。块状和大颗粒固体用镊子夹取。

2．取少量液体可用胶头滴管。取用较多的液体用倾倒法，注意试剂瓶上的标签向着手心。向烧杯、容量瓶、漏斗中倾倒液体时，要用玻璃棒引流。

二、仪器的洗涤
1．洗净的标准
内壁附着均匀水膜，既不聚成水滴，也不成股流下。
2．常见残留物的洗涤
待清洗仪器
污物
清洗试剂
做过KMnO4分解实验的试管
MnO2
热的浓盐酸
做过碘升华实验的烧杯
碘
酒精
长期存放FeCl3溶液的试剂瓶
Fe(OH)3
稀盐酸
做过银镜实验的试管
银
稀HNO3
做过铜与硫反应实验的试管
硫
热的烧碱溶液或二硫化碳
做过油脂实验的试管
油污
热的纯碱溶液
三、试纸的使用
1．试纸种类和用途

2．使用方法
(1)检验液体：取一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒(或胶头滴管吸取)点在试纸的中部，观察试纸颜色变化。
(2)检验气体：一般先将试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，并使其接近集气瓶口，观察颜色变化。
四、物质的溶解
1．固体的溶解
一般在烧杯或试管里进行，为了加速溶解，常采用搅拌、粉碎、振荡或加热等措施，但FeCl3、AlCl3等易水解的固体溶解时不能加热。
2．气体的溶解

(1)对溶解度不大的气体，如CO2、Cl2、H2S等，用如图(a)所示装置。
(2)对极易溶于水的气体，如 HCl、NH3等，用如图(b)所示装置。
五、物质的加热
1．固体的加热
(1)试管口要略向下倾斜，防止生成的水倒流，引起试管炸裂。
(2)先给试管均匀加热，受热均匀后再固定在药品部位加热。
2．液体的加热
(1)加热前，先把玻璃容器外壁的水擦干，以免炸裂容器；用试管加热时，先用试管夹夹住试管中上部，管口向上倾斜，不得对着人，以防液体沸腾时溅出烫伤人。
(2)试管内液体的体积不超过试管容积的。
3．加热的方式
加热方式
适应范围
直接加热
瓷质、金属质或小而薄的玻璃仪器(如试管)等
隔石棉网加热
较大的玻璃反应器(如烧杯、烧瓶等)
浴热(水浴、油浴、沙浴等)
(1)需严格控制温度(如硝基苯的制备)
(2)需反应混合液静置(如银镜反应)
(3)蒸馏沸点差较小的混合液
六、仪器的安装、连接
1．安装顺序：一般从热源开始，按先下后上、从左到右的顺序。
2．连接顺序：洗气时，“长进短出”，如图a；量气装置“短进长出”，如图b；干燥管除杂时“大进小出”，如图c。

　拆分仪器的顺序与仪器安装顺序相反。
七、装置的气密性检查
装置气密性检查必须在组装仪器完成后，放入药品之前进行。
1．示例
方法
微热法
液差法
外压法
图例



具体
操作
塞紧橡胶塞，将导气管末端伸入盛水的烧杯中，用手捂热(或用酒精灯微热)烧瓶　
塞紧橡胶塞，用止水夹夹住导气管的橡胶管部分，从长颈漏斗向试管中注水
塞紧橡胶塞，打开止水夹推动注射器
现象
说明
烧杯中有气泡产生，停止微热，冷却后导气管末端形成一段水柱，且保持一段时间不下降
停止加水后，长颈漏斗中的液面高于试管中的液面，且液面差不再改变
推动注射器之后导管中出现一段液柱，且液面差不改变
2.解题经验
气密性检查最常用的方法就是微热法和液差法，微热法适合于装置一端密封或容易密封而另一端是导气管的制气装置，如分液漏斗与烧瓶(或广口瓶)的组合；而液差法适合于装置一端不容易密封而另一端是导气管的制气装置，如长颈漏斗与烧瓶(或广口瓶)的组合。所以在装置较为常规的气密性检查的试题中，选用哪种方法，可以简化为如下思路：若气体发生装置是分液漏斗与容器组成或没有漏斗，选用微热法；若气体发生装置是长颈漏斗与容器组成，选用液差法。回答此类问题注意表述的严谨性，在气密性检查的操作上，很多学生回答时不够严谨，以致于漏掉要点而失分。常犯的错误就是开始忘记叙述“关闭分液漏斗活塞”或后面的现象描述不完整，如加热法中只描述导气管口产生气泡，却不说明冷却后形成液柱。所以气密性检查问题一定要弄懂原理，理清各个环节，注意严谨性。
考点3　试剂的存放与实验安全
一、化学试剂的保存
1．试剂瓶的选择
(1)根据药品状态
(2)根据感光性
(3)根据酸碱性
2．试剂的保存方法
化学试剂都应注意妥善密封保存于试剂瓶中。对于易变质、易挥发或有危险性的化学试剂，还应根据其性质采取特殊的保存方法。
保存依据
保存方法
典型实例
防氧化
(1)密封或用后立即盖好
(2)加入还原剂
(3)隔绝空气
(1)Na2SO3、Na2S、KI溶液等用后立即盖好
(2)FeSO4溶液中加少量铁屑
(3)K、Na保存在煤油里，Li保存在石蜡里
防与CO2反应
密封保存，减少露置时间
NaOH溶液、Na2CO3溶液、石灰水、Na2O2固体等密封保存
防挥发
(1)密封，置于阴凉处
(2)液封
(1)浓盐酸、浓氨水等置于阴凉处
(2)液溴用水封
防燃烧
置于冷暗处，不与氧化剂混合贮存，严禁火种
苯、汽油、酒精等
防分解
保存在棕色瓶中，置于冷暗处
浓HNO3、KMnO4溶液、
AgNO3溶液、氯水等
抑制水解
加入酸(碱)，抑制水解
FeCl3溶液中加稀盐酸，Na2S溶液中加NaOH溶液
防腐蚀
(1)能腐蚀橡胶的物质用玻璃塞或塑料盖
(2)能腐蚀玻璃的物质用塑料容器
(1)浓HNO3、KMnO4溶液、氯水、溴水等腐蚀橡胶
(2)氢氟酸保存在塑料瓶中
防黏结
碱性溶液用橡胶塞
NaOH、Na2CO3、Na2SiO3溶液等
二、认识常见危险化学药品的标识

三、常见意外事故的处理
意外事故
处理方法
金属钠、钾起火
用沙土盖灭
酒精灯不慎碰倒起火
用湿抹布盖灭
浓碱液溅到皮肤上
用较多水冲洗，然后涂上硼酸溶液
浓硫酸溅到皮肤上
用大量水冲洗，然后涂上3%～5%NaHCO3溶液
不慎将酸溅到眼中
用大量水冲洗，边洗边眨眼睛，切不可用手揉眼睛，并及时送医院
温度计水银球不慎碰破
用硫粉覆盖
液溴、苯酚沾到皮肤上
用酒精擦洗
重金属盐中毒
喝大量豆浆、牛奶，并及时送医院
四、实验安全装置
1．防倒吸安全装置

2．防堵塞安全装置

3．防污染安全装置

(1)实验室制取Cl2时，尾气的处理可采用b、c装置。
(2)制取CO时，尾气的处理可采用a、c装置。
(3)制取H2时，尾气的处理可采用a、c装置。
考点4　化学常用仪器的创新应用
1．实验仪器的“多器一用”
(1)符合启普发生器原理的制气装置

(2)可以测量气体体积的装置

(3)可作为冷凝或冷却的装置

(4)可作为气体干燥或除杂的装置

2．实验仪器的“一器多用”
(1)多变的角色——球形干燥管

①干燥管可作干燥、吸收及检验装置。
a．干燥管内盛无水硫酸铜时，可用于水蒸气的检验。
b．可用于气体的尾气吸收，如内盛碱石灰，可吸收HCl、Cl2、SO2等。
c．可用于测定气体质量时作隔绝装置。定量测定时，有时需要考虑空气中的成分对测定产生的影响，所以吸收气体的装置后还要另接一个干燥管，目的是防止空气中的水蒸气或二氧化碳等对定量测定产生干扰。
②球形干燥管的创新用途

(2)集气瓶的创新用途
集气瓶除用于收集气体外，还可用于贮存气体(如图①)、测量气体体积(如图②)、作洗气瓶(如图③)等。

3．其他装置的创新及应用
(1)蒸馏装置的创新

由于冷凝管竖立，使液体混合物能冷凝回流，若以此装置作反应容器，可使反应物循环利用，提高反应物的转化率。

(2)洗气装置的创新——双耳球吸收法
由于双耳球上端球形容器的容积较大，能有效地防止倒吸。故该装置既能除去气体中的气态杂质，又能防止倒吸。

第二讲　物质的分离和提纯
考点1　物质分离和提纯的物理方法
一、物质分离、提纯的区别
1．物质的分离
将混合物中的各组分分离开来，获得几种纯净物的过程。
2．物质的提纯
将混合物中的杂质除去而得到纯净物的过程，又叫物质的净化或除杂。
二、物质分离、提纯的物理方法
试根据所学的知识填写操作方法及相关内容。

1．如图1，所采用的操作方法的名称：过滤。
适用范围：把不溶性固体与液体进行分离。
注意事项：①一贴：滤纸紧贴漏斗内壁；二低：滤纸边缘低于漏斗边缘，过滤时液面低于滤纸边缘；三靠：烧杯紧靠玻璃棒，玻璃棒轻靠三层滤纸处，漏斗下端紧靠烧杯内壁。②若滤液浑浊，需更换滤纸，重新过滤。浑浊的原因可能是滤纸破损、滤液超过滤纸边缘。
2．结晶是晶体从饱和溶液中析出的过程，对溶解度受温度变化影响不大的固态溶质，采用蒸发结晶的方法，而对溶解度受温度变化影响大的固态溶质，采用冷却结晶(或重结晶)的方法。
如图2，所采用的操作方法的名称：蒸发结晶。
适用范围：溶解度随温度变化较小的物质。
注意事项：①玻璃棒的作用：搅拌，防止液体或晶体局部过热而飞溅；②当有大量晶体析出时，停止加热，利用余热蒸干，而不能直接蒸干。
3．如图3，所采用的操作方法的名称：萃取、分液。
适用范围：①萃取：利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂组成的溶液里提取出来；②分液：两种液体互不相溶且易分层。
注意事项：①溶质在萃取剂中的溶解度比在原溶剂中大；②萃取剂与原溶剂不反应、不相溶；③萃取剂与溶质不反应。
4．如图4，所采用的操作方法的名称：蒸馏。
适用范围：沸点相差较大的液体混合物。
注意事项：①温度计的水银球放在蒸馏烧瓶的支管口处；②蒸馏烧瓶内要加沸石；③冷凝管水流方向应为“逆流”。
5．如图5，所采用的操作方法的名称：升华。
适用范围：某种组分易升华的混合物，利用物质升华的性质在加热条件下分离的方法。
6．如图6，所采用的操作方法的名称：渗析。
适用范围：用半透膜使离子或小分子从胶体中分离出来，如除去淀粉胶体中的NaCl。
注意事项：将要提纯的胶体装入半透膜袋中，将半透膜袋系好，浸入蒸馏水中，并不断更换蒸馏水，渗析的时间要充分。
考点2　物质分离和提纯的化学方法
方法
原理
杂质成分
沉淀法
将杂质离子转化为沉淀
Cl－、SO、CO及能形成弱碱的阳离子
气化法
将杂质离子转化为气体
CO、HCO、SO、HSO、S2－、NH
杂转纯法
将杂质转化为需要提纯的物质
杂质中含不同价态的相同元素(用氧化剂或还原剂)、同一种酸的正盐与酸式盐(用酸、酸酐或碱)
氧化还原法
用氧化剂(还原剂)除去具有还原性(氧化性)的杂质
如用酸性KMnO4除去CO2中的SO2，用热的铜粉除去N2中的O2
热分解法
加热使不稳定的物质分解除去
如除去NaCl中的NH4Cl等　
酸碱溶解法
利用物质与酸或碱溶液混合后的差异进行分离
如用过量的NaOH溶液可除去Fe2O3中的Al2O3
电解法
利用电解原理除去杂质
含杂质的金属(M)作阳极、纯金属(M)作阴极，含M的盐溶液作电解质溶液
调pH法
加入试剂调节溶液pH使溶液中某种成分生成沉淀而分离
如向含有Cu2＋和Fe3＋的溶液中加入CuO、Cu(OH)2或Cu2(OH)2CO3等调节pH使Fe3＋转化为Fe(OH)3而除去


第三讲　物质的量　气体摩尔体积
考点1　物质的量、摩尔质量
一、物质的量
1．概念：物质的量是表示含有一定数目粒子的集合体的物理量，单位为摩尔(mol)，符号为 n。
2．基本概念间的关系

