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【高中化学】知识点规律
高中化学知识点规律
——碱金属
1、钠
[钠的物理性质]很软，可用小刀切割；具有银白色金属光泽(但常见的钠的表面为淡黄色)；密度比水小而比煤油大(故浮在水面上而沉于煤油中)；熔点、沸点低；是热和电的良导体。
[钠的化学性质]
(1) Na与O2反应：
常温下： 4Na + O2＝2Na2O，2Na2O + O2＝2Na2O2 (所以钠表面的氧化层既有Na2O也有Na2O2，且Na2O2比Na2O稳定)。
加热时： 2Na + O2Na2O2(钠在空气中燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体)。
(2)Na与非金属反应：钠可与大多数的非金属反应，生成+1价的钠的化合物。例如：
2Na + C122NaCl 2Na + SNa2S
(3)Na与H2O反应。化学方程式及氧化还原分析：
离子方程式： 2Na + 2H2O＝2Na＋ + 2OH－ + H2↑
Na与H2O反应的现象： ①浮 ②熔 ⑧游 ④鸣 ⑤红。
(4)Na与酸溶液反应。例如： 2Na + 2HCl＝2NaCl + H2↑ 2Na + H2SO4＝Na2SO4 + H2↑
由于酸中H＋浓度比水中H＋浓度大得多，因此Na与酸的反应要比水剧烈得多。
钠与酸的反应有两种情况：
①酸足量(过量)时：只有溶质酸与钠反应。
②酸不足量时：钠首先与酸反应，当溶质酸反应完后，剩余的钠再与水应。因此，在涉及有关生成的NaOH或H2的量的计算时应特别注意这一点。
(5)Na与盐溶液的反应。在以盐为溶质的水溶液中，应首先考虑钠与水反应生成NaOH和H2，再分析NaOH可能发生的反应。例如，把钠投入CuSO4溶液中：
2Na + 2H2O＝2NaOH + H2↑ 2NaOH + CuSO4＝Cu(OH)2↓ + Na2SO4
注意：钠与熔融的盐反应时，可置换出盐中较不活泼的金属。例如：
4Na + TiCl4(熔融) 4NaCl + Ti
[实验室中钠的保存方法] 由于钠的密度比煤油大且不与煤油反应，所以在实验室中通常将钠保存在煤油里，以隔绝与空气中的气体和水接触。
钠在自然界里的存在：由于钠的化学性质很活泼，故钠在自然界中只能以化合态的形式(主要为NaCl，此外还有Na2SO4、Na2CO3、NaNO3等)存在。
[钠的主要用途]
(1)制备过氧化钠。(原理：2Na + O2Na2O2)
(2)Na－K合金(常温下为液态)作原子反应堆的导热剂。(原因：Na－K合金熔点低、导热性好)
(3)冶炼如钛、锆、铌、钽等稀有金属。(原理： 金属钠为强还原剂)
(4)制高压钠灯。(原因： 发出的黄色光射程远，透雾能力强)
2、钠的化合物
[过氧化钠]
物理性质 淡黄色固体粉末
化学性质 与H2O反应 2Na2O2 + 2H2O ＝ 4NaOH + O2现象：反应产生的气体能使余烬的木条复燃；反应放出的热能使棉花燃烧起来
与CO2反应 2Na2O2 + 2CO2 ＝ 2Na2CO3 + O2 说明：该反应为放热反应
强氧化剂 能使织物、麦秆、羽毛等有色物质褪色
用 途 呼吸面具和潜水艇里氧气的来源；作漂白剂
说明 (1)Na2O2与H2O、CO2发生反应的电子转移情况如下：
由此可见，在这两个反应中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，H2O或CO2只作反应物，不参与氧化还原反应。
(2)能够与Na2O2反应产生O2的，可能是CO2、水蒸气或CO2和水蒸气的混合气体。
(3)过氧化钠与水反应的原理是实验室制氧气方法之一，其发生装置为“固 + 液 → 气体”型装置。
[碳酸钠与碳酸氢钠] Na2CO3 NaHCO3
俗名 纯碱、苏打 小苏打
颜色、状态 白色粉末。碳酸钠结晶水合物的化学式为Na2CO3·10H2O 白色晶体。无结晶水合物
水溶性 易溶于水 溶于水，但溶解度比Na2CO3小
热稳定性 加热不分解 加热易分解。化学方程式为：2NaHCO3 Na2CO3 + CO2↑+ H2O
与酸反应 较缓慢。反应分两步进行：CO32－+ H＋= HCO3－HCO3－+ H＋= CO2↑+ H2O 较剧烈，放出CO2的速度快HCO3－+ H＋= CO2↑+H2O
与NaOH反应 不反应 NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O酸式盐与碱反应可生成盐和水
与CaCl2溶液反应 CO32－+ Ca2＋= CaCO3↓ 不反应。Ca(HCO3)2溶于水
鉴别方法 ①固态时： 分别加热，能产生使澄清石灰水变浑浊气体的是NaHCO3②溶液中： 分别加入CaCl2或BaCl2溶液，有白色沉淀产生的是Na2CO3
主要用途 ①用于玻璃、制皂、造纸等②制烧碱 ①用作制糕点的发酵粉②用于泡沫灭火器③治疗胃酸过多
相互关系
说明 (1)由于NaHCO3在水中的溶解度小于Na2CO3，因此，向饱和的Na2CO3溶液中通入CO2气体，能析出NaHCO3晶体。
(2)利用Na2CO3溶液与盐酸反应时相互滴加顺序不同而实验现象不同的原理，可在不加任何外加试剂的情况下，鉴别Na2CO3溶液与盐酸。
*[侯氏制碱法制NaHCO3和Na2CO3的原理] 在饱和NaCl溶液中依次通入足量的NH3、CO2气体，有NaHCO3从溶液中析出。有关反应的化学方程式为：
NH3 + H2O + CO2 ＝NH4HCO3 NH4HCO3 + NaCl ＝NaHCO3↓+ NH4Cl
2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2↑
3。碱金属元素
[碱金属元素的原子结构特征]
碱金属元素包括锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(Cs)和放射性元素钫(Fr)。
(1)相似性：原子的最外层电子数均为1个，次外层为8个(Li原子次外层电子数为2个)。因此，在化学反应中易失去1个电子而显+1价。
(2)递变规律：随着碱金属元素核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，金属活动性增强。
[碱金属的物理性质]
(1)相似性：①都具有银白色金属光泽(其中铯略带金黄色)；②柔软；③熔点低；④密度小，其中Li、Na、K的密度小于水的密度；⑤导电、导热性好。
(2)递变规律：从Li → Cs，随着核电荷数的递增，密度逐渐增大(特殊：K的密度小于Na的密度)，但熔点、沸点逐渐降低。