3．物质的量的规范表示方法
　　　　　　
↓　　　　↓　　　　　↓
数值　　单位　　　指定化学式或微粒名称
4．物质的量与微粒个数、阿伏加德罗常数之间的关系为n＝。
二、摩尔质量
1．概念：摩尔质量是指单位物质的量的物质所具有的质量，其符号为M，单位为 g·mol－1(或g/mol)。
2．数值：以 g·mol－1为单位时，任何粒子的摩尔质量在数值上都等于该粒子的相对分子(原子)质量。
3．关系：摩尔质量与物质的量、物质的质量之间的关系为n＝。
考点2　气体摩尔体积、阿伏加德罗定律
一、影响物质体积大小的因素
1．构成物质的微粒的大小(物质的本性)。
2．构成物质的微粒之间距离的大小(由温度与压强共同决定)。
3．构成物质的微粒的多少(物质的量的大小)。
二、气体摩尔体积
1．含义：单位物质的量的气体所占的体积，符号Vm_，标准状况下，Vm＝22.4_L·mol－1。
2．相关计算
(1)基本表达式：Vm＝。
(2)与气体质量的关系：＝。
(3)与气体分子数的关系：＝。
3．影响因素：气体摩尔体积的数值不是固定不变的，它取决于气体所处的温度和压强。
　①标准状况下，Vm＝22.4 L·mol－1，在非标准状况下，气体摩尔体积也有可能为22.4 L·mol－1。
②气体摩尔体积只适用于气体，应用22.4 L·mol－1计算时一定要看清是否是标准状况。
三、阿伏加德罗定律及其推论
1．阿伏加德罗定律

可总结为：“三同”定“一同”，即同温、同压下，同体积的任何气体具有相同的分子数。
2．阿伏加德罗定律的推论(可通过pV＝nRT及n＝、ρ＝导出)
相同
条件
结论
公式
语言叙述
T、p相同
＝
同温、同压下，气体的体积与其物质的量成正比
T、V相同
＝
同温、同体积下，气体的压强与其物质的量成正比
T、p相同
＝
同温、同压下，气体的密度与其摩尔质量(或相对分子质量)成正比

第四讲　物质的量在化学实验中的应用
考点1　物质的量浓度及相关计算
一、物质的量浓度

二、有关物质的量浓度计算的四大类型
类型1　标准状况下，气体溶液的物质的量浓度的计算
c＝
类型2　溶液中溶质的质量分数与物质的量浓度的换算
(1)计算公式：c＝(c为溶质的物质的量浓度，单位mol·L－1，ρ为溶液密度，单位g·cm－3，w为溶质的质量分数，M为溶质的摩尔质量，单位g·mol－1)。
当溶液为饱和溶液时，因为w＝，可得c＝。
(2)公式的推导(按溶液体积为V L推导)
c＝＝＝或w＝＝＝。
类型3　溶液稀释和同种溶质的溶液混合的计算
(1)溶液稀释
①溶质的质量在稀释前后保持不变，即m1w1＝m2w2。
②溶质的物质的量在稀释前后保持不变，即c1V1＝c2V2。
③溶液质量守恒，即m(稀)＝m(浓)＋m(水)(体积一般不守恒)。
(2)溶液混合
①混合前后溶质的物质的量保持不变，即c1V1＋c2V2＝c混V混。
②混合前后溶质的质量保持不变，即m1w1＋m2w2＝m混w混。
类型4　应用电荷守恒式进行未知离子的浓度计算
溶液中所有阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等。
例如：CH3COONa和CH3COOH的混合溶液中存在：c(CH3COO－)＋c(OH－)＝c(Na＋)＋c(H＋)。
考点2　一定物质的量浓度溶液的配制
一、主要仪器
1．托盘天平：可精确至0.1 g，称量前先调零，称量时物品放在左盘，砝码放在右盘。
2．容量瓶：配制溶液的专用精确容器，主要规格有100_mL、250_mL、500_mL、1_000_mL。
3．其他仪器：量筒、烧杯、玻璃棒、胶头滴管等。
二、配制过程(以配制500 mL 1.00 mol·L－1 NaOH溶液为例)
1．配制过程

2．误差分析

请完成下表中的误差分析(填“偏高”“偏低”或“不变”)：
实验操作
因变量
c(mol/L)
n(溶质)
V(溶液)
用滤纸称量NaOH固体
减小

偏低
砝码与物品颠倒(使用游码)
减小

偏低
称量前小烧杯内有水
不变

不变
称量时间过长
减小

偏低
向容量瓶中移液时少量溅出
减小

偏低
未洗涤烧杯和玻璃棒
减小

偏低
定容时仰视刻度线

增大
偏低
定容时俯视刻度线

减小
偏高
定容摇匀后液面下降再加水

增大
偏低
未等溶液冷却就定容

减小
偏高

第二章 化学物质及其变化
第一讲　物质的组成、性质和分类
考点1　物质的组成与分类
一、元素、微粒及物质间的关系
1．宏观上物质是由元素组成的，微观上物质是由分子、原子或离子构成的。
2．元素：具有相同核电荷数（即质子数）的一类原子的总称。
3．元素与物质的关系
元素Ａ
4．元素在物质中的存在形态
(1)游离态：元素以单质形式存在的状态。
(2)化合态：元素以化合物形式存在的状态。
5．混合物和纯净物
(1)纯净物：由同种单质或化合物组成的物质。
(2)混合物：由几种不同的单质或化合物组成的物质。
6．同素异形体
(1)同种元素形成的不同单质叫同素异形体。同素异形体的形成有两种方式：①原子个数不同 ，如O2和O3；②原子排列方式不同，如金刚石和石墨。
(2)同素异形体之间的性质差异主要体现在物理性质上，同素异形体之间的转化属于化学变化，但不属于氧化还原反应。
7．元素、微粒及物质间的关系图

二、物质的分类
1．交叉分类法——从不同角度对物质进行分类(如图为氧化物的分类)

2．树状分类法——按不同层次对物质进行逐级分类，各层之间属于包含关系。

考点2　物质的性质与变化
一、物质的性质与变化

二、单质、氧化物、酸、碱、盐的转化关系
1．理解物质转化关系图

2．形成转化关系一条线：(氢化物→)单质→氧化物→酸或碱→盐。
三、化学反应的分类

四、物质变化中的“三馏”“四色”“五解”和“十八化”归类
物质变化
物理变化
化学变化
三馏
蒸馏、分馏
干馏
四色
焰色反应
显色反应、颜色反应、
指示剂变色反应
五解
潮解
分解、电解、水解、裂解
十八化
熔化、汽化、液化、酸化
氢化、氧化、水化、风化、炭化、钝化、催化、皂化、歧化、卤化、硝化、酯化、裂化、油脂的硬化
考点3　分散系与胶体
一、分散系
1．概念：把一种(或多种)物质(分散质)分散在另一种(或多种)物质(分散剂)中所得到的体系。
2．分类
(1)按照分散质粒子直径的大小

(2)按照分散质和分散剂的状态

二、胶体的性质及应用
1．丁达尔效应
可见光束通过胶体时，在入射光侧面可看到一条光亮的通路，这是胶体粒子对光线散射而形成的，可用此性质来鉴别溶液和胶体。
2．介稳性
胶体的稳定性介于溶液和浊液之间，属于介稳体系。
注意：同种胶体粒子的电性相同，互相排斥，是胶体较稳定的主要原因。
3．电泳
由于胶体粒子带有电荷，在电场作用下，胶体粒子在分散剂中作定向移动的现象。此性质可用于工业上的静电除尘。
4．聚沉
(1)概念：使胶体凝聚形成沉淀析出的现象。
(2)方法：。
(3)应用，如制作豆腐、明矾净水等。
三、Fe(OH)3胶体的制备
向沸水中逐滴加入饱和FeCl3溶液，继续煮沸至溶液呈红褐色，停止加热，即制得Fe(OH)3胶体，化学方程式为FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。

第二讲　离子反应
考点1　电解质及其电离
一、电解质及其电离的关系

二、电离
1．概念：电解质在水溶液中或熔融状态下离解成自由移动的离子的过程。
2．电离条件：酸的电离条件是溶于水，盐和碱的电离条件是溶于水或熔融。
三、电离方程式的书写
1．强电解质：完全电离，用“===”表示。
如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的电离方程式分别为H2SO4===2H＋＋SO、NaOH===Na＋＋OH－、(NH4)2SO4===2NH＋SO__。
2．弱电解质：部分电离，用“”表示。
(1)多元弱酸分步电离，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主。如H2S的电离方程式为H2SH＋＋HS－、HS－H＋＋S2－。
(2)多元弱碱分步电离，但一步写出。如Cu(OH)2的电离方程式：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－。
(3)两性氢氧化物双向电离。如Al(OH)3的电离方程式：H＋＋AlO＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－。
3．酸式盐
(1)强酸酸式盐完全电离，一步写出。如NaHSO4在水溶液中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO，在熔融状态下的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO__。
(2)多元弱酸酸式盐第一步完全电离，然后酸式酸根部分电离。如NaHCO3===Na＋＋HCO、HCOH＋＋CO。
考点2　离子反应及离子方程式
一、离子反应
1．概念：有离子参加或有离子生成的反应统称为离子反应。
2．离子反应的条件
在稀H2SO4中分别加入下列物质，能发生反应的请写出有关反应的离子方程式：
A．加入BaCl2 溶液：Ba2＋＋SO===BaSO4↓，
B．加入CH3COONa溶液：CH3COO－＋H＋===CH3COOH，
C．加入Na2CO3溶液：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O，
D．加入Zn粒：Zn＋2H＋===H2↑＋Zn2＋，
E．加入NaOH溶液：H＋＋OH－===H2O。
从A～E可知离子反应发生的条件：①生成难溶的物质、②生成难电离的物质、③生成易挥发的物质、④发生氧化还原反应。
3．离子反应的本质
A～E中，混合后溶液中SO的物质的量减少的是A(填序号，下同)；H＋的物质的量减少的是BCDE；因此离子反应的本质是溶液中某些离子的物质的量的减小。
二、离子方程式
1．概念：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
2．离子方程式的意义
离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示同一类型的离子反应。
3．离子方程式的书写
离子方程式的书写要求按“写—拆—删—查”四步进行，但我们在书写离子方程式时，一般不需要用上述步骤书写，而是要抓住离子反应的实质，根据实验现象，直接书写出离子反应方程式。如CuSO4溶液与Ba(OH)2溶液反应的离子方程式书写步骤：①首先分析溶液中的离子有Cu2＋、SO、Ba2＋、OH－；②然后分析哪些离子相互结合：Cu2＋与OH－反应生成难溶的Cu(OH)2，SO与Ba2＋反应生成难溶的BaSO4；最后根据离子的个数比配平方程式。再如Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应实质是HCO与OH－反应生成更难电离的H2O，同时生成的CO再与Ca2＋结合生成难电离的CaCO3沉淀，这样我们就可以根据三种离子的个数比写出与量有关的离子方程式。
考点3　用分类思想突破与量有关的离子方程式的书写
类型一　连续反应型
指反应生成的离子因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关。
(1)可溶性多元弱酸(或其酸酐)与碱溶液反应
如CO2通入NaOH溶液中：
碱过量：CO2＋2OH－===CO＋H2O；
碱不足：CO2＋OH－===HCO_。
(2)多元弱酸(或其酸酐)与更弱的酸的盐溶液反应
如CO2通入NaAlO2溶液中：
NaAlO2过量：2AlO＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋CO_；
NaAlO2不足：AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO_。
(3)多元弱酸盐与强酸反应
如Na2CO3溶液与稀盐酸：
盐酸不足：CO＋H＋===HCO_；
盐酸过量：CO＋2H＋===CO2↑＋H2O。
(4)铝盐溶液与强碱溶液反应
铝盐过量：Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓；
强碱过量：Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O。
(5)NaAlO2溶液与强酸溶液反应
NaAlO2过量：AlO＋H＋＋H2O===Al(OH)3↓；
强酸过量：AlO＋4H＋===Al3＋＋2H2O。
(6)Fe与稀HNO3溶液：
Fe过量：3Fe＋2NO＋8H＋===3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O；
HNO3过量：Fe＋NO＋4H＋===Fe3＋＋NO↑＋2H2O。
类型二　先后反应型
一种反应物的两种或两种以上的组成离子，都能跟另一种反应物的组成离子反应，但因反应次序不同而跟用量有关。又可称为竞争型。
(1)NH4HSO4溶液与NaOH溶液的反应
NaOH不足：H＋＋OH－===H2O；
NaOH过量：NH＋H＋＋2OH－===NH3·H2O＋H2O。
(2)将Fe(NO3)3溶液与HI混合
HI不足：8H＋＋2NO＋6I－===4H2O＋3I2＋2NO↑；
HI过量：Fe3＋＋12H＋＋3NO＋10I－===Fe2＋＋5I2＋6H2O＋3NO↑。
类型三　离子配比型
当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而跟用量有关。
(1)Ca(HCO3)2溶液与NaOH溶液反应
NaOH不足：Ca2＋＋HCO＋OH－===CaCO3↓＋H2O；
NaOH过量：Ca2＋＋2HCO＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO_。
(2)NaHCO3溶液与Ca(OH)2溶液反应
NaHCO3不足：HCO＋OH－＋Ca2＋===CaCO3↓＋H2O；
NaHCO3过量：Ca2＋＋2OH－＋2HCO===CaCO3↓＋CO＋2H2O。
(3)NaHSO4溶液与Ba(OH)2溶液反应
反应后溶液呈中性：2H＋＋SO＋2OH－＋Ba2＋===BaSO4↓＋2H2O；若向该溶液中再加Ba(OH)2溶液，离子方程式为SO＋Ba2＋===BaSO4↓。
SO完全沉淀：H＋＋SO＋Ba2＋＋OH－===H2O＋BaSO4↓。
考点4　离子方程式的正误判断
判断离子方程式正误的“4看”
1．看电解质拆分是否正确
(1)强酸、强碱和可溶性盐写成离子，弱电解质、沉淀、氧化物、单质一律保留化学式。
(2)对于微溶性的强电解质，在反应物中视情况而定，若为其澄清溶液则拆，浊液则不拆。如澄清石灰水中Ca(OH)2以Ca2＋、OH－存在，可拆成离子形式；若为石灰乳，则写作Ca(OH)2。在生成物中，微溶物则看作沉淀，不能拆。
(3)可溶性多元弱酸酸式盐的酸根一律保留酸根形式，如在水溶液中HCO不能写成H＋＋CO。
2．看配平是否正确
电荷是否守恒；若为氧化还原型的离子反应还要注意化合价升降是否相等；若是与量有关的离子反应要注意离子配比是否符合条件。
如FeCl3溶液与Cu反应，不能写成Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋，而应写成 2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。
3．看符号运用是否合理：“===”“”“↓”“↑”及必要条件是否正确、齐全。
4．看离子反应是否符合客观事实
如铁与稀硫酸反应生成Fe2＋而不生成Fe3＋。再如将少量SO2通入漂白粉溶液中：H2O＋SO2＋Ca2＋＋2ClO－===CaSO3↓＋2HClO错在忽略了HClO可以将＋4价的硫氧化，且反应条件为碱性，应为Ca2＋＋ClO－＋SO2＋2OH－===CaSO4↓＋Cl－＋H2O。
考点5　离子共存、离子检验和推断
一、离子共存
离子共存问题是离子反应条件和本质的最直接应用，所谓几种离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
二、熟记常见离子的性质
氧化性
ClO－、MnO、NO(H＋)、Fe3＋、Cr2O
还原性
S2－(HS－)、SO(HSO)、I－、Br－、Cl－、Fe2＋
水解显酸性
NH、Mg2＋、Al3＋、Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋
水解显碱性
AlO、S2－、SO、CO、SiO、ClO－、CH3COO－
两性离子
HCO、HS－、HSO、HPO、H2PO
注意：“两性离子”指既能与强酸反应又能与强碱反应的离子，一般为多元弱酸的酸式酸根离子。
三、常见溶液酸、碱性的判断
1．酸性溶液
pH＜7(常温)；能使pH试纸呈红色的溶液；能使甲基橙呈红色或橙色的溶液；能使石蕊试液呈红色的溶液。
2．碱性溶液
pH＞7(常温)；能使pH试纸呈蓝色的溶液；能使石蕊试液呈蓝色的溶液；能使酚酞试液呈红色的溶液。
3．呈酸性或碱性的溶液
和Al反应放出H2的溶液(HNO3除外)；能使甲基橙呈黄色的溶液；c水(H＋)或c水(OH－)等于10－a mol/L(a＞7)的溶液。
四、常见离子检验“三法”
方法
离子
试剂
现象
注意
沉
淀
法
Cl－、Br－、I－
AgNO3和HNO3
白色沉淀(AgCl)、淡黄色沉淀(AgBr)、黄色沉淀(AgI)

SO
稀HCl和BaCl2
白色沉淀
先用足量HCl酸化
沉
淀
法
Fe2＋
NaOH溶液
白色沉淀→灰绿色→红褐色沉淀

Fe3＋
NaOH溶液
红褐色沉淀

Al3＋
NaOH溶液
白色沉淀→沉淀溶解
Zn2＋也有此现象
气
体
法
NH
浓NaOH溶液和湿润的红色石蕊试纸
产生刺激性气体，使试纸变蓝
反应要加热
CO
稀盐酸和石灰水
石灰水变浑浊
HCO、SO、HSO也有此现象
SO
稀H2SO4和品红溶液
品红溶液褪色

显
色
法
I－
氯水(少量)和CCl4
下层为紫色

Fe2＋
KSCN溶液，再滴氯水
先是无变化，滴氯水后变红色

Fe3＋
KSCN溶液
红色

苯酚溶液
紫色

Na＋、K＋
铂丝和HCl
火焰为黄色(Na＋)、浅紫色(K＋)
要透过蓝色钴玻璃观察K＋的焰色

第三讲　氧化还原反应
考点1　氧化还原反应的相关概念及表示方法
一、氧化还原反应的本质和特征

二、氧化还原反应的有关概念及其相互关系
1．有关概念

口诀：升(化合价升高)失(失电子)氧(被氧化，发生氧化反应)还(作还原剂，本身具有还原性)，
降(化合价降低)得(得电子)还(被还原，发生还原反应)氧(作氧化剂，本身具有氧化性)。
例如：反应4HCl(浓)＋MnO2MnCl2＋Cl2↑＋2H2O中，氧化剂是MnO2，氧化产物是Cl2，还原剂是HCl，还原产物是 MnCl2；生成1 mol Cl2时转移电子的物质的量为 2__mol，被氧化的HCl的物质的量是 2__mol。
2．氧化还原反应与四种基本反应类型间的关系

三、氧化还原反应中电子转移的表示方法
1．双线桥法

请用双线桥法标出Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：
。
2．单线桥法

请用单线桥法标出Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目：
。
四、常见的氧化剂和还原剂
1．常见氧化剂
常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。例如：

2．常见还原剂
常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属离子及低价态化合物、低价金属阳离子、非金属单质及其氢化物等。例如：

3．具有中间价态的物质既有氧化性，又有还原性
具有中间价态的物质
氧化产物
还原产物
Fe2＋
Fe3＋
Fe
SO
SO
S
H2O2
O2
H2O
其中：Fe2＋、SO主要表现还原性，H2O2主要表现氧化性。
考点2　物质的氧化性、还原性强弱比较
一、氧化性、还原性强弱的认识
1．氧化性是指物质得电子的性质(或能力)；还原性是指物质失电子的性质(或能力)。
2．氧化性、还原性的强弱取决于物质得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。例如：Na－e－===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但根据金属活动性顺序表，Na比Al活泼，更易失去电子，所以Na比Al的还原性强。
二、氧化性、还原性强弱的比较方法
　依据反应原理

氧化性：氧化剂＞氧化产物。
还原性：还原剂＞还原产物。
　依据金属活动性顺序

　依据非金属活动性顺序


　依据元素周期表

　依据电化学原理
(1)原电池：一般情况下，两种不同的金属构成原电池的两极，其还原性：负极>正极。
(2)电解池：用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的阴离子的还原性较强。
　依据反应条件及反应的剧烈程度
反应条件要求越低，反应越剧烈，对应物质的氧化性或还原性越强，如是否加热、反应温度高低、有无催化剂和反应物浓度大小等。例如：根据2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑，Mg＋2H2OMg(OH)2＋H2↑，可以推知还原性Na>Mg。
　依据氧化还原反应的程度
相同条件下，不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其对应氧化剂的氧化性强。例如：根据2Fe＋3Cl22FeCl3，Fe＋SFeS，可以推知氧化性：Cl2>S。
考点3　氧化还原反应的基本规律及其应用
1．守恒规律
(1)含义
电子守恒：氧化还原反应中，氧化剂得到电子的总数等于还原剂失去电子的总数。
(2)应用：运用“守恒规律”可进行氧化还原反应方程式的配平，直接计算反应物与产物或转移电子的数量关系。
2．价态规律
(1)归中规律
①含义：含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化遵循“高价＋低价―→中间价”，而不会出现交叉现象。可总结为价态相邻能共存，价态相间能归中，归中价态不交叉，价升价降只靠拢。
例如：H2S与浓硫酸的反应：

②应用：根据化合价判断氧化还原反应体系中的氧化剂、还原剂和氧化产物、还原产物及电子转移的数目，判断同种元素不同价态的物质之间反应的可能性。
(2)歧化规律
“中间价―→高价＋低价”。
具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，如Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。
3．强弱规律
(1)含义：具有较强氧化性的氧化剂跟具有较强还原性的还原剂反应，生成具有较弱还原性的还原产物和具有较弱氧化性的氧化产物。
在浓度相差不大的溶液中：
①同时含有几种还原剂时将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。
如在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性：Fe2＋>Br－，所以Fe2＋先与Cl2反应。
②同时含有几种氧化剂时将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。
如在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后依次为Cu2＋、H＋。
(2)应用：判断物质发生氧化还原反应的先后顺序；判断氧化还原反应中氧化性、还原性的相对强弱；判断某氧化还原反应能否发生。
4．先后规律
(1)含义：越易失去电子的物质，失去后就越难得到电子；越易得到电子的物质，得到后就越难失去电子。一种氧化剂同时和几种还原剂相遇时，与还原性最强的优先发生反应；同理，一种还原剂同时与多种氧化剂相遇时，与氧化性最强的优先发生反应，如FeBr2溶液中缓缓通入Cl2时，发生离子反应的先后顺序为2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－，2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－。
(2)应用：判断物质的稳定性及反应顺序。
考点4　氧化还原反应方程式的配平及计算
1．配平原理
在氧化还原反应中，从现象看是元素化合价升降总数相等，从本质看是电子得失总数相等。对离子方程式进行配平时，除满足上述要求外，还要注意电荷守恒。
2．一般氧化还原反应方程式的配平——化合价升降法

3．计算电子转移守恒的公式
n(氧化剂)×氧化剂化学式中变价原子个数×价差＝n(还原剂)×还原剂化学式中变价原子个数×价差

第三章 金属及其重要化合物
第一讲　钠及其重要化合物
考点1　钠的性质及应用
1．钠的物理性质
颜色：银白色，熔点：低，硬度：小，导电、导热性：良好，密度：ρ(H2O)＞ρ(钠)＞ρ(煤油)。
2．钠的化学性质
(1)主要化学性质(填化学方程式)
Na
[总结]　钠与水、酸反应的实质都是钠与H＋的反应。
(2)钠与含有酚酞的水溶液反应的实验现象及解释

3．钠的保存
实验室中通常将少量钠保存在煤油中，目的是防止钠与空气中的氧气和水发生反应。
4．钠的用途
(1)工业上用钠作强还原剂，用于冶炼金属，如4Na＋TiCl4Ti＋4NaCl。
(2)NaK合金(液态)用作原子反应堆的导热剂。
(3)高压钠灯。
考点2　氧化钠和过氧化钠
氧化钠与过氧化钠的比较

氧化钠
过氧化钠
化学式
Na2O
Na2O2
氧元素的化合价
－2
－1
电子式


化合物类型
离子化合物
离子化合物
颜色状态
白色固体
淡黄色固体
与H2O反应的化学方程式
Na2O＋H2O===2NaOH
2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
与CO2反应的化学方程式
Na2O＋CO2=== Na2CO3
2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
与盐酸反应的化学方程式
Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O
2Na2O2＋4HCl===4NaCl＋2H2O＋O2↑
用途

氧化剂、供氧剂、漂白剂、杀菌剂
考点3　碳酸钠与碳酸氢钠
1．性质(填化学方程式)


2．相互转化
Na2CO3NaHCO3
考点4　碱金属元素、焰色反应
1．碱金属的一般性与特殊性
(1)一般性

相似性
递变性(由Li→Cs)
原子结构
最外层均为1个电子
电子层数逐渐增多；
核电荷数逐渐增大；
原子半径逐渐增大
元素性质
都具有较强的金属性，
最高正价均为＋1价
金属性逐渐增强
单质
性质
物理
性质
(除Cs外)都呈银白色，
密度较小，熔、沸点较低
密度呈增大趋势(钾反常)，
熔、沸点逐渐降低
化学
性质
都具有较强的还原性
还原性逐渐增强；
与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂
(2)特殊性
①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小。
②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中。
③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是离子化合物，其中氢以H－形式存在，显－1价，碱金属氢化物是强还原剂。
2．焰色反应
(1)焰色反应的概念
某些金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现出特殊的颜色，其属于物理变化，属于元素的性质。
(2)焰色反应的操作
铂丝无色待测物观察火焰颜色铂丝无色
(3)常见元素的焰色
钠元素：黄色；钾元素：紫色(透过蓝色钴玻璃观察)；铜元素：绿色。

第二讲　镁、铝及其重要化合物
考点1　镁、铝的性质及应用
一、铝的性质及应用
1．铝的结构和存在形式
铝位于元素周期表的第三周期ⅢA族，原子结构示意图为
铝是地壳中含量最多的金属元素，自然界中的铝全部以化合态的形式存在。
2．铝的物理性质
铝是银白色、具有金属光泽的固体，硬度较小，具有良好的导电性、导热性和延展性。
3．铝的化学性质