[碱金属的化学性质]
碱金属的化学性质与钠相似。由于碱金属元素原子的最外层电子数均为1个，因此在化学反应中易失去1个电子，具有强还原性，是强还原剂；又由于从Li → Cs，随着核电荷数的递增，电子层数增多，原子半径增大，原子核对最外层电子吸引力减弱，故还原性增强。
(1)与O2等非金属反应。从Li → Cs，与O2反应的剧烈程度逐渐增加。
①Li与O2反应只生成Li2O： 4Li + O22Li2O
②在室温下，Rb、Cs遇到空气立即燃烧；
③K、Rb、Cs与O2反应生成相应的超氧化物KO2、RbO2、CsO2。
(2)与H2O反应。发生反应的化学方程式可表示为：
2R + 2H2O = 2ROH + H2↑ (R代表Li、Na、K、Rb、Cs)。
从Li→Na，与H2O反应的剧烈程度逐渐增加。K与H2O反应时能够燃烧并发生轻微爆炸；Rb、Cs遇H2O立即燃烧并爆炸。生成的氢氧化物的碱性逐渐增强(其中LiOH难溶于水)。
[焰色反应] 是指某些金属或金属化合物在火焰中灼烧时，火焰呈现出的特殊的颜色。
(1) 一些金属元素的焰色反应的颜色：
钠——黄色；钾——紫色；锂——紫红色；铷——紫色；
钙—一砖红色；锶——洋红色；钡——黄绿色；铜——绿色。
(2)焰色反应的应用：检验钠、钾等元素的存在。
高中化学知识点规律
——卤素
1、氯气
[氯气的物理性质]
(1)常温下，氯气为黄绿色气体。加压或降温后液化为液氯，进一步加压或降温则变成固态氯。(2)常温下，氯气可溶于水(1体积水溶解2体积氯气)。(3)氯气有毒并具有强烈的刺激性，吸入少量会引起胸部疼痛和咳嗽，吸入大量则会中毒死亡。因此，实验室闻氯气气味的正确方法为：用手在瓶口轻轻扇动，仅使少量的氯气飘进鼻孔。
[氯气的化学性质]
画出氯元素的原子结构示意图：
氯原子在化学反应中很容易获得1个电子。所以，氯气的化学性质非常活泼，是一种强氧化剂。
(1)与金属反应：Cu + C12CuCl2
实验现象：铜在氯气中剧烈燃烧，集气瓶中充满了棕黄色的烟。一段时间后，集气瓶内壁附着有棕黄色的固体粉末。向集气瓶内加入少量蒸馏水，棕黄色固体粉末溶解并形成绿色溶液，继续加水，溶液变成蓝色。
2Na + Cl22NaCl 实验现象：有白烟产生。
说明 ①在点燃或灼热的条件下，金属都能与氯气反应生成相应的金属氯化物。其中，变价金属如(Cu、Fe)与氯气反应时呈现高价态(分别生成CuCl2、FeCl3)。
②在常温、常压下，干燥的氯气不能与铁发生反应，故可用钢瓶储存、运输液氯。
③“烟”是固体小颗粒分散到空气中形成的物质。如铜在氯气中燃烧，产生的棕黄色的烟为CuCl2晶体小颗粒；钠在氯气中燃烧，产生的白烟为NaCl晶体小颗粒；等等。
(2)与氢气反应。 H2 + Cl2 2HCl
注意 ①在不同的条件下，H2与C12均可发生反应，但反应条件不同，反应的现象也不同。点燃时，纯净的H2能在C12中安静地燃烧，发出苍白色的火焰，反应产生的气体在空气中形成白雾并有小液滴出现；在强光照射下，H2与C12的混合气体发生爆炸。
②物质的燃烧不一定要有氧气参加。任何发光、发热的剧烈的化学反应，都属于燃烧。如金属铜、氢气在氯气中燃烧等。
③“雾”是小液滴悬浮在空气中形成的物质；“烟”是固体小颗粒分散到空气中形成的物质。要注意“雾”与“烟”的区别。
④H2与Cl2反应生成的HCl气体具有刺激性气味，极易溶于水。HCl的水溶液叫氢氯酸，俗称盐酸。
(3)与水反应。
化学方程式： C12 + H2O ＝HCl + HClO 离子方程式： Cl2 + H2O ＝H＋ + Cl－ + HClO
说明 ①C12与H2O的反应是一个C12的自身氧化还原反应。其中，Cl2既是氧化剂又是还原剂，H2O只作反应物。
②在常温下，1体积水能溶解约2体积的氯气，故新制氯水显黄绿色。同时，溶解于水中的部分C12与H2O反应生成HCl和HClO，因此，新制氯水是一种含有三种分子(C12、HClO、H2O)和四种离子(H＋、Cl－、ClO－和水电离产生的少量OH－)的混合物。所以，新制氯水具有下列性质：酸性(H＋)，漂白作用(含HClO)，Cl－的性质，C12的性质。
③新制氯水中含有较多的C12、HClO，久置氯水由于C12不断跟H2O反应和HClO不断分解，使溶液中的C12、HClO逐渐减少、HCl逐渐增多，溶液的pH逐渐减小，最后溶液变成了稀盐酸，溶液的pH＜7。
④C12本身没有漂白作用，真正起漂白作用的是C12与H2O反应生成的HClO。所以干燥的C12不能使干燥的有色布条褪色，而混有水蒸气的C12能使干燥布条褪色，或干燥的C12能使湿布条褪色。
⑤注意“氯水”与“液氯”的区别，氯水是混合物，液氯是纯净物。
(4)与碱反应。常温下，氯气与碱溶液反应的化学方程式的通式为：
氯气 + 可溶碱 → 金属氯化物 + 次氯酸盐 + 水。重要的反应有：
C12 + 2NaOH＝NaCl + NaClO + H2O或Cl2 + 2OH－＝Cl－ + ClO－ + H2O
该反应用于实验室制C12时，多余Cl2的吸收（尾气吸收）。
2Cl2 + 2Ca(OH)2 ＝Ca(C1O)2 ＋CaCl2 + 2H2O
说明 ①Cl2与石灰乳[Ca(OH)2的悬浊液]或消石灰的反应是工业上生产漂粉精或漂白粉的原理。漂粉精和漂白粉是混合物，其主要成分为Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分是Ca(C1O)2
②次氯酸盐比次氯酸稳定。
③漂粉精和漂白粉用于漂白时，通常先跟其他酸反应，如：
Ca(ClO)2+2HCl＝CaCl2+2HClO
④漂粉精和漂白粉露置于潮湿的空气中易变质，所以必须密封保存。有关反应的化学方程式为：Ca(ClO)2 + CO2 + H2O ＝CaCO3↓+ 2HClO 2HClO2HCl + O2↑
由此可见，漂粉精和漂白粉也具有漂白、消毒作用。
[氯气的用途]
①杀菌消毒；②制盐酸；⑧制漂粉精和漂白粉；④制造氯仿等有机溶剂和各种农药。
[次氯酸]
①次氯酸(HClO)是一元弱酸(酸性比H2CO3还弱)，属于弱电解质，在新制氯水中主要以HClO分子的形式存在，因此在书写离子方程式时应保留化学式的形式。
②HClO不稳定，易分解，光照时分解速率加快。有关的化学方程式为：
2HClO ＝2H＋ + 2Cl－ + O2↑，因此HClO是一种强氧化剂。
③HClO能杀菌。自来水常用氯气杀菌消毒(目前已逐步用C1O2代替)。
④HClO能使某些染料和有机色素褪色。因此，将Cl2通入石蕊试液中，试液先变红后褪色。
[氯气的实验室制法]
(1)反应原理：实验室中，利用氧化性比C12强的氧化剂[如MnO2、KMnO4、KClO3、Ca(ClO)2等]将浓盐酸中的Cl－氧化来制取C12。例如：
MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + C12↑+ 2H2O
2KMnO4 + 16HCl(浓) = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑+ 8H2O
(2)装置特点：根据反应物MnO2为固体、浓盐酸为液体及反应需要加热的特点，应选用“固 + 液加热型”的气体发生装置。所需的仪器主要有圆底烧瓶(或蒸馏烧瓶)、分液漏斗、酒精灯、双孔橡胶塞和铁架台(带铁夹、铁圈)等。
(3)收集方法：氯气溶于水并跟水反应，且密度比空气大，所以应选用向上排气法收集氯气。此外，氯气在饱和NaCl溶液中的溶解度很小，故氯气也常用排饱和食盐水的方法收集，以除去混有的HCl气体。因此在实验室中，要制取干燥、纯净的Cl2，常将反应生成的C12依次通过盛有饱和NaCl溶液和浓硫酸的洗气瓶。
(4)多余氯气的吸收方法：氯气有毒，多余氯气不能排放到空气中，可使用NaOH溶液等强碱溶液吸收，但不能使用石灰水，因为Ca(OH)2的溶解度较小，不能将多余的氯气完全吸收。
(5)应注意的问题：
①加热时，要小心地、不停地移动火焰，以控制反应温度。当氯气出来较快时，可暂停加热。要防止加强热，否则会使浓盐酸里的氯化氢气体大量挥发，使制得的氯气不纯而影响实验。
②收集氯气时，导气管应插入集气瓶底部附近，这样收集到的氯气中混有的空气较少。
③利用浓盐酸与足量的MnO2共热制取C12时，实际产生的C12的体积总是比理论值低。主要原因是：随着反应不断进行，浓盐酸会渐渐变稀，而稀盐酸即使是在加热的条件下也不能与MnO2反应。
[Cl－的检验]
方法 向待检溶液中加入AgNO3溶液，再加入稀HNO3，若产生白色沉淀，则原待检液中含有C1－。
注意 (1)不能加入盐酸酸化，以防止引入C1－（若酸化可用稀HNO3）。
(2)若待检液中同时含有SO42—或SO32—时，则不能用HNO3酸化的AgNO3溶液来检验Cl－，因为生成的Ag2SO4也是不溶于稀HNO3的白色沉淀(SO32－能被HNO3氧化为SO42－)。
2、卤族元素
[卤族元素] 简称卤素。包括氟(F)、氯(C1)、溴(Br)、碘(I)和放射性元素砹(At)。在自然界中卤素无游离态，都是以化合态的形式存在。
[卤素单质的物理性质]
颜色 状态(常态) 熔点、沸点 溶解度(水中) 密度
F2 浅黄绿色 浅深 气体 低高 降低 小大
Cl2 黄绿色 气体 部分溶于水，并与水发生不同程度反应
Br2 深红棕色 液体 易挥发
I2 紫黑色 固体 升华
说明
(1)实验室里，通常在盛溴的试剂瓶中加水(即“水封”)，以减少溴的挥发。
(2)固态物质不经液态而直接变成气态的现象，叫做升华。升华是一种物理变化。利用碘易升华的性质，可用来分离、提纯单质碘。
(3)Br2、I2较难溶于水而易溶于如汽油、苯、四氯化碳、酒精等有机溶剂中。医疗上用的碘酒，就是碘(溶质)的酒精(溶剂)溶液。利用与水互不相溶的有机溶剂可将Br2、I2从溴水、碘水中提取出来(这个过程叫做萃取)。
[卤素单质的化学性质]
(1)卤素的原子结构及元素性质的相似性、递变性。
氟F 氯Cl 溴Br 碘I
核电荷数 9 17 35 53
原子结构的相似性 最外层上的电子数都是7个
卤素化学性质的相似性 ①氟只有－1价，其余卤素有－l、+1、+3、+5、+7价②单质都具有强氧化性，是强氧化剂③单质均能与H2化合生成卤化氢气体，与金属单质化合生成金属卤化物④单质都能与水、强碱反应，Br2、I2的反应与C12类似
原子结构的递变性 核电荷数电子层数 少 多
原子半径 小 大
化学性质的递变 性 原子得电子能力 强 弱
单质的氧化性
单质与氢气化合 易 难
单质与水反应 剧烈 缓慢(微弱)
对应阴离子的还原性 弱 强
(2)卤素单质与氢气的反应。
F2 Cl2 Br2 I2
与H2化合的条件 冷、暗 点燃或光照 500℃ 持续加热
反应情况 爆炸 强光照射时爆炸 缓慢化合 缓慢化合，生成的HI同时分解
产生卤化氢的稳定性 HF＞HCl＞HBr＞HI
(3)卤素单质与水的反应。
①2F2 + 2H2O ＝4HF + O2(置换反应)
注意：将F2通入某物质的水溶液中，F2先跟H2O反应。如将F2通入NaCl的水溶液中，同样发生上述反应，等等。
②X2 + H2O = HX + HXO (X＝C1、Br、I)。
(4)卤素单质间的置换反应。
2NaBr + C12(新制、饱和) = 2NaCl + Br2 2Br－ + C12 = 2C1－ + Br2
说明 加入CCl4并振荡后，液体分层。上层为含有NaCl的水层，无色；下层为溶有Br2的CCl4层，显橙色。
2NaI + C12(新制、饱和) ＝2NaCl + I2 2I－ + Cl2 ＝2C1－ + I2
说明 ①加入CCl4并振荡后，液体分层。上层为含有NaI的水层，无色；下层为溶有I2的CCl4层，显紫红色。
②将反应后的溶液加热蒸干灼烧，生成的I2升华，故残留的固体为NaCl(C12足量时)或NaCl和NaI的混合物(C12不足量时)。
2NaI + Br2 ＝2NaBr + I2 2I－ + Br2 ＝2Br－ + I2
说明 ①加入CCl4并振荡后，液体分层。上层为含有NaBr的水层，无色，下层为溶有I2的CCl4层，显紫红色。
②将反应后的溶液加热蒸干灼烧，生成的I2升华，故残留的固体为NaBr(Br2足量时)或NaBr和NaI(Br2不足量时)。
F2 + NaX(熔融) ＝2NaF + X2 (X＝C1、Br、I)
注意 将F2通入含Cl－、Br－或I－的水溶液中，不是发生卤素间的置换反应，而是F2与H2O反应。
(5)碘单质(I2)的化学特性。I2 + 淀粉溶液 → 蓝色溶液
说明 ①利用碘遇淀粉变蓝的特性，可用来检验I2的存在。
②只有单质碘(I2)遇淀粉才显蓝色，其他价态的碘无此性质。例如，向NaI溶液中滴加淀粉，溶液颜色无变化。若再滴加新制氯水，因有I2被置换出来，则此时溶液显蓝色。
[可逆反应] 向生成物方向进行的反应叫正反应；向反应物方向进行的反应叫逆反应。在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应，叫做可逆反应。
说明 (1)判断一个反应是否是可逆反应，必须满足两个条件：①在同一条件下；②正、逆反应同时进行。如H2 + I22HI，生成的HI在持续加热的条件下同时分解，故该反应为可逆反应。而如：2H2 + O2 2H2O 2H2O 2H2↑+ O2↑ 这两个反应就不是可逆反应。