写出图中有关反应的方程式(能写离子方程式的写离子方程式)：


4.铝的用途,纯铝用作导线，铝合金用于制造汽车、飞机、生活用品等。
二、镁的性质及应用
1.镁的性质
(1)物理性质：具有银白色金属光泽的固体，密度、硬度均较小，熔点较低，有良好的导电、导热和延展性。
(2)化学性质

①与非金属单质反应


2.海水提镁

3．镁的用途
生产合金，冶金工业上用作还原剂和脱氧剂。
4．镁的重要化合物
物质
主要性质
氧化镁
碱性氧化物
MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O
氢氧化镁
中强碱
Mg(OH)2＋2H＋=== Mg2＋＋2H2O
难溶于水
Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓
溶解度小于碳酸镁
MgCO3＋H2O Mg(OH)2＋CO2↑
　Mg在CO2中能够燃烧，所以Mg着火时不能用二氧化碳灭火器和泡沫灭火器灭火。
考点2　铝的重要化合物
1．氧化铝
(1)物理性质：白色固体，难溶于水，有很高的熔点。
(2)化学性质(用化学方程式表示)

2．氢氧化铝
(1)物理性质：白色胶状不溶于水的固体，有较强的吸附性。
(2)化学性质(用化学方程式表示)
Al(OH)3的电离方程式为
①
②受热分解：2Al(OH)3Al2O3＋3H2O。
(3)制备
①向铝盐溶液中加入氨水，离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH。
②向NaAlO2溶液中通入足量CO2，离子方程式为AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO。
③NaAlO2溶液与AlCl3溶液混合：3AlO＋Al3＋＋6H2O===4Al(OH)3↓。
3．常见的铝盐
(1)硫酸铝钾是由两种不同的金属离子和一种酸根离子组成的复盐。
(2)明矾的化学式为KAl(SO4)2·12H2O，它是无色晶体，可溶于水，其水溶液pHFe3＋>Cu2＋>Fe2＋；还原性：S2－＞I－＞Fe2＋＞Br－＞Cl－。
2．“铁三角”的重要应用
(1)判断离子共存
Fe2＋NO(H＋)、ClO－、MnO(H＋)；
Fe3＋S2－、I－、SO；
Fe2＋、Fe3＋HCO、CO等水解相互促进的离子。
(2)除杂
溶液
杂质
除杂方法
FeCl2
FeCl3
加过量铁粉后过滤
FeCl3
FeCl2
加氯水或H2O2
FeCl2
CuCl2
加过量铁粉后过滤
(3)盐溶液的配制与保存

(4)物质制备

3．检验Fe2＋、Fe3＋的常用方法
(1)Fe3＋的检验
①溶液变红色，证明含有Fe3＋。
②产生红褐色沉淀，证明有Fe3＋存在。
(2)Fe2＋的检验
①无现象溶液变红色，证明含有Fe2＋。
②产生白色絮状沉淀，迅速变成灰绿色，最终变为红褐色，证明有Fe2＋。
③生成蓝色沉淀，证明有Fe2＋。
(3)含Fe3＋、Fe2＋的混合溶液中Fe3＋、Fe2＋的检验(应分两次分别检验)
溶液变红色，说明含有Fe3＋。
KMnO4溶液紫红色褪去，说明含有Fe2＋。
　检验Fe2＋和Fe3＋时的注意事项
(1)检验Fe2＋时不能先加氯水后加KSCN溶液，也不能将加KSCN后的混合溶液加入到足量的新制氯水中(新制氯水可以氧化SCN－)。
(2)当溶液浓度较稀时，利用观察法或加NaOH溶液的方法都不宜检验Fe2＋和Fe3＋的存在。
(3)Fe3＋、Fe2＋、Cl－同时存在时不能用酸性KMnO4溶液检验Fe2＋(Cl－能还原酸性KMnO4，有干扰)。
(4)检验Fe2＋、Fe3＋的其他方法
①检验Fe2＋最好、最灵敏的试剂是铁氰化钾K3[Fe(CN)6]：3Fe2＋＋2[Fe(CN)6]3－===Fe3[Fe(CN)6]2↓(蓝色)。
②检验Fe3＋也可用苯酚(C6H5OH)，在FeCl3溶液中滴加苯酚，溶液显紫色。

第四讲　用途广泛的金属材料及开发利用金属矿物
考点1　铜及其重要化合物
1．铜
(1)物理性质：紫红色固体，具有良好的延展性、导热性和导电性。
(2)化学性质

反应物
化学方程式
非金属单质
O2
①潮湿的空气中：2Cu＋O2＋CO2＋H2O===Cu2(OH)2CO3(碱式碳酸铜，绿色)
②2Cu＋O22CuO(黑色固体)
Cl2
Cu＋Cl2CuCl2(棕黄色烟)
S
2Cu＋SCu2S
氧化性酸
浓硫酸
Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O
浓硝酸
Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
稀硝酸
3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
盐
AgNO3
Cu＋2AgNO3===Cu(NO3)2＋2Ag
FeCl3
Cu＋2FeCl3===CuCl2＋2FeCl2
2.氧化铜和氧化亚铜
名称
氧化铜
氧化亚铜
颜色
黑色
砖红色
水溶性
不溶
不溶
与酸反应(H＋)
CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O
Cu2O＋2H＋===Cu2＋＋Cu＋H2O
与H2反应
CuO＋H2Cu＋H2O
Cu2O＋H22Cu＋H2O
转化关系
4CuO2Cu2O＋O2↑
3.氢氧化铜
(1)物理性质：蓝色不溶于水的固体。
(2)化学性质及应用

4．铜盐
(1)碱式碳酸铜
Cu2(OH)2CO3的名称为碱式碳酸铜，是铜绿的成分，它是铜在潮湿的空气中被锈蚀的结果，受热易分解：Cu2(OH)2CO32CuO＋H2O＋CO2↑。
(2)硫酸铜
①CuSO4·5H2O为蓝色晶体，俗称蓝矾、胆矾。
②无水CuSO4为白色粉末，遇水变蓝色(生成CuSO4·5H2O)，可作为水的检验依据。
(3)铜盐的毒性
铜盐溶液有毒，是因为铜离子能使蛋白质变性失去生理活性，故可利用胆矾、熟石灰、水配成波尔多液，用来杀灭植物的病毒。
考点2　金属矿物的开发及利用
1．金属在自然界中的存在形态
除了金、铂等极少数金属外，绝大多数金属以化合态的形式存在于自然界中。在这些金属化合物中，金属元素都显正化合价。
2．金属的冶炼
(1)实质：把金属从化合态还原为游离态。
(2)一般步骤

(3)方法(通过熟记金属活动性顺序理解)
方法名称
主要反应原理(举例)
热分解法
2HgO2Hg＋O2↑
2Ag2O4Ag＋O2↑
热还原法
C作还原剂
2ZnO＋C2Zn＋CO2↑
CO作还原剂
Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2(高炉炼铁)
H2作还原剂
WO3＋3H2W＋3H2O
活泼金属作还原剂
3MnO2＋4Al3Mn＋2Al2O3
电解法
2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑
MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑
2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑
3.合金
(1)概念：是指两种或两种以上的金属(或金属与非金属)熔合而成的具有金属特性的物质。
(2)性能：合金具有不同于各成分金属的物理、化学性能或机械性能。
①熔点：一般比它的各成分金属都低；
②硬度和强度：一般比它的各成分金属都大。
4．常见金属材料

(1)重要的黑色金属材料——钢
钢是用量最大、用途最广的合金。
钢
(2)几种有色金属材料


第四章 非金属及其化合物
第一讲　碳、硅及无机非金属材料
考点1　碳、硅单质及其重要化合物的性质
一、碳、硅的单质
1．存在：自然界中碳元素既有游离态，又有化合态，而硅元素因有亲氧性，所以仅有化合态。碳单质主要有金刚石、石墨、C60等同素异形体，硅单质主要有晶体硅和无定形硅两大类。
2．碳、硅单质的结构、物理性质与用途的比较

碳
硅
结构
金刚石：空间网状结构；石墨：层状结构
晶体硅：与金刚石类似的空间网状结构
物理性质
金刚石熔点高、硬度大；石墨熔点高、质软，有滑腻感
晶体硅为灰黑色固体，有金属光泽、硬度大、熔点高
用途
金刚石用作切割刀具；石墨用作电极、铅笔芯
晶体硅用作半导体材料、硅芯片和硅太阳能电池
3.碳、硅单质的化学性质
碳、硅在参与化学反应时，一般表现还原性。
碳
二、碳、硅的氧化物
1．CO的性质
(1)物理性质：无色无味的气体，难溶于水。能使人中毒的原因是其与人体中血红蛋白相结合，因缺氧而中毒。
(2)化学性质
①可燃性：2CO＋O22CO2。
②还原性：CO还原Fe2O3的反应为Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2。
2．二氧化碳与二氧化硅的比较
(1)物理性质
①熔、沸点：CO2的熔、沸点比SiO2的熔、沸点低。
②溶解性：CO2可溶于水，SiO2不溶于水。
(2)化学性质
物质
二氧化碳
二氧化硅
与水反应
CO2＋H2OH2CO3
不反应
与酸反应
不反应
氢氟酸用于刻蚀玻璃：
SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O
与碱反应
(如NaOH)
CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O
或CO2＋NaOH===NaHCO3
SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O(盛碱液的试剂瓶不能用玻璃塞)
与盐反应
(如Na2CO3)
CO2＋Na2CO3＋H2O===2NaHCO3
SiO2＋Na2CO3Na2SiO3＋CO2↑
与碱性氧
化物反应
与Na2O反应：CO2＋Na2O===Na2CO3
与CaO反应：SiO2＋CaOCaSiO3　
与碳反应
C＋CO22CO
2C＋SiO2Si＋2CO↑
(3)主要用途
CO2：化工原料、灭火剂。干冰用作制冷剂，人工降雨。
SiO2：制光学仪器、石英玻璃。水晶可制作饰品，常用来制造通讯材料光导纤维。
考点2　硅酸盐及无机非金属材料
一、硅酸和硅酸钠
1．硅酸(H2SiO3)
硅酸不溶于水，其酸性比碳酸弱，不能使紫色石蕊试液变红色。
(1)硅酸不稳定，受热易分解：H2SiO3SiO2＋H2O。
(2)硅酸能与碱溶液反应，如与NaOH溶液反应的化学方程式为H2SiO3＋2NaOH===Na2SiO3＋2H2O。
(3)硅酸在水中易聚合形成胶体。硅胶吸附水分能力强，常用作干燥剂。
2．硅酸钠(Na2SiO3)
(1)白色、可溶于水的粉末状固体，其水溶液俗称水玻璃(或泡花碱)，有黏性，水溶液显碱性。
(2)它能与酸性较硅酸强的酸反应，Na2SiO3溶液与下列两种物质反应的化学方程式分别为
与盐酸反应：Na2SiO3＋2HCl===2NaCl＋H2SiO3↓。
与CO2(少量)反应：Na2SiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3。
(3)用途：黏合剂(矿物胶)，耐火阻燃材料。
二、硅酸盐和无机非金属材料
1．硅酸盐
(1)由硅、氧和金属元素组成的化合物的总称，是构成地壳岩石的主要成分。
(2)硅酸盐组成的表示
通常用二氧化硅和金属氧化物的组合形式表示硅酸盐的组成，如硅酸钠(Na2SiO3)可表示为Na2O·SiO2，钾长石(KAlSi3O8)可表示为K2O·Al2O3·6SiO2。
2．无机非金属材料
(1)传统无机非金属材料，如水泥、玻璃、陶瓷等硅酸盐材料。
①常见硅酸盐材料比较

水泥
玻璃
陶瓷
生产原料
石灰石、黏土
纯碱、石灰石、石英砂
黏土
主要设备
水泥回转窑
玻璃窑
陶瓷窑
②玻璃生产中的两个重要反应：Na2CO3＋SiO2Na2SiO3＋CO2↑；CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑。
(2)新型无机非金属材料，如高温结构陶瓷、光导纤维、生物陶瓷、压电陶瓷等。

第二讲　富集在海水中的元素——卤素
考点1　氯单质及其重要化合物的性质及应用
一、氯气
1．物理性质
(1)色、味、态：黄绿色有刺激性气味的气体。
(2)水溶性：能溶于水。
(3)毒性：有毒。
2．化学性质(未特别注明的填化学方程式)
(1)与金属反应

(2)与非金属反应

(3)与水反应：H2O＋Cl2HCl＋HClO。
(4)与碱液反应

(5)与还原性物质反应

二、氯的重要化合物
1．次氯酸
(1)不稳定性：2HClO2HCl＋O2↑。
氯水须现用现配，保存在棕色试剂瓶中，置于冷暗处。
(2)强氧化性
①能将有色物质氧化为无色物质，有漂白性。
②可用于杀菌、消毒。
(3)弱酸性
NaClO溶液中通入CO2，化学方程式为NaClO＋CO2＋H2O===NaHCO3＋HClO。
2．漂白粉

考点2　氯气的实验室制法
1．实验室制取、收集干燥纯净氯气的装置


2．验满方法
(1)将湿润的淀粉­碘化钾试纸靠近收集Cl2的瓶口，观察到试纸立即变蓝，则证明已集满。
(2)将湿润的蓝色石蕊试纸靠近收集Cl2的瓶口，观察到试纸立即发生先变红后褪色的变化，则证明已集满。
考点3　卤素的性质及X－的检验
一、卤素的提取
1．氯的提取——氯碱工业
海水―→粗盐饱和食盐水
化学方程式为2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。
2．海水中提取溴
(1)流程

(2)发生反应的化学方程式
①2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2；
②Br2＋SO2＋2H2O===2HBr＋H2SO4；
③2HBr＋Cl2===2HCl＋Br2。
3．海带中提取碘
(1)流程

(2)发生反应的离子方程式：Cl2＋2I－===I2＋2Cl－。
二、卤素的性质
1．溴、碘单质物理性质比较
性质
Br2
I2
颜色
深红棕色
紫黑色
状态
液体
固体
溶解性
水中
溶解度不大
溶解度不大
有机溶剂中
易溶
易溶
特性
易挥发、有毒
①易升华；②使淀粉变蓝
2.氯、溴、碘单质化学性质比较
(1)与碱溶液反应：
如与NaOH溶液反应的化学方程式为2NaOH＋X2===NaX＋NaXO＋H2O(X＝Cl、Br、I)。
(2)氧化性
①都能与金属反应生成金属卤化物，如与钠反应的化学方程式为2Na＋X2===2NaX(X＝Cl、Br、I)。
②氯、溴、碘单质的氧化性强弱顺序是Cl2>Br2>I2，阴离子的还原性强弱顺序是Cl－Al、Ca>Mg，则由碱性：Mg(OH)2>Al(OH)3、Ca(OH)2>Mg(OH)2，得碱性：Ca(OH)2>Al(OH)3。
②推测未知元素的某些性质
例如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知 Be(OH)2难溶。
根据卤族元素的性质递变规律，可推知不常见元素砹(At)应为黑色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt难溶于水。
7．元素“位—构—性”的关系

(1)性质与位置的互推
①根据元素的性质可以推知元素在周期表中的位置，如同周期主族元素A、B、C的金属性逐渐增强，则可知A、B、C在同周期中按C、B、A的顺序从左向右排列。
②根据元素在周期表中的位置关系可以推断元素的性质，如A、B、C三元素在同一主族中从上往下排列，则A、B、C的单质氧化性依次减弱或还原性依次增强。
(2)结构与性质的互推
①若某主族元素的最外层电子数小于4，则该元素容易失电子；若该元素的最外层电子数大于4，则该元素容易得电子。
②若某主族元素容易得电子，则可推知该元素的最外层电子数大于4；若该元素容易失电子，则可推知该元素的最外层电子数小于4。
(3)结构与位置的互推
由原子序数确定主族元素位置方法：只要记住了稀有气体元素的原子序数(He—2、Ne—10、Ar—18、Kr—36、Xe—54、Rn—86)，就可确定主族元素的位置。
①若比相应的稀有气体元素多1或2，则应处在下周期的第ⅠA族或第ⅡA族，如88号元素：88－86＝2，则应在第七周期第ⅡA族；
②若比相应的稀有气体元素少1～5时，则应处在同周期的ⅢA族～ⅦA族，如84号元素应在第六周期第ⅥA族。

第三讲　化学键
考点1　离子键和共价键
1．化学键
(1)概念：使离子相结合或原子相结合的作用力。
(2)分类

2．离子键与共价键的比较
键型
离子键
共价键
非极性键
极性键
特点
阴、阳离子间的相互作用
共用电子对不发生偏移
共用电子对偏向吸引能力强的原子一方
成键粒子
阴、阳离子
原子
成键
活泼金属元素和活泼非金属元素
同种元素的原子
不同种元素的原子
存在
离子化合物
非金属单质、某些化合物
共价化合物、某些离子化合物
3.电子式
(1)概念：在元素符号周围用“·”或“×”来代表原子的最外层电子(价电子)的式子。
(2)书写

写出下列物质的电子式：
Na2O2、Na2O、MgCl2、NaOH、NH4Cl、Cl2、N2、H2O、CO2。
、、
、。
(3)用电子式表示物质的形成过程
Na2S：

考点2　化学键与物质类别、物质变化的关系
1．化学键与物质类别
(1)化学键的存在

(2)化学键与物质类别的关系
①只含有共价键的物质
a．同种非金属元素构成的单质，如I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。
b．不同非金属元素构成的共价化合物，如HCl、NH3、SiO2、CS2等。
②只含有离子键的物质
活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等。
③既含有离子键又含有共价键的物质
如Na2O2、NH4Cl、NaOH、Na2SO4等。
④无化学键的物质
稀有气体(单原子分子)，如氩气、氦气等。
2．物质的溶解或熔化与化学键变化的关系
(1)离子化合物的溶解或熔化过程
离子化合物溶于水或熔化后均电离成自由移动的阴、阳离子，离子键被破坏。
(2)共价化合物的溶解过程
①有些共价化合物溶于水后，能与水反应，发生电离，其分子内共价键被破坏，如CO2和SO2等。
②有些共价化合物溶于水后，发生电离，其分子内的共价键被破坏，如HCl、H2SO4等。
③某些共价化合物溶于水后，其分子内的化学键不被破坏，如蔗糖(C12H22O11)、酒精(C2H5OH)等。
(3)单质的溶解过程
某些活泼的非金属单质溶于水后，能与水反应，其分子内的共价键被破坏，如Cl2、F2等。
3．化学键与化学反应
旧化学键的断裂和新化学键的形成是化学反应的本质，是反应中能量变化的根本。

4．化学键对物质性质的影响
(1)对物理性质的影响
金刚石、晶体硅、石英、金刚砂等物质硬度大、熔点高，就是因为其中的共价键很强，破坏时需消耗很多的能量。NaCl等部分离子化合物，也有很强的离子键，故熔点也较高。
(2)对化学性质的影响
N2分子中有很强的共价键，故在通常状况下，N2很稳定；H2S、HI等分子中的共价键较弱，故它们受热时易分解。

第六章 化学反应与能量
第一讲　化学能与热能
考点1　焓变与反应热
一、焓变与反应热
1．焓变：在恒压条件下化学反应的热效应，其符号为ΔH，单位是kJ/mol。
2．反应热：化学反应中放出或吸收的热量。
二、吸热反应和放热反应
1．反应特点
(1)从能量高低的角度分析

对于吸热反应：反应物的总能量＝生成物的总能量－吸收的热量；
对于放热反应：反应物的总能量＝生成物的总能量＋放出的热量。
(2)从化学键的角度分析

2．常见的吸热反应和放热反应
(1)吸热反应：大多数分解反应、盐的水解反应、Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl反应、C与H2O(g)反应、C与CO2反应。
(2)放热反应：大多数化合反应、中和反应、金属与酸的反应、所有的燃烧反应。
考点2　热化学方程式
1．热化学方程式的概念
表示参加化学反应的物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2．热化学方程式的意义
表明了化学反应中的物质变化和能量变化，如2H2(g)＋O2(g)===2H2O(l)　ΔH＝－571.6 kJ·mol－1表示25 ℃、101 kPa时，2 mol氢气和1 mol氧气反应生成2 mol液态水时放出 571.6 kJ的热量。
3．热化学方程式的书写
-写出配平的化学方程式
-
-
4．书写热化学方程式“六注意”

考点3　燃烧热、中和热及能源
1．燃烧热和中和热的比较

燃烧热
中和热
相同点
能量变化
放热
ΔH及其单位
ΔH＜0，单位均为kJ·mol－1
不同点
反应物的量
1 mol
不一定为1 mol
生成物的量
不确定
生成物水为1 mol
反应热含义
101 kPa 时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量
在稀溶液里，酸与碱发生中和反应生成1 mol水时所放出的热量
表示方法
燃烧热为ΔH＝－a kJ·mol－1(a＞0)
强酸与强碱反应的中和热为57.3 kJ·mol－1或ΔH＝－57.3 kJ·mol－1
　“完全燃烧”是指物质中元素完全转变成对应的稳定氧化物，如C→CO2(g)，H→H2O(l)，S→SO2(g)等。
2．中和热的测定
(1)装置(请在横线上填写仪器名称)

(2)计算公式
ΔH＝－×10－3 kJ·mol－1
t1为起始温度，t2为终止温度，m1、m2为酸、碱溶液的质量(单位为g)，c为中和后生成的溶液的比热容(4.18 J·g－1·℃－1)，n为参加反应的酸或碱的物质的量(单位为mol)。
3．能源

考点4　有关反应热的计算
一、利用热化学方程式计算
反应热与反应物的物质的量成正比。根据已知的热化学方程式和已知的反应物或生成物的物质的量，可以计算反应放出或吸收的热量；根据一定量的反应物或生成物的量计算出反应放出或吸收的热量，换算成1 mol反应物或生成物的热效应，也可以书写热化学方程式。
二、利用旧键断裂和新键形成过程中的能量差计算
ΔH＝反应物的总键能之和－生成物的总键能之和。
若反应物旧化学键断裂吸收能量E1，生成物新化学键形成放出能量E2，则反应的ΔH＝E1－E2。
三、利用盖斯定律计算
1．盖斯定律是指化学反应不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的，即化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。
2．在具体的应用过程中，采用以下五个步骤就能快速、准确地解决问题。
(1)写：写出目标方程式(题目中要求书写的热化学方程式)，配平。
(2)比：将已知方程式和目标方程式比较，分析物质类别、位置(在反应物中还是在生成物中)的区别。
(3)倒：为了将已知方程式相加得到目标方程式，可将方程式颠倒过来，反应热的数值不变，但符号要相反。这样，可以避免减法运算中容易出现的错误。
(4)乘：为了将方程式相加得到目标方程式，可将方程式乘以某个数(可以是分数)，反应热也要进行相应地运算。
(5)加：倒、乘两个方面做好了，只要将方程式相加即可得目标方程式，反应热也相加即可。注意：ΔH要带着“＋”“－”符号进行运算。

第二讲　原电池　新型化学电源
考点1　原电池及其工作原理
一、原电池的概念和反应本质
原电池是把化学能转化为电能的装置，其反应本质是氧化还原反应。
二、原电池的构成条件
1．一看反应
看是否有能自发进行的氧化还原反应发生(一般是活泼性强的金属与电解质溶液反应)。
2．二看两电极：一般是活泼性不同的两电极。
3．三看是否形成闭合回路
形成闭合回路需三个条件：
(1)电解质溶液；
(2)两电极直接或间接接触；
(3)两电极插入电解质溶液中。
三、原电池的工作原理
如图是两种锌铜原电池示意图：

1．反应原理
电极名称
负极
正极
电极材料
锌片
铜片
电极反应
Zn－2e－===Zn2＋
Cu2＋＋2e－===Cu
反应类型
氧化反应
还原反应
电池反应
Zn＋Cu2＋===Zn2＋＋Cu
2.原电池中的三个方向
(1)电子流动方向：从负极流出沿导线流入正极；
(2)电流流动方向：从正极沿导线流向负极；
(3)离子迁移方向：电解质溶液中，阴离子向负极迁移，阳离子向正极迁移。
四、盐桥原电池的组成和作用
1．盐桥原电池中半电池的构成条件：电极金属和其对应的盐溶液。一般不要任意替换成其他阳离子盐溶液，否则可能影响效果。盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼胶制成的胶冻。
2．盐桥的作用
(1)连接内电路，形成闭合回路；
(2)平衡电荷，使原电池不断产生电流。
考点2　原电池原理的应用
1．设计制作化学电源
(1)首先将氧化还原反应分成两个半反应。
(2)根据原电池的反应特点，结合两个半反应找出正、负极材料和电解质溶液。
2．比较金属活动性强弱
两种金属分别作原电池的两极时，一般作负极的金属比作正极的金属活泼。
3．加快氧化还原反应的速率
一个自发进行的氧化还原反应，设计成原电池时反应速率加快。例如：在Zn与稀H2SO4反应时，加入少量CuSO4溶液能使产生H2的反应速率加快。
4．用于金属的防护
使被保护的金属制品作原电池正极而得到保护。例如：要保护一个铁质的输水管道或钢铁桥梁等，可用导线将其与一块锌块相连，使锌作原电池的负极。
考点3　化学电源及电极反应式的书写
一、一次电池——碱性锌锰干电池

负极材料：Zn，电极反应式：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2；
正极材料：MnO2，电极反应式：2MnO2＋2H2O＋2e－===2MnOOH＋2OH－；
总反应：Zn＋2MnO2＋2H2O===2MnOOH＋Zn(OH)2。
二、二次电池(以铅蓄电池为例)

1．放电时的反应
(1)负极：Pb(s)＋SO(aq)－2e－===PbSO4(s)(氧化反应)；
(2)正极：PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SO(aq)＋2e－===PbSO4(s)＋2H2O(l)(还原反应)；
(3)总反应：Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)===2PbSO4(s)＋2H2O(l)。
2．充电时的反应
(1)阴极：PbSO4(s)＋2e－===Pb(s)＋SO(aq)(还原反应)；
(2)阳极：PbSO4(s)＋2H2O(l)－2e－===PbO2(s)＋4H＋(aq)＋SO(aq)(氧化反应)；
(3)总反应：2PbSO4(s)＋2H2O(l)===Pb(s)＋PbO2(s)＋2H2SO4(aq)。
三、燃料电池
氢氧燃料电池是目前最成熟的燃料电池，可分为酸性和碱性两种。