(2)在化学方程式中，用可逆符号“”表示可逆反应。
[卤化银]
AgF AgCl AgBr AgI
颜 色 白色 白色 浅黄色 黄色
逐 渐 加 深
溶解性 易溶于水 难溶于水，也难溶于稀HNO3
感光性 见光分解：2AgX 2Ag + X2 (X＝Cl、Br、I)
用 途 ①检验X－：Ag＋ + X－＝AgX↓(试剂为AgNO3溶液和稀HNO3)②制作感光材料(常用AgBr) ③AgI用于人工降雨
[碘的化合物] 碘的化合物有KIO3(碘酸钾)、KI等。人体中的碘主要存在于甲状腺内，人体如果缺碘，就会患甲状腺肿症(大脖子病)。为防止碘缺乏病，最为方便、有效的方法就是食用加碘盐，通常加入的是碘酸钾。
3。物质的量应用于化学方程式的计算
(1)原理：化学方程式中各物质的化学计量数之比，可以表示各物质的：
①微粒数之比；②物质的量之比；③同温、同压下气体的体积之比；④并可计算质量之比。例如：
2CO ＋ O2 ＝ 2CO2
化学计量数比 2 ∶ 1 ∶ 2
物质的量比 2mol ∶ 1mol ∶ 2mol
同温、同压下气体体积比 2体积 ∶ 1体积 ∶ 2体积
标准状况下的体积比 2×22.4L ∶ 1×22.4L ∶ 2×22.4L
质量比 2×28g ∶ 1×32g ∶ 2×44g
(2) 注意点：物质的量应用于化学方程式的计算时，同一物质的物理量的单位要保持一致，不同物质的物理量的单位要相互对应，即单位的使用要“上下一致、左右相当”。
高中化学知识点规律
——物质结构 元素周期律
1、原子结构
[核电荷数、核内质子数及核外电子数的关系] 核电荷数＝核内质子数＝原子核外电子数
注意： (1) 阴离子：核外电子数＝质子数＋所带的电荷数
阳离子：核外电子数＝质子数－所带的电荷数
(2)“核电荷数”与“电荷数”是不同的，如Cl－的核电荷数为17，电荷数为1。
[质量数] 用符号A表示。将某元素原子核内的所有质子和中子的相对质量取近似整数值相加所得的整数值，叫做该原子的质量数。
说明 (1)质量数(A)、质子数(Z)、中子数(N)的关系：A＝Z + N。 (2)符号X的意义：表示元素符号为X，质量数为A，核电荷数(质子数)为Z的一个原子。例如， Na中，Na原子的质量数为23、质子数为11、中子数为12。
[原子核外电子运动的特征]
(1)当电子在原子核外很小的空间内作高速运动时，没有确定的轨道，不能同时准确地测定电子在某一时刻所处的位置和运动的速度，也不能描绘出它的运动轨迹。在描述核外电子的运动时，只能指出它在原子核外空间某处出现机会的多少。
(2)描述电子在原子核外空间某处出现几率多少的图像，叫做电子云。电子云图中的小黑点不表示电子数，只表示电子在核外空间出现的几率。电子云密度的大小，表明了电子在核外空间单位体积内出现几率的多少。
(3)在通常状况下，氢原子的电子云呈球形对称。在离核越近的地方电子云密度越大，离核越远的地方电子云密度越小。
[原子核外电子的排布规律]
(1)在多电子原子里，电子是分层排布的。
电子层数（n） 1 2 3 4 5 6 7
表示符号 K L M N O P Q
离核远近能量高低 n值越大，电子离原子核越远，电子具有的能量越高
(2)能量最低原理：电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，而只有当能量最低的电子层排满后，才依次进入能量较高的电子层中。因此，电子在排布时的次序为：K→L→M……
(3)各电子层容纳电子数规律：①每个电子层最多容纳2n2个电子(n＝1、2……)。②最外层容纳的电子数≤8个(K层为最外层时≤2个)，次外层容纳的电子数≤18个，倒数第三层容纳的电子数≤32个。例如：当M层不是最外层时，最多排布的电子数为2×32＝18个；而当它是最外层时，则最多只能排布8个电子。
(4)原子最外层中有8个电子(最外层为K层时有2个电子)的结构是稳定的，这个规律叫“八隅律”。但如PCl5中的P原子、BeCl2中的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不满足“八隅律”，但这些分子也是稳定的。
2、元素周期律
[原子序数] 按核电荷数由小到大的顺序给元素编的序号，叫做该元素的原子序数。
原子序数＝核电荷数＝质子数＝原子的核外电子数
[元素原子的最外层电子排布、原子半径和元素化合价的变化规律]
对于电子层数相同（同周期）的元素，随着原子序数的递增：
(1)最外层电子数从1个递增至8个(K层为最外层时，从1个递增至2个)而呈现周期性变化。
(2)元素原子半径从大至小而呈现周期性变化(注：稀有气体元素的原子半径因测定的依据不同，而在该周期中是最大的)。
(3)元素的化合价正价从+1价递增至+5价(或+7价)，负价从－4价递增至－1价再至0价而呈周期性变化。
［元素金属性、非金属性强弱的判断依据］
元素金属性强弱的判断依据：①金属单质跟水(或酸)反应置换出氢的难易程度。金属单质跟水(或酸)反应置换出氢越容易，则元素的金属性越强，反之越弱。②最高价氧化物对应的水化物——氢氧化物的碱性强弱。氢氧化物的碱性越强，对应金属元素的金属性越强，反之越弱。③还原性越强的金属元素原子，对应的金属元素的金属性越强，反之越弱。（金属的相互置换）
元素非金属性强弱的判断依据：①非金属单质跟氢气化合的难易程度(或生成的氢化物的稳定性)，非金属单质跟氢气化合越容易(或生成的氢化物越稳定)，元素的非金属性越强，反之越弱。②最高价氧化物对应的水化物(即最高价含氧酸)的酸性强弱。最高价含氧酸的酸性越强，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱。③氧化性越强的非金属元素单质，对应的非金属元素的非金属性越强，反之越弱。（非金属相互置换）
[两性氧化物] 既能跟酸反应生成盐和水，又能跟碱反应生成盐和水的氧化物，叫做两性氧化物。如A12O3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：A12O3+6H＋＝2A13＋+3H2O A12O3+2OH－＝2A1O2－+H2O
[两性氢氧化物] 既能跟酸反应又能跟碱反应的氢氧化物，叫做两性氢氧化物。如A1(OH)3与盐酸、NaOH溶液都能发生反应：Al(OH)3+3H＋＝2A13＋+3H2O A1(OH)3+OH－＝A1O2－+2H2O
[原子序数为11—17号主族元素的金属性、非金属性的递变规律]
Na Mg Al Si P S Cl
原子序数 11 12 13 14 15 16 17
单质与水(或酸)的反应情况 与冷水剧烈反应 与冷水反应缓慢，与沸水剧烈反应 与沸水反应很缓慢，与冷水不反应， 部分溶于水，部分与水反应