酸性
碱性
负极反应式
2H2－4e－===4H＋
2H2＋4OH－－4e－===4H2O
正极反应式
O2＋4H＋＋4e－===2H2O
O2＋2H2O＋4e－===4OH－
电池总反应式
2H2＋O2===2H2O
四、电极反应式书写技巧和步骤
首先明确电极反应式属于以离子反应表达的氧化还原半反应，要遵循离子方程式的拆分物质的规则。
1．先写出电极反应式的主要框架(待配平)
(1)酸性电解液
负极：还原剂－xe－→氧化产物＋H＋
正极：氧化剂＋xe－＋H＋ →还原产物
(2)非酸性电解液(或质)(包括碱溶液、熔融碳酸盐及氧化物)
负极：还原剂－xe－＋阴离子 → 氧化产物
正极：氧化剂＋xe－→ 阴离子＋还原产物
2．依据化合价变化分别标出氧化剂与电子的比例、还原剂与电子的比例，也就是配平氧化剂、还原剂和电子的系数。
3．根据电荷守恒配平离子，注意要把得电子看作负电荷，失电子看作正电荷处理。
4．最后根据元素守恒配平其余物质。

第三讲　电解池　金属腐蚀与防护
考点1　电解原理
一、电解
使电流通过电解质溶液(或熔融的电解质)而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程。在此过程中，电能转化为化学能。
二、电解池
1．电极名称及电极反应式
以用惰性电极电解CuCl2溶液为例：

总反应方程式：CuCl2Cu＋Cl2↑。
2．电解池中电子和离子的移动

注意：电子只在导线中移动，不可流经溶液。
三、阴、阳极的判断及电极反应式的书写
1．判断电解池的阴、阳极
(1)根据外接电源的正、负极判断
电源正极连接阳极；电源负极连接阴极。
(2)根据电极产物判断
电极溶解、逸出O2(或电极区变酸性)或逸出Cl2的为阳极；析出金属、逸出H2(或电极区变碱性)的为阴极。
2．电极反应式的书写步骤
(1)分析电解质水溶液的组成：找全离子并分阴、阳两组(不要忘记水溶液中的H＋和OH－)。
(2)排出阴、阳两极的放电顺序
①阳极
活性电极(Zn、Fe、Cu等)：电极材料失电子；
惰性电极(Pt、Au、石墨等)：S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根。
②阴极
Ag＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋(酸中)>Fe2＋>Zn2＋。
(3)写出两极电极反应式
①阳极：活性电极失去电子生成相应的金属阳离子；溶液中的阴离子失去电子生成相应的单质或高价态化合物。
②阴极：溶液中的阳离子得到电子生成相应的单质或低价态化合物。
(4)写出电解总反应式
在两极转移电子数目相同的前提下，两极反应式相加即可得总反应的化学方程式或离子方程式。
考点2　电解原理的应用
一、电解饱和食盐水
1．电极反应
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑(反应类型：氧化反应)。
阴极：2H＋＋2e－===H2↑(反应类型：还原反应)。
2．总反应化学方程式及离子方程式
化学方程式：2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑；
离子方程式：2Cl－＋2H2O2OH－＋H2↑＋Cl2↑。
3．应用：氯碱工业制烧碱、氯气和氢气。
二、电镀和电解精炼铜

电镀(Fe表面镀Cu)
电解精炼铜
阳极
电极材料
镀层金属铜
粗铜(含Zn、Fe、Ni、Ag、Au等杂质)
电极反应
Cu－2e－===Cu2＋
Zn－2e－===Zn2＋
Fe－2e－===Fe2＋
Ni－2e－===Ni2＋
Cu－2e－===Cu2＋
阴极
电极材料
待镀金属铁
纯铜
电极反应
Cu2＋＋2e－===Cu
电解质溶液
含Cu2＋的盐溶液
注：电解精炼铜时，粗铜中的Ag、Au等不反应，沉积在电解池底部形成阳极泥
三、电冶金
利用电解熔融盐或氧化物的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。
1．冶炼钠
2NaCl(熔融)2Na＋Cl2↑
电极反应：
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑；
阴极：2Na＋＋2e－===2Na。
2．冶炼镁
MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑
电极反应：
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑；
阴极：Mg2＋＋2e－===Mg。
3．冶炼铝
2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑
电极反应：
阳极：6O2－－12e－===3O2↑；
阴极：4Al3＋＋12e－=== 4Al。
考点3　有关电化学的计算
一、有关电化学的计算
1．计算类型
原电池和电解池的计算包括两极产物的定量计算、溶液pH的计算、相对原子质量和阿伏加德罗常数的计算、产物的量与电量关系的计算等。
2．方法技巧
(1)根据电子守恒计算
用于串联电路中阴阳两极产物、正负两极产物、相同电量等类型的计算，其依据是电路中转移的电子数相等。
(2)根据总反应式计算
先写出电极反应式，再写出总反应式，最后根据总反应式列出比例式计算。
(3)根据关系式计算
根据得失电子守恒建立起已知量与未知量之间的桥梁，构建计算所需的关系式。
如以通过4 mol e－为桥梁可构建如下关系式：

(式中M为金属，n为其离子的化合价数值)
二、多池串联装置中电池类型的判断
将原电池和电解池结合在一起，或几个电解池串联在一起，综合考查化学反应中的能量变化、氧化还原反应、化学实验和化学计算等知识，是高考中电化学部分的重要题型。解答该类试题时电池种类的判断是关键，整个电路中各个电池工作时电子守恒是数据处理的法宝。
1．直接判断
非常直观明显的装置，如有燃料电池、铅蓄电池等在电路中时，则其他装置为电解池。
如图：A为原电池，B为电解池。

2．根据电池中的电极材料和电解质溶液判断
原电池一般是两个不同的金属电极或一个金属电极和一个碳棒作电极；而电解池则一般都是两个惰性电极，如两个铂电极或两个碳棒电极。原电池中的电极材料和电解质溶液之间能发生自发的氧化还原反应，电解池的电极材料一般不能和电解质溶液自发反应。
如图：A为电解池，B为原电池。

3．根据电极反应现象判断
在某些装置中根据电极反应现象可判断电极，并由此判断电池类型。
如图：若C极溶解，D极上析出Cu，B极附近溶液变红，A极上放出黄绿色气体，则可知乙是原电池，D是正极，C是负极，甲是电解池，A是阳极，B是阴极。B、D极发生还原反应，A、C极发生氧化反应。

4．原电池和电解池的组合装置的思维模型

三、综合装置中的有关计算
原电池和电解池综合装置的有关计算的根本依据就是电子转移的守恒，分析时要注意两点：①串联电路中各支路电流相等；②并联电路中总电流等于各支路电流之和。在此基础上分析处理其他各种数据。

图中装置甲是原电池，乙是电解池，若电路中有0.2 mol电子转移，则Zn极溶解 6.5 g，Cu极上析出H2 2.24 L(标准状况)，Pt极上析出Cl2 0.1 mol，C极上析出Cu 6.4 g。甲池中H＋被还原，生成H2和ZnSO4，溶液pH变大；乙池中是电解CuCl2，由于Cu2＋浓度的减小使溶液pH微弱增大，电解后再加入适量CuCl2固体可使溶液复原。
考点4　金属的腐蚀与防护
一、化学腐蚀和电化学腐蚀的比较
类型
化学腐蚀
电化学腐蚀
条件
金属与接触到的干燥气体或非电解质液体直接反应
不纯金属接触到电解质溶液发生原电池反应
本质
M－ne－===Mn＋
现象
金属被腐蚀
较活泼金属被腐蚀
区别
无电流产生
有电流产生
联系
两者往往同时发生，电化学腐蚀更普遍
二、钢铁的析氢腐蚀和吸氧腐蚀
类型
析氢腐蚀
吸氧腐蚀
水膜性质
(强)酸性
弱酸性或中性
正极反应
2H＋＋2e－===H2↑
2H2O＋O2＋4e－===4OH－
负极反应
Fe－2e－===Fe2＋
总反应
Fe＋2H＋=== Fe2＋＋H2↑
2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2
其他反应
铁锈的形成：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3，2Fe(OH)3===Fe2O3·xH2O(铁锈)＋(3－x)H2O
三、金属的防护
1．电化学防护
(1)牺牲阳极的阴极保护法——利用原电池原理
①负极(阳极)是作保护材料的金属；
②正极(阴极)是被保护的金属设备。
(2)外加电流的阴极保护法——利用电解原理
①阴极是被保护的金属设备；
②阳极是惰性电极。
2．其他方法
(1)改变金属内部结构，如制成合金；
(2)使金属与空气、水等物质隔离，如电镀、喷油漆等。

第七章 化学反应速率与化学平衡
第一讲　化学反应速率
考点1　化学反应速率
1．表示方法
通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示。
2．表达式
v＝，单位：mol/(L·s)或mol/(L·min)，如密闭容器中，合成氨的反应N2(g)＋3H2(g)2NH3(g)，开始时c(N2)＝8 mol/L，2 min后c(N2)＝4 mol/L，则用N2表示该反应的反应速率为 2 mol/(L·min)。
3．与化学计量数的关系
对于已知反应mA(g)＋nB(g)===pC(g)＋qD(g)，其化学反应速率可用不同的反应物或生成物来表示，当单位相同时，化学反应速率的数值之比等于化学计量数之比，即 v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q。
考点2　影响反应速率的因素
1．内因
反应物本身的性质是主要因素，如相同条件下Mg、Al与稀盐酸反应的速率大小关系为v(Mg)>v(Al)。
2．外因(只改变一个条件，其他条件不变)

3．理论解释——有效碰撞理论
(1)活化分子、活化能、有效碰撞
①活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
②活化能：如图

图中：反应的活化能为E1，使用催化剂时的活化能为E3，反应热为E1－E2。
③有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。
(2)活化分子、有效碰撞与反应速率的关系

考点3　化学反应速率影响因素的实验探究
在研究影响化学反应速率的因素时，由于外界影响因素较多，故为弄清某个因素的影响，需控制其他因素相同或不变，再进行实验。因此，常用变量控制思想解决该类问题。
解题策略：
(1)确定变量
解答这类题目时首先要认真审题，理清影响实验探究结果的因素有哪些。
(2)定多变一
在探究时，应该先确定其他的因素不变，只改变一种因素，看这种因素与探究的问题存在怎样的关系；这样确定一种以后，再确定另一种，通过分析每种因素与所探究问题之间的关系，得出所有影响因素与所探究问题之间的关系。
(3)数据有效
解答时注意选择数据(或设置实验)要有效，且变量统一，否则无法作出正确判断。

第二讲　化学平衡状态
考点1　可逆反应　化学平衡状态
一、可逆反应
1．定义：在同一条件下既可以向正反应方向进行，同时又可以向逆反应方向进行的化学反应。
2．特点：(1)二同：①相同条件下；②正、逆反应同时进行。
(2)一小：反应物与生成物同时存在，任一组分的转化率都小于100%。
3．表示：在方程式中反应符号用“”表示。
二、化学平衡状态
1．概念：一定条件下的可逆反应中，正反应速率与逆反应速率相等，反应体系中所有参加反应的物质的质量或浓度保持不变的状态。
2．特点

考点2　化学平衡的移动
1．化学平衡移动的概念
可逆反应达到平衡状态以后，若反应条件(如温度、压强、浓度等)发生了变化，平衡混合物中各组分的浓度也会随之改变，从而在一段时间后达到新的平衡状态。这种由原平衡状态向新平衡状态的变化过程，叫做化学平衡的移动。
2．化学平衡移动的过程

3．化学平衡移动与化学反应速率的关系
(1)v正>v逆：平衡向正反应方向移动。
(2)v正＝v逆：反应达到平衡状态，平衡不移动。
(3)v正S(l)>S(s)。
b．熵变的含义
熵变是反应前后体系熵的变化，用ΔS表示，化学反应的ΔS越大，越有利于反应自发进行。
(3)综合判断反应方向的依据
①ΔH－TΔS0，反应不能自发进行。

第八章 水溶液中的离子平衡
第一讲　弱电解质的电离平衡
考点1　弱电解质的电离平衡
一、弱电解质的电离平衡
1．强、弱电解质
(1)概念

(2)与物质类别的关系
①强电解质主要包括强酸、强碱和大多数盐。
②弱电解质主要包括弱酸、弱碱、少数盐和水。
(3)电离方程式的书写
①弱电解质
a．多元弱酸分步电离，且第一步电离程度远远大于第二步，如H2CO3电离方程式：H2CO3H＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
b．多元弱碱电离方程式一步写成，如Fe(OH)3电离方程式：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。
②酸式盐
a．强酸的酸式盐完全电离，如NaHSO4电离方程式：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO。
b．弱酸的酸式盐中酸式酸根不能完全电离，如NaHCO3电离方程式：NaHCO3===Na＋＋HCO，HCOH＋＋CO。
2．电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度等)下，当弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成弱电解质分子的速率相等时，电离过程就达到平衡。平衡建立过程如图所示：

3．电离平衡的特征

二、影响电离平衡的外界条件
1．温度：温度升高，电离平衡向右移动，电离程度增大。
2．浓度：稀释溶液，电离平衡向右移动，电离程度增大。
3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡向左移动，电离程度减小。
4．加入能与电离出的离子反应的物质：电离平衡向右移动，电离程度增大。
考点2　电离平衡常数
1．表达式
(1)对于一元弱酸HA：HAH＋＋A－，电离平衡常数K＝。
(2)对于一元弱碱BOH：BOHB＋＋OH－，电离平衡常数K＝。
2．特点
(1)电离平衡常数只与温度有关，因电离是吸热过程，所以升温，K值增大。
(2)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K1≫K2≫K3≫…，故其酸性取决于第一步。
3．意义
K值越大，说明弱电解质越易电离，其酸(碱)性越强。
4．影响因素

考点3　强、弱电解质的比较与判断
一、强、弱电解质的比较
以一元强酸(HA)与一元弱酸(HB)的比较为例。

浓度均为0.01 mol·L－1的
强酸HA与弱酸HB
pH均为2的
强酸HA与弱酸HB
pH或物质的量浓度
2＝pHHAHB
HA＝HB
水的电离程度
HA1，则HA为弱酸
方法2
跟同浓度的盐酸比较导电性
若导电性和盐酸相同，则为强酸；若比盐酸弱，则为弱酸
方法3
跟同浓度的盐酸比较和锌反应的快慢
若反应速率相同，则为强酸；若比盐酸慢，则为弱酸
2.从是否存在电离平衡的角度判断
(1)从一定pH的HA溶液稀释前后pH的变化判断
如将pH＝3的HA溶液稀释100倍后，再测其pH，若pH＝5，则为强酸，若pH7，则HA是弱酸。

第二讲　水的电离和溶液的酸碱性
考点1　水的电离
1．水的电离
水是极弱的电解质，其电离方程式为2H2OH3O＋＋OH－或H2OH＋＋OH－。
2．水的离子积常数
(1)表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。室温下，Kw＝1×10－14。
(2)影响因素：只与温度有关，水的电离是吸热过程，升高温度，Kw增大。
(3)适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于稀的电解质水溶液。在任何水溶液中均存在H＋和OH－，只要温度不变，Kw不变。
3．影响水的电离平衡的因素
(1)升高温度，水的电离程度增大，Kw增大。
(2)加入酸或碱，水的电离程度减小，Kw不变。
(3)加入可水解的盐(如FeCl3、Na2CO3)，水的电离程度增大，Kw不变。
4．外界条件对水的电离平衡的影响
　　体系变化
条件　　　
平衡移动方向
Kw
水的电离程度
c(OH－)
c(H＋)
酸
逆
不变
减小
减小
增大
碱
逆
不变
减小
增大
减小
可水解的盐
Na2CO3
正
不变
增大
增大
减小
NH4Cl
正
不变
增大
减小
增大
温度
升温
正
增大
增大
增大
增大
降温
逆
减小
减小
减小
减小
其它，如加入Na
正
不变
增大
增大
减小
考点2　溶液的酸碱性与pH
一、溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。(用“>”“＝”或“c(OH－)
c(H＋)＝c(OH－)
c(H＋)H2CO3相同条件下相同浓度的NaHCO3、CH3COONa溶液的pH大小关系为NaHCO3>CH3COONa。
2．外因
影响因素
水解平衡
水解程度
水解产生离子的浓度
温度
升高
右移
增大
增大
浓度
增大
右移
减小
增大
减小(即稀释)
右移
增大
减小
外加酸碱
酸
弱碱阳离子水解程度减小
碱
弱酸阴离子水解程度减小
考点3　盐类水解的应用
1．盐类水解的应用
应用
举例
判断溶液
的酸碱性
FeCl3溶液显酸性，原因是Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋
判断酸性强弱
NaX、NaY、NaZ三种盐pH分别为8、9、10，则酸性：HX>HY>HZ
配制或贮存易
水解的盐溶液
配制CuSO4溶液时，加入少量H2SO4，防止Cu2＋水解；配制FeCl3溶液，加入少量盐酸；贮存Na2CO3溶液、Na2SiO3溶液不能用磨口玻璃塞
胶体的制取
制取Fe(OH)3胶体的离子方程式：Fe3＋＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3H＋
物质的提纯
除去MgCl2溶液中的Fe3＋，可加入MgO、镁粉、Mg(OH)2或 MgCO3
泡沫灭火
器的原理
成分为NaHCO3与Al2(SO4)3，发生反应为Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑　
作净水剂
明矾可作净水剂，原理为Al3＋＋3H2O Al(OH)3(胶体)＋3H＋
化肥的使用
铵态氮肥与草木灰不得混用
除锈剂
NH4Cl与ZnCl2溶液可作焊接时的除锈剂
2．盐溶液蒸干时所得产物的判断
(1)盐溶液水解生成难挥发性酸时，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)。
(2)盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。
(3)考虑盐受热时是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；KMnO4―→K2MnO4和MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。
(4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化，如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。
(5)弱酸的铵盐蒸干后无固体，如NH4HCO3、(NH4)2CO3。
考点4　溶液中粒子浓度的大小比较
1．注意两大理论，构建思维模型
(1)电离理论
①弱电解质的电离是微弱的，电离产生的微粒都非常少，同时还要考虑水的电离，如氨水溶液中：c(NH3·H2O)＞c(OH－)＞c(NH)。
②多元弱酸的电离是分步进行的，其主要是第一级电离。如在H2S溶液中：c(H2S)＞c(H＋)＞c(HS－)＞c(S2－)。
(2)水解理论
①弱离子的水解损失是微量的(水解相互促进的除外)，但由于水的电离，故水解后酸性溶液中c(H＋)或碱性溶液中c(OH－)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。如NH4Cl溶液中：c(Cl－)>c(NH)>c(H＋)>c(NH3·H2O)。　
②多元弱酸酸根离子的水解是分步进行的，其主要是第一步水解，如在Na2CO3溶液中：c(CO)>c(HCO)>c(H2CO3)。
2．把握三种守恒，明确等量关系
(1)电荷守恒→注重溶液呈电中性
溶液中所有阳离子所带的正电荷总浓度等于所有阴离子所带的负电荷总浓度。如NaHCO3溶液中：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋2c(CO)＋c(OH－)。
(2)物料守恒→注重溶液中某元素的原子守恒
在电解质溶液中，粒子可能发生变化，但变化前后其中某种元素的原子个数守恒。如0.1 mol·L－1 NaHCO3溶液中：c(Na＋)＝c(HCO)＋c(CO)＋c(H2CO3)＝0.1 mol·L－1。
(3)质子守恒→注重分子或离子得失H＋数目不变
在电解质溶液中，由于电离、水解等过程的发生，往往存在质子(H＋)的得失，但得到的质子数等于失去的质子数。如Na2S水溶液中的质子转移如图所示：

由图可得Na2S水溶液中质子守恒式：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)。
质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。Na2S水溶液中电荷守恒式为c(Na＋)＋c(H＋)＝c(OH－)＋c(HS－)＋2c(S2－)①，物料守恒式为 c(Na＋)＝2[c(HS－)＋c(S2－)＋c(H2S)]②，由①式－②式消去没有参与变化的Na＋，即可得质子守恒式：c(OH－)＝c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)。

第四讲　难溶电解质的溶解平衡
考点1　沉淀溶解平衡及其应用
一、沉淀溶解平衡
1．沉淀溶解平衡的概念
在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，溶解速率和生成沉淀速率相等的状态。
2．沉淀溶解平衡的建立
固体溶质溶液中的溶质
3．沉淀溶解平衡的特点

二、影响沉淀溶解平衡的因素
1．内因：难溶电解质本身的性质，这是决定因素。
2．外因：以AgCl(s)Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH>0为例
外界条件
移动方向
平衡后c(Ag＋)
平衡后c(Cl－)
Ksp
升高温度
正向
增大
增大
增大
加水稀释
正向
不变
不变
不变
加入少量AgNO3
逆向
增大
减小
不变
通入HCl
逆向
减小
增大
不变
通入H2S
正向
减小
增大
不变
三、沉淀溶解平衡的应用
1．沉淀的生成
(1)调节pH法
如除去CuCl2溶液中的杂质FeCl3，可以向溶液中加入CuO，调节溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去。离子方程式为Fe3＋＋3H2OFe(OH)3＋3H＋、CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O。
(2)沉淀剂法
如用H2S沉淀Cu2＋，离子方程式为H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋。
2．沉淀的溶解
(1)酸溶解法
如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋H2O＋CO2↑。
(2)盐溶液溶解法
如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2＋2NH===Mg2＋＋2NH3·H2O。
(3)配位溶解法
如AgCl溶于氨水，离子方程式为AgCl＋2NH3·H2O===[Ag(NH3)2]＋＋Cl－＋2H2O。
3．沉淀的转化
(1)实质：沉淀溶解平衡的移动。
如MgCl2溶液Mg(OH)2Fe(OH)3，则溶解度：Mg(OH)2>Fe(OH)3。
(2)规律
一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现，沉淀的溶解度差别越大，越容易转化。
(3)应用
锅炉除垢：将CaSO4转化为CaCO3，离子方程式为CaSO4＋CO===CaCO3＋SO。
矿物转化：CuSO4溶液遇ZnS转化为CuS，离子方程式为ZnS＋Cu2＋===CuS＋Zn2＋。
考点2　溶度积常数及其应用
1．溶度积和离子积
以AmBn(s)mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例：

溶度积
离子积
概念
沉淀溶解的平衡常数
溶液中有关离子浓度幂的乘积
符号
Ksp
Qc
表达式
Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，
式中的浓度都是平衡浓度
Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，
式中的浓度是任意时刻的浓度
应用
判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解
(1)Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出
(2)Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态
(3)QcN2、CH3OH>CH3CH3。
④同分异构体支链越多，熔、沸点越低。
如CH3—CH2—CH2—CH2—CH3>
(4)金属晶体
金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：NaCH3CH3；
(2)同系物的沸点随碳原子数的增加而升高，如沸点：CH3CH2CH2Cl>CH3CH2Cl。
2．溶解性：水中难溶，有机溶剂中可溶。
3．密度：一般一氟代烃、一氯代烃密度比水小，其余密度比水大。
三、卤代烃的化学性质
1．水解反应
(1)反应条件：氢氧化钠水溶液，加热。
(2)溴乙烷在碱性条件下水解的化学方程式为C2H5Br＋NaOHC2H5OH＋NaBr。
2．消去反应
(1)概念：有机化合物在一定条件下，从一个分子中脱去一个或几个小分子(如H2O、HBr等)，而生成含不饱和键(如碳碳双键或碳碳三键)化合物的反应。
(2)卤代烃发生消去反应的条件：氢氧化钠的乙醇溶液，加热。
(3)溴乙烷发生消去反应的化学方程式为C2H5Br＋NaOHCH2===CH2↑＋NaBr＋H2O。
四、卤代烃的水解反应与消去反应的反应规律
1．水解反应
(1)所有卤代烃在NaOH的水溶液中均能发生水解反应。
(2)多卤代烃水解可生成多元醇。
例如：
2．消去反应
(1)两类卤代烃不能发生消去反应
结构特点
与卤素原子相连的碳原子没有邻位碳原子
与卤素原子相连的碳原子有邻位碳原子，但邻位碳原子上无氢原子
实例
CH3Cl

(2)与卤素原子相连的碳原子有两种或三种邻位碳原子，且邻位碳原子上均带有氢原子时，发生消去反应可生成不同的产物。
例如：＋NaOHCH2===CH—CH2—CH3(或CH3—CH===CH—CH3)＋NaCl＋H2O。　
五、卤代烃的获取方法
1．取代反应
如乙烷与Cl2的反应(填化学方程式，下同)：CH3CH3＋Cl2CH3CH2Cl＋HCl；
苯与Br2的反应：；
C2H5OH与HBr的反应：C2H5OH＋HBrC2H5Br＋H2O。
2．不饱和烃的加成反应
如丙烯与Br2、HBr的反应：CH3CH===CH2＋Br2―→CH3CHBr—CH2Br；CH3—CH===CH2＋HBr。
乙炔与HCl的反应：CH≡CH＋HClCH2===CHCl。

第三讲　烃的含氧衍生物
考点1　醇　酚
一、醇
1．概念
羟基与烃基或苯环侧链上的碳原子相连的化合物称为醇。饱和一元醇的分子通式为CnH2n＋1OH或CnH2n＋2O(n≥1)。
2．分类

3．物理性质的变化规律
物理性质
递变规律
密度
一元脂肪醇的密度一般小于1 g·cm－3
沸点
直链饱和一元醇的沸点随着分子中碳原子数的递增而升高
醇分子间存在氢键，所以相对分子质量相近的醇和烷烃相比，醇的沸点高于烷烃
水溶性
低级脂肪醇易溶于水，饱和一元醇的溶解度随着分子中碳原子数的递增而逐渐减小
4.化学性质
以断键方式理解醇的化学性质(以乙醇为例)：