非金属单质与氢气化合情况 反应条件 高温 磷蒸汽与氢气能反应 加热 光照或点燃
氢化物稳定性 SiH4极不稳定 PH3高温分解 H2S受热分解 HCl很稳定
最高价氧化物对应水化物的碱(酸)性强弱 NaOH强碱 Mg(OH)2中强碱 Al(OH)3或H3AlO3两性氢氧化物 H4SiO4极弱酸 H3PO4中强酸 H2SO4强酸 HClO4强酸
金属性、非金属性递变规律 金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强
[元素周期律] 元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。
3、元素周期表
[元素周期表] 把电子层数相同的各种元素，按原子序数递增的顺序从左到右排成横行，再把不同横行中最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序由上至下排成纵行，这样得到的一个表叫做元素周期表。
[周期] 具有相同的电子层数的元素按原子序数递增的顺序排列而成的一个横行，叫做一个周期。
(1)元素周期表中共有7个周期，其分类如下：
短周期(3个)：包括第一、二、三周期，分别含有2、8、8种元素
周期（7个） 长周期(3个)：包括第四、五、六周期，分别含有18、18、32种元素
不完全周期：第七周期，共26种元素(1999年又发现了114、116、118号三种元素)
(2)某主族元素的电子层数＝该元素所在的周期数。
(3)第六周期中的57号元素镧(La)到71号元素镥(Lu)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称镧系元素。
(4)第七周期中的89号元素锕(Ac)到103号元素铹(Lr)共15种元素，因其原子的电子层结构和性质十分相似，总称锕系元素。在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素，大多是人工进行核反应制得的，这些元素又叫做超铀元素。
[ 族 ] 在周期表中，将最外层电子数相同的元素按原子序数递增的顺序排成的纵行叫做一个族。
(1)周期表中共有18个纵行、16个族。分类如下：
①既含有短周期元素同时又含有长周期元素的族，叫做主族。用符号“A”表示。主族有7个，分别为I A、ⅡA、ⅢA、ⅣA、VA、ⅥA、ⅦA族(分别位于周期表中从左往右的第1、2、13、14、15、16、17纵行)。
②只含有短周期元素的族，叫做副族。用符号“B”表示。副族有7个，分别为I B、ⅡB、ⅢB、ⅣB、VB、ⅥB、ⅦB族(分别位于周期表中从左往右的第11、12、3、4、5、6、7纵行)。
③在周期表中，第8、9、10纵行共12种元素，叫做Ⅷ族。
④稀有气体元素的化学性质很稳定，在通常情况下以单质的形式存在，化合价为0，称为0族(位于周期表中从左往右的第18纵行)。
(2)在元素周期表的中部，从ⅢB到ⅡB共10个纵列，包括第Ⅷ族和全部副族元素，统称为过渡元素。因为这些元素都是金属，故又叫做过渡金属。
(3)某主族元素所在的族序数：该元素的最外层电子数＝该元素的最高正价数
[原子序数与化合价、原子的最外层电子数以及族序数的奇偶关系]
(1)原子序数为奇数的元素，其化合价通常为奇数，原子的最外层有奇数个电子，处于奇数族。如氯元素的原子序数为17，而其化合价有－1、+1、+3、+5、+7价，最外层有7个电子，氯元素位于第ⅦA族。
(2)原子序数为偶数的元素，其化合价通常为偶数，原子的最外层有偶数个电子，处于偶数族。如硫元素的原子序数为16，而其化合价有－2、+4、+6价，最外层有6个电子，硫元素位于第ⅥA族。
[元素性质与元素在周期表中位置的关系]
(1)元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：
(2)元素的金属性、非金属性与在周期表中位置的关系：
①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小，失电子能力减弱，得电子能力增强。a。金属性减弱、非金属性增强；b。金属单质与酸(或水)反应置换氢由易到难；c。非金属单质与氢气化合由难到易(气态氢化物的稳定性增强)；d.最高价氧化物的水化物的酸性增强、碱性减弱。
②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱。a。金属性增强、非金属性减弱；b。金属单质与酸(或水)反应置换氢由难到易。c。非金属单质与氢气化合由易到难(气态氢化物的稳定性降低)；d。最高价氧化物的水化物的酸性减弱、碱性增强。
③在元素周期表中，左下方的元素铯(Cs)是金属性最强的元素；右上方的元素氟(F)是非金属性最强的元素；位于金属与非金属分界线附近的元素(B、A1、Si、Ge、As、Sb、Te等)，既具有某些金属的性质又具有某些非金属的性质。
(3)元素化合价与元素在周期表中位置的关系：
①在原子结构中，与化合价有关的电子叫价电子。主族元素的最外层电子即为价电子，但过渡金属元素的价电子还与其原子的次外层或倒数第三层的部分电子有关。
②对于非金属元素，最高正价+最低负价的绝对值＝8(对于氢元素，负价为－1，正价为+1)。
[核素] 具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子，叫做一种核素。也就是说，每一种原子即为一种核素，如H、H、C、C等各称为一种核素。
注意 核素有同种元素的核素(如H、H)和不同种元素的核素(如C、C1等)。
[同位素] 质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称同位素。
说明 (1)只有同一种元素的不同核素之间才能互称同位素。即同位素的质子数必定相同，而中子数一定不同，质量数也不同。
(2)由于一种元素往往有多种同位素，因此同位素的种数要多于元素的种数。
(3)同位素的特性：①物理性质不同(质量数不同)，化学性质相同；②在天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素所占的原子个数的百分比是不变的。
(4)氢元素的三种同位素：氕H(特例：该原子中不含中子)、氘H (或D)、氚H(或T)。
(5)重要同位素的用途：H、H 为制造氢弹的材料； U为制造原子弹的材料和核反应堆燃料。
[元素的相对原子质量] 按各种天然同位素原子的相对原子质量与其所占的原子百分比(摩尔分数)求出的平均值。
(1)元素的相对原子质量的求法：
设某元素有A、B、C三种同位素，其相对原子质量分别为MA、MB、MC……，它们的原子个数百分比分别为a%、b%、c%，则：
该元素的相对原子质量＝MA×a% ＋ MB×b％ ＋ MC×c％＋……
(2)要特别注意对“元素的相对原子质量”、“原子的相对原子质量”、“原子的质量数”、“原子的质量”这四个概念的辨析。
[元素周期律和元素周期表的意义]
1869年，俄国化学家门捷列夫发现了元素周期律，并编制了第一张元素周期表。到20世纪，随着原子结构理论的发展，元素周期律和周期表才发展为现在的形式。
(1)利用元素周期律，可预言未知元素。元素周期律和元素周期表为新元素的发现及预测它们的原子结构和性质提供了线索。(2)利用元素周期律和元素周期表，在周期表中一定的区域内寻找新元素。例如，在周期表右上角寻找制造新品种农药的元素；在金属与非金属的分界处附近寻找半导体材料；在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料；等等。(3)元素周期律从自然科学方面有力地论证了事物变化中量变引起质变的规律性。
4、化学键
[离子键] 使阴、阳离子结合而成的静电作用，叫做离子键。
说明 (1)阴、阳离子间的静电作用包括静电排斥作用和吸引作用两个方面。
(2)阴、阳离子通过静电作用所形成的化合物，叫做离子化合物。
[电子式] 在元素符号的周围用小黑点(·或×)来表示原子最外层电子的式子，称做电子式。电子式的几种表示方法：
(1)原子的电子式：将原子的所有最外层电子数在元素符号的周围标出。例如：
氢原子( )、钠原子()、镁原子( )、铝原子( )、碳原子( )、氮原子()、硫原子()、氩原子()。
(2)离子的电子式：
①阴离子：在书写阴离子的电子式时，须在阴离子符号的周围标出其最外层的8个电子(H－为2个电子)，外加方括号，再在括号外的右上角注明阴离子所带的电荷数。例如S2－的电子式为[ ]2－ ，OH－的电子式为。
②阳离子；对于简单阳离子，其电子式即为阳离子符号，如钠离子Na＋、镁离子Mg2＋等。对于带正电荷的原子团，书写方法与阴离子类似，区别在于在方括号右上角标上阳离子所带的正电荷数。如NH4＋电子式为
(3)离子化合物的电子式：在书写离子化合物的电子式时，每个离子都要分开写。如CaCl2的电子式应为。
(4)用电子式表示离子化合物的形成过程：先在左边写出构成该离子化合物的元素原子的电子式，标上“→”，再在右边写出离子化合物的电子式。例如，用电子式表示MgBr2 、Na2S的形成过程：
说明 含有离子键的物质：①周期表中I A、I A族元素分别与ⅥA、ⅦA族元素形成的盐；②I A、ⅡA族元素的氧化物；③铵盐，如NH4Cl、NH4NO3等；④强碱，如NaOH、KOH等。
[共价键] 原子间通过共用电子对所形成的相互作用。由共价键形成的化合物叫做共价化合物。
说明 (1)形成共价键的条件：原子里有未成对电子(即原子最外层电子未达8电子结构，其中H原子最外层未达2电子结构)。各种非金属元素原子均可以形成共价键，但稀有气体元素原子因已达8电子(He为2电子)稳定结构，故不能形成共价键。
(2)共价键形成的表示方法：
①用电子式表示。例如，用电子式表示HCl分子的形成过程：。
注意：
a。书写由原子构成的单质分子或共价化合物的电子式时，必须使分子中每个原子都要达到8电子结构(H原子为2电子结构)。例如，HCl分子的电子式为。
b。由原子构成的分子与由阴、阳离子构成的离子化合物的区别。如： HCl 、NaCl
②用结构式表示。用短线(一根短线表示一对共用电子对)将分子中各原子连接，以表示分子中所含原子的排列顺序和结合方式。如H－C1、 N≡N、O＝C＝O等。
(3)共价键的存在情况：共价键既存在于由原子直接构成的单质分子（H2 、N2）或共价化合物分子（H2O 、CH4）中，也存在于多原子离子化合物中。含有共价键的化合物不一定是共价化合物，也可能是离子化合物（NaOH 、Na2O2 ）；同时含有离子键和共价键的化合物必定是离子化合物，如NaOH、NH4C1等。
[化学键] 相邻的原子之间强烈的相互作用叫做化学键。
说明 (1)化学键只存在于分子内直接相邻的原子之间，存在于分子之间的作用不属于化学键。
(2)离子键、共价键都属于化学键。
(3)化学反应的过程，本质上就是旧化学键的断裂和新化学键的形成过程。
5、非极性分子和极性分子
[非极性键] 同一元素原子间通过共用电子对形成的一类共价键。
如C12分子中的Cl－C1键即为非极性键。
说明 非极性键是非极性共价键的简称。非极性键只能存在于同种元素的原子之间。
[极性键] 不同种元素原子间通过共用电子对形成的一类共价键。
如HCl分子中的H－C1键属于极性键。
说明 极性键是极性共价键的简称。只要是不同种元素原子之间形成的共价键都属于极性键。
[非极性分子] 指整个分子的电荷分布均匀、分子结构对称的一类分子。
如H2、O2、N2等单质分子，以及CO2、CH4等均属于非极性分子。
[极性分子] 指分子中的电荷分布不均匀、结构不对称的一类分子。
如H2O、H2S、HCl分子等均属于极性分子。
[键的极性与分子的极性]
键的极性 分子的极性
分类 极性键和非极性键 极性分子和非极性分子
决定因素 是否由同种元素的原子形成 分子内电荷分布是否均匀，分子结构是否对称
联系 ①以非极性键结合的双原子分子必为非极性分子，如H2、C12、N2等②以极性键结合的双原子分子一定是极性分子，如HCl、CO等③以极性键结合的多原子分子，究竟是极性分子还是非极性分子，要根据该分子的具体分子结构然后确定。如H2O的分子结构为“∧”型，属于极性分子；而CO2分子结构为直线形，属于非极性分子
说明 键有极性；分子不一定有极性
ABn型化合物分子的极性的简易判断方法：
若ABn中A元素的化合价数等于A元素所在族的序数，则ABn为非极性分子。例如，CO2分子中C元素化合价为+4价，C元素属于ⅣA族，故CO2分子为非极性分子；CCl4分子中C元素化合价为+4价，C元素属于ⅣA族，故CCl4分子为非极性分子。
若ABn中A元素的化合价数不等于A元素所在族的序数，则ABn为极性分子。例如，H2O分子中O元素化合价为－2价，O元素属于ⅥA族，故H2O分子为极性分子；NH3分子中N元素化合价为－3价，N元素属于ⅤA族，故NH3分子为极性分子。
[分子间作用力] 指在物质的分子与分子之间存在着的作用力。
说明 (1)荷兰物理学家范德华首先研究了分子间作用力，所以分子间作用力又叫范德华力；(2)分子间作用力要比化学键弱得多；(3)化学键的强弱影响着物质的化学性质；分子间作用力的大小对由分子构成的物质的物理性质如熔点、沸点、溶解度等有影响。