反应
断裂的化学键
化学方程式
与活泼金属反应
①
2CH3CH2OH＋2Na―→2CH3CH2ONa＋H2↑
催化氧化反应
①③
2CH3CH2OH＋O22CH3CHO＋2H2O
与氢卤酸反应
②
CH3CH2OH＋HBr CH3CH2Br＋H2O
分子间脱水反应
①②
2CH3CH2OH CH3CH2OCH2CH3＋H2O
分子内脱水反应
②⑤
CH3CH2OH CH2===CH2↑＋H2O
酯化反应
①
CH3COOH＋HOCH2CH3 CH3COOCH2CH3＋H2O
二、酚
1．概念
酚是羟基与苯环直接相连而形成的化合物。最简单的酚为苯酚()。
2．组成与结构(以苯酚为例)
分子式
结构简式
结构特点
C6H6O
或C6H5OH
羟基与苯环直接相连
3.苯酚的物理性质

4．化学性质
由基团之间相互影响理解酚的化学性质(以苯酚为例)：
(1)羟基中氢原子的反应
①弱酸性
电离方程式为C6H5OHC6H5O－＋H＋，俗称石炭酸，但酸性很弱，不能使紫色石蕊试液变红。
②与活泼金属反应
与Na反应的化学方程式为2C6H5OH＋2Na―→2C6H5ONa＋H2↑。
③与碱反应
苯酚的浑浊液液体变澄清溶液又变浑浊。
该过程中发生反应的化学方程式分别为

(2)苯环上氢原子的取代反应
苯酚与浓溴水反应的化学方程式为，
此反应常用于苯酚的定性检验和定量测定。
(3)显色反应
苯酚跟FeCl3溶液作用显紫色，利用这一反应可以检验苯酚的存在。
考点2　醛　羧酸　酯
一、醛
1．概念
醛是由烃基与醛基相连而构成的化合物，官能团为—CHO。
2．常见醛的物理性质

颜色
状态
气味
溶解性
甲醛(HCHO)
无色
气体
刺激性气味
易溶于水
乙醛(CH3CHO)
无色
液体
刺激性气味
与H2O、C2H5OH互溶
3.化学性质(以乙醛为例)
醛类物质既有氧化性又有还原性，其氧化还原关系为
醇醛羧酸。

4．醛在生产、生活中的作用和对环境、健康产生的影响
(1)醛是重要的化工原料，广泛应用于合成纤维、医药、染料等行业。
(2)35%～40%的甲醛水溶液称为福尔马林，具有杀菌消毒作用和防腐性能，常用作农药和消毒剂，用于种子消毒和浸制生物标本。
(3)劣质的装饰材料中挥发出的甲醛，对环境和人体健康影响很大，是室内主要污染物之一。
二、羧酸
1．概念
由烃基与羧基相连构成的有机化合物，官能团为 —COOH。饱和一元羧酸分子的通式为CnH2nO2(n≥1)。
2．分类

3．乙酸的结构和物理性质
乙酸是人类最熟悉的羧酸，分子式为C2H4O2，结构简式为，是具有强烈刺激性气味的液体。乙酸易溶于水和乙醇，当温度低于熔点(16.6 ℃)时，乙酸凝结成类似冰一样的晶体，所以纯净的乙酸又称为冰醋酸。
4．羧酸的化学性质
羧酸的性质取决于羧基，反应时的主要断键位置如下：

(1)酸的通性
乙酸是一种弱酸，其酸性比碳酸强，能使紫色石蕊试液变红，在水溶液里的电离方程式为CH3COOHCH3COO－＋H＋。
(2)酯化反应
CH3COOH和CH3CHOH发生酯化反应的化学方程式为CH3COOH＋C2HOHCH3CO18OC2H5＋H2O。
三、酯
1．概念
羧酸分子羧基中的—OH被—OR′取代后的产物，简写为RCOOR′，官能团为。
2．酯的性质
(1)物理性质
①密度：比水小。
②气味、状态：低级酯是具有芳香气味的液体。
③溶解性：难溶于水，易溶于乙醇、乙醚等有机溶剂。
(2)化学性质——水解反应
①反应原理

酯水解时断裂上式中虚线所标的键；稀硫酸只起催化作用，对平衡无影响。
若酯在碱性条件下发生水解，则碱除起催化作用外，还能中和生成的酸，使水解程度增大。
②CH3COOC2H5在稀H2SO4和NaOH溶液催化作用下发生水解反应的化学方程式分别为
CH3COOC2H5＋H2OCH3COOH＋C2H5OH，
CH3COOC2H5＋NaOHCH3COONa＋C2H5OH。
考点3　烃及其衍生物的转化关系与应用
烃及其衍生物的转化关系


第四讲　生命中的基础有机物　合成有机高分子化合物
考点1　糖类　油脂　蛋白质
一、糖类
1．结构
从分子结构上看，糖类可定义为多羟基醛、多羟基酮和它们的脱水缩合物。
2．分类

3．单糖——葡萄糖与果糖
(1)组成和分子结构

分子式
结构简式
官能团
二者关系
葡萄糖
C6H12O6
CH2OH(CHOH)4CHO
—OH、—CHO
互为同分异构体
果糖
C6H12O6
CH2OH(CHOH)3COCH2OH
、—OH
(2)葡萄糖的化学性质

4．二糖——蔗糖与麦芽糖
比较项目
蔗糖
麦芽糖
相同点
组成
分子式均为C12H22O11
性质
都能发生水解反应
不同点
是否含醛基
否
是
水解产物
葡萄糖和果糖
葡萄糖
相互关系
互为同分异构体
5.多糖——淀粉与纤维素
(1)相同点
①都属于天然高分子化合物，分子式都可表示为(C6H10O5)n。
②都能发生水解反应，反应的化学方程式分别为
(C6H10O5)n＋nH2OnC6H12O6；
　淀粉　　　　　 　　　　葡萄糖
(C6H10O5)n＋nH2OnC6H12O6。
　纤维素　　　　　　　葡萄糖
③都不能发生银镜反应。
(2)不同点
①通式中n值不同。
②淀粉遇碘呈现蓝色。
二、油脂
1．组成
油脂是油和脂肪的统称，都是高级脂肪酸和甘油形成的酯，属于酯类化合物，含C、H、O三种元素。
2．结构特点
结构通式：

3．分类
油脂
4．化学性质
(1)油脂的氢化(硬化)
如油酸甘油酯与H2反应的方程式为。
(2)水解反应
①酸性条件下
如硬脂酸甘油酯的水解反应方程式为。
②碱性条件下——皂化反应
如硬脂酸甘油酯的水解反应方程式为。
碱性条件下水解程度比酸性条件下水解程度大。
三、氨基酸和蛋白质
1．氨基酸的结构与性质
(1)组成与结构
组成蛋白质的氨基酸几乎都是α­氨基酸，其结构简式可以表示为。
(2)化学性质
①两性(以为例)
与盐酸反应的化学方程式：。
与NaOH溶液反应的化学方程式：。
②成肽反应
两个氨基酸分子，在酸或碱存在的条件下加热，通过一分子的氨基与另一分子的羧基间脱去一分子水，缩合形成含肽键的化合物的反应叫作成肽反应。
2．蛋白质的结构与性质
(1)蛋白质的组成与结构
蛋白质含有C、H、O、N、S等元素。
蛋白质是由氨基酸通过缩聚反应产生，蛋白质属于天然有机高分子化合物。
(2)蛋白质的性质
①水解：在酸、碱或酶的作用下最终水解生成氨基酸。
②两性：蛋白质分子中含有未缩合的—NH2和—COOH，因此具有两性。
③盐析：向蛋白质溶液中加入某些浓的无机盐[如Na2SO4、NaCl、(NH4)2SO4等]溶液后，蛋白质的溶解度降低而从溶液中析出，该过程为可逆过程，可用于分离提纯蛋白质。
④变性：加热、紫外线照射、X射线照射、强酸、强碱、重金属盐、一些有机物(甲醛、酒精、苯甲酸等)会使蛋白质变性，属于不可逆过程。
⑤颜色反应：具有苯基的蛋白质遇浓HNO3显黄色。
⑥灼烧：灼烧蛋白质有烧焦羽毛的气味。
(3)酶
①酶是一种蛋白质，易变性。
②酶是一种生物催化剂，催化作用具有以下特点：
a．条件温和，不需加热；
b．具有高度的专一性；
c．具有高效催化作用。
考点2　合成有机高分子化合物
1．有关高分子化合物的几个概念
把下列概念的标号填写在反应方程式中的横线上：
①低分子化合物　②高分子化合物　③单体　④链节
⑤聚合度

聚合物的平均相对分子质量＝链节的相对质量×n
2．高分子化合物的基本性质
(1)溶解性：线型高分子(如有机玻璃)能溶解在适当的有机溶剂中，网状结构高分子(如硫化橡胶)不溶于有机溶剂，只有一定程度的溶胀。
(2)热塑性和热固性：线型高分子具有热塑性 (如聚乙烯)，网状结构高分子具有热固性(如电木、硫化橡胶)。
(3)强度：高分子材料强度一般比较大。
(4)电绝缘性：通常高分子材料电绝缘性良好。
3．高分子化合物的合成方法
(1)加聚反应
不饱和单体通过加成反应生成高分子化合物的反应，如生成聚丙烯的化学方程式为nCH3CH===CH2。
(2)缩聚反应
有机小分子单体间聚合生成高分子化合物的同时还有小分子生成的反应，如生成的单体为。
4．高分子材料的分类
(1)
(2)
考点3　有机合成与推断
一、有机合成题的解题思路

二、有机合成路线的选择
1．中学常见的有机合成路线
(1)以常见链烃为出发点的合成路线
R—CH===CH2卤代烃一元醇―→一元醛―→一元羧酸―→酯
(2)芳香化合物合成路线


2．有机合成中常见官能团的保护
(1)酚羟基的保护：因酚羟基易被氧化，所以在氧化其他基团前可以先使其与NaOH溶液反应，把—OH转变为—ONa将其保护起来，待氧化后再酸化将其转变为—OH。
(2)碳碳双键的保护：碳碳双键也容易被氧化，在氧化其他基团前可以利用其与HCl等的加成反应将其保护起来，待氧化后再利用消去反应转变为碳碳双键。
(3)氨基(—NH2)的保护：如在对硝基甲苯对氨基苯甲酸的过程中应先把—CH3氧化成—COOH之后，再把—NO2 还原为—NH2，防止当KMnO4氧化—CH3时，—NH2(具有还原性)也被氧化。
三、有机合成的常用方法
1．官能团的引入
(1)引入羟基(—OH)：①烯烃与水加成，②醛(酮)与氢气加成，③卤代烃水解，④酯的水解等，最主要的是卤代烃水解。
(2)引入卤原子(—X)：①烃与X2取代，②不饱和烃与HX或X2加成，③醇与HX取代等，最主要的是不饱和烃的加成。
(3)引入双键：①某些醇或卤代烃的消去引入，②醇的氧化引入等。
2．官能团的消除
(1)通过加成消除不饱和键。
(2)通过消去或氧化、酯化等消除羟基(—OH)。
(3)通过加成或氧化等消除醛基(—CHO)。
3．官能团间的衍变
根据合成需要(有时题目信息中会明示某些衍变途径)，可进行有机物的官能团间的衍变，以使中间物质向产物递进。
常见的有三种方式：
(1)利用官能团的衍生关系进行衍变，如伯醇醛羧酸。
(2)通过某种化学途径使一个官能团变为两个，如
CH3CH2OHCH2===CH2ClCH2CH2ClHOCH2CH2OH。
(3)通过某种手段，改变官能团的位置。
4．碳骨架的增减
(1)增长：有机合成题中碳链的增长，一般会以信息形式给出，常见方式为有机物与HCN反应以及不饱和化合物间的加成、聚合等。
(2)减短：如烃的裂化和裂解、某些烃(如苯的同系物、烯烃)的氧化、羧酸盐脱羧反应等。
四、有机推断题中突破口的选择
1．根据有机物的性质推断官能团
有机物的官能团往往具有一些特征反应和特殊的化学性质，这些都是有机物结构推断的突破口。
(1)能使溴水褪色的物质可能含有“”“—CHO”“—C≡C—”或是酚类物质。
(2)能使酸性KMnO4溶液褪色的物质可能含有“”“—C≡C—”“—CHO”或是酚类、苯的同系物等。
(3)能发生银镜反应或与新制Cu(OH)2悬浊液反应生成砖红色沉淀的物质一定含有—CHO。
(4)能与Na反应放出H2的物质可能为醇、酚、羧酸等。
(5)能与Na2CO3溶液作用放出CO2或使石蕊试液变红的有机物中含有—COOH。
(6)能水解的有机物中可能含有酯基()、肽键()或是卤代烃。
(7)能发生消去反应的有醇、卤代烃等。
2．根据性质和有关数据推断官能团的数目
(1)—CHO
(2)2—OH(醇、酚、羧酸)H2
(3)2—COOHCO2，—COOHCO2
(4) —C≡C—