高中化学知识点规律
——硫和硫的化合物 环境保护
1、氧族元素
[氧族元素] 包括氧（8O)、硫(16S)、硒(34Se)、碲(52Te)和放射性元素钋(84Po)。氧族元素位于元素周期表中第ⅥA族。
[氧族元素的原子结构]
(1)相似性：①最外层电子数均为6个；②主要化合价：氧为－2价，硫、硒、碲有－2、+4、+6价。
(2)递变规律：按氧、硫、硒、碲的顺序，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，非金属性减弱，金属性增强。
[氧族元素单质的物理性质]
O2 S Se Te
颜 色 无色 黄色 灰色 银白色
状 态 气体 固体 固体 固体
密度 逐渐增大
熔点、沸点 逐渐升高
导电性 不导电 不导电 半导体 导电
[氧族元素的化学性质]
O2 S Se Te
与H2化合的条件及氢化物的稳定性 反应条件 点燃 加热 高温 不能直接化合
氢化物稳定性 H2O很稳定 H2S不稳定 H2Se不稳定 H2Te很不稳定
常见氧化物的化学式 SO2、SO3 SeO2、SeO3 TeO2、TeO3
高价含氧酸的化学式 H2SO4 H2SeO4 H2TeO4
与同周期ⅣA、VA、ⅦA族元素的非金属性强弱比较 同周期元素的非金属性：ⅣA＜VA＜ⅥA＜ⅦA
[同素异形体] 由同种元素形成的几种性质不同的单质，叫做这种元素的同素异形体。例如，O2与O3，金刚石、石墨与C60，白磷与红磷，均分别互为同素异形体；硫元素也有多种同素异形体。
注意 “同位素”与“同素异形体”的区别。同位素研究的对象是微观的原子，而同素异形体研究的对象是宏观的单质。
[臭氧]
(1)物理性质：在常温、常压下，臭氧是一种具有特殊臭味的淡蓝色气体，密度比氧气大，也比氧气易溶于水。液态臭氧呈深蓝色，固态臭氧呈紫黑色。
(2)化学性质：
①不稳定性。O3在常温时能缓慢分解，高温时分解加速：2O3 =3O2。
②强氧化性。例如：a。Ag、Hg等不活泼金属能与O3发生反应；
b。O3+2KI+H2O＝O2+I2+2KOH。(此反应可用于O3的定量分析)
(3)用途：
①作漂白剂。O3能使有机物的色素和染料褪色(其褪色原理与HClO类似)。如将O3通入石蕊试液中，溶液变为无色。②消毒剂。
(4)制法：3O22O3
(5)臭氧在自然界中的存在及其与人类的关系。
①存在：自然界中含有臭氧，其中90％集中在距离地面15 km～50 km的大气平流层中(即通常所说的臭氧层)。②与人类的关系：空气中的微量臭氧能刺激中枢神经，加速血液循环，令人产生爽快和振奋的感觉。大气中的臭氧层能吸收太阳的大部分紫外线，使地球上的生物免遭伤害。但氟氯烃(商品名为氟利昂)等气体能破坏臭氧层。因此，应减少并逐步停止氟氯烃等的生产和使用，以保护臭氧层。
[过氧化氢]
(1)物理性质：过氧化氢俗称双氧水，是一种无色粘稠液体。市售双氧水中H2O2的质量分数一般约为30％。
(2)化学性质：
①H2O2显弱酸性，是二元弱酸。其电离方程式可表示为：
H2O2H＋+ HO2－ HO2－H＋+ O22－
②不稳定性。H2O2贮存时就会分解。在其水溶液中加入MnO2等催化剂，分解速度大大加快。
2H2O2 2H2O+O2↑
说明 该反应原理是实验室制O2的常见方法之一。其发生装置为“固 + 液不加热”型。
③H2O2既具有氧化性又具有还原性。H2O2中的氧元素为－1价，介于0价与－2价之间，当H2O2遇到强氧化剂时表现出还原性，而当遇到强还原剂时则表现出氧化性。例如：
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 ＝K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2↑+ 8H2O　　(H2O2表现还原性)
H2O2 + 2KI ＝2KOH + I2　　(H2O2表现氧化性)
(3)重要用途：
①医疗上广泛使用稀双氧水(含H2O2的质量分数为3％或更小)作为消毒杀菌剂。
②工业上用10％的双氧水作漂白剂(漂白毛、丝及羽毛等)、脱氯剂。
③实验室制取氧气。
*[硫化氢]
(1)物理性质：
①硫化氢是一种无色、有臭鸡蛋气味的气体，密度比空气大。
②硫化氢有剧毒，是一种大气污染物。在制取和使用H2S气体时，必须在密闭系统如通风橱中进行。
③在常温、常压下，1体积水中能溶解2.6体积的硫化氢。
(2)化学性质：
①不稳定性：H2S受热(隔绝空气)能分解：H2S H2 + S
②可燃性：H2S气体能在空气中燃烧：
2H2S + 3O2(充足) 2H2O + 2SO2 2H2S + O2(不足) 2H2O + 2S
(发出淡蓝色火焰) (析出黄色固体)
③强还原性：H2S中的硫为－2价，处在最低价态，当遇到氧化剂时，硫被氧化为0价、+4价或+6价。如：
H2S +X2 ＝2HX + S↓ (X＝Cl、Br、I)
H2S + H2SO4(浓) ＝S↓+ SO2 + 2H2O
④水溶液显弱酸性。硫化氢的水溶液叫氢硫酸。氢硫酸是一种二元弱酸，具有酸的通性。氢硫酸易挥发，当氢硫酸受热时，硫化氢会从溶液里逸出。
(3)实验室制法：
反应原理：FeS + 2H＋＝Fe2＋ + H2S↑(因H2S有强还原性，故不能用HNO3或浓H2SO4制取H2S气体)发生装置：固 + 液 → 气体型装置
干燥剂：用P2O5或CaCl2(不能用浓H2SO4或碱性干燥剂)。
2、二氧化硫
[二氧化硫]
(1)物理性质：
①二氧化硫是一种无色、有刺激性气味的气体，有毒，密度比空气大，易液化。
②易溶于水。在常温、常压下，1体积水能溶解40体积的SO2气体。
(2)化学性质：
①二氧化硫与水反应：SO2 + H2OH2SO3(该反应为可逆反应)
说明 a。将装满SO2气体的试管倒立在滴有紫色石蕊试液的水槽中，一段时间后，水充满试管，试管中的液体变为红色。
b。反应生成的H2SO3为二元中强酸，很不稳定，易分解：H2SO3H2O + SO2
②二氧化硫与氧气的反应：2SO2 + O22SO3
说明 a。该反应是工业上制造硫酸的反应原理之一。
b。反应产物SO3是一种无色固体，熔点(16.8℃)和沸点(44.8℃)都很低。SO3与H2O反应生成H2SO4，同时放出大量的热：SO3 + H2O ＝H2SO4 + 热量
c。SO2中的硫处于+4价，因此SO2既具有氧化性又具有还原性。例如：
SO2 + 2H2S ＝3S + 2H2O
SO2 + X2 + 2H2O ＝2HX + H2SO4 (X＝C1、Br、I)
③二氧化硫的漂白性：
说明 a。SO2和C12(或O3、H2O2、Na2O2等)虽然都有漂白作用，但它们的漂白原理和现象有不同的特点。Cl2的漂白原理是因为C12与H2O反应生成的HClO具有强氧化性(O3、H2O2、Na2O2等与此类似)，将有色物质(如有色布条、石蕊试液、品红试液等)氧化成无色物质，褪色后不能再恢复到原来的颜色；而SO2是因它与水反应生成的H2SO3跟品红化合生成了无色化合物，这种不稳定的化合物在一定条件下(如加热或久置)褪色后又能恢复原来的颜色，用SO2漂白过的草帽辫日久又渐渐变成黄色就是这个缘故。
b。SO2能使橙色的溴水、黄绿色的氯水、紫红色的酸性KMnO4溶液等褪色，这是因为SO2具有还原性的缘故，与SO2的漂白作用无关。
c。利用SO2气体使品红溶液褪色、加热后红色又复现的性质，可用来检验SO2气体的存在和鉴别SO2气体。
④二氧化硫能杀菌，可以用作食物和水果的防腐剂。
[二氧化硫的污染和治理]
(1)SO2的污染：二氧化硫是污染大气的主要有害物质之一。它对人体的直接危害是引起呼吸道疾病，严重时还会使人死亡。
(2)酸雨的形成和危害：空气中的SO2在O2和H2O的作用下生成H2SO3、H2SO4。
2SO2 + O2＝2SO3 SO2 + H2O＝H2SO3 SO3 + H2O＝H2SO4
下雨时，硫的氧化物(和氮的氧化物)以及所形成的硫酸(和硝酸)随雨水降下，就形成酸雨。酸雨的pH小于5.6(正常雨水因溶解了CO2，其pH约为5.6)。
酸雨能使湖泊水质酸化，毒害鱼类和其他水生生物；使土壤酸化，破坏农田，损害农作物和森林；酸雨还会腐蚀建筑物、工业设备和名胜古迹等。
(3)治理：空气中的二氧化硫主要来自化石燃料(煤和石油)的燃烧。此外，还有含硫矿石的冶炼和硫酸、磷肥、纸浆生产等产生的工业废气。消除大气污染的主要方法之一是减少污染物的排放、例如，硫酸厂、化工厂、冶炼厂等的尾气在排放前进行回收处理。
3、硫酸
[硫酸]
(1)物理性质：
①纯硫酸是一种无色透明、粘稠的油状液体。常用的浓硫酸的质量分数为98.3％，密度为1.84 g·cm－3 (物质的量浓度为18.4 mol·L－1 )，沸点为338℃(因此，浓硫酸属高沸点、难挥发性酸)。
②硫酸易溶于水，能以任意比与水混溶。浓硫酸溶于水时放出大量的热。因此，在稀释浓硫酸时，要将浓硫酸缓慢倒入水中，并边加边搅拌。
(2)化学性质：
①硫酸属于强电解质，是二元强酸，稀H2SO4具有酸的通性。例如：
Zn + 2H＋＝Zn2＋+ H2↑(实验室制H2原理)
Fe2O3 + 6H＋＝2Fe3＋+ 3H2O(除铁锈原理)
H2SO4 + Ba(OH)2 ＝BaSO4↓+ 2H2O
说明：浓硫酸中含水量很少，因此，浓H2SO4的电离程度很小，其中主要含H2SO4分子。
②吸水性：
a。浓H2SO4能吸收空气中的水分或各种物质中混有的游离态的H2O，形成一系列稳定的化合物，如H2SO4·H2O、H2SO4·2H2O和H2SO4·4H2O等。因此，在实验室中浓H2SO4可用来作气体干燥剂，但不能干燥可与浓H2SO4反应的碱性气体(如NH3等)和强还原性气体(如H2S、HI、HBr等)。
b。因为浓H2SO4能吸收空气中的水分，所以实验室保存浓H2SO4时应注意密封，以防止浓H2SO4吸收水分而变稀。
③脱水性：浓H2SO4能将有机物中的氢、氧元素按2∶1的组成比脱出生成水，使有机物发生变化并生成黑色的炭。例如：C12H22O11(蔗糖) 12C + 11H2O
又如将浓H2SO4滴到蓝色石蕊试纸上，试纸先变红色然后变黑色。
注意 浓H2SO4的脱水性及溶于水时放出大量热的性质，使浓H2SO4对有机物具有强烈的腐蚀性。因此，如皮肤上不慎沾上浓H2SO4时，不能先用水冲洗，而先要用干布迅速擦去，再用大量水冲洗。
④强氧化性：浓H2SO4中的硫为＋6价，处于硫元素的最高价态，因此浓H2SO4具有强氧化性。在反应中，浓H2SO4被还原为＋4价硫的化合物、单质硫或－2价硫的化合物。
a。常温下，浓H2SO4使Fe、A1发生钝化(Fe、A1难溶于冷的浓H2SO4中)。
说明 浓硫酸跟某些金属接触，使金属表面生成一薄层致密的氧化物保护膜，阻止内部金属继续跟硫酸反应，这一现象叫做金属的钝化。钝化是化学变化。利用Fe、A1在冷的浓H2SO4中产生钝化的性质，可用铁或铝制容器装盛浓硫酸。
b。加热时，浓H2SO4能跟除Pt、Au外的金属发生反应。反应的通式可表示为：
金属(Pt、Au除外) + H2SO4(浓) 硫酸盐 + SO2↑+ H2O
例如：2H2SO4(浓) + Cu CuSO4 + 2H2O + SO2↑
说明 Cu与浓H2SO4的反应中，由于H2SO4中的硫元素的化合价只有部分改变，因此浓硫酸同时表现出了氧化性和酸性。此外，随着反应的进行，浓H2SO4会渐渐变稀，而稀H2SO4是不与Cu发生反应的。因此，反应物Cu和H2SO4都有可能剩余，且实际产生的SO2气体的体积要比理论值小。
c。加热时，浓H2SO4能使非金属单质C、S、P等氧化。例如：
2H2SO4(浓) + C CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O (在此反应中，H2SO4只表现出氧化性)
d。浓H2SO4能氧化某些具有还原性的物质。例如：
H2SO4(浓) + H2S ＝S + SO2 + 2H2O
2HBr + H2SO4(浓) ＝Br2 + SO2 + 2H2O
8HI + H2SO4(浓) ＝4I2 + H2S + 4H2O
[氧化性酸与酸的氧化性] 所谓“氧化性酸”是指酸根部分易于获得电子的酸，如浓H2SO4、HNO3等，由于其中、易获得电子而表现出很强的氧化性；而盐酸、稀硫酸等酸根部分不能或不易获得电子，所以它们是非氧化性酸。
在水溶液中任何酸都能不同程度地电离出H＋，H＋在一定条件下可获得电子形成H2。从这一观点看，酸都具有氧化性，但这是H＋表现出来的氧化性，它与氧化性酸中的中心元素处于高价态易获得电子具有的氧化性是不同的。
区别“氧化性酸”与“酸的氧化性”这两个概念的关键如下：酸根部分易获得电子→有氧化性→是氧化性酸
酸电离出的H＋→有氧化性→酸的氧化性→是非氧化性酸
[SO42－的检验] 正确操作步骤：
待检溶液无现象产生白色沉淀，说明原溶液中含SO42—离子。
离子方程式： SO42－+ Ba2＋＝BaSO4↓
注意 ①加入盐酸的目的是将待检溶液中可能存在的、对检验SO42－有干扰作用的CO32－、SO32－等阴离子通过反应而除去：
CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O SO32－+ 2H＋＝SO2↑+ H2O
AgCl也是不溶于稀HNO3的白色沉淀。向待检液中加入盐酸时，若有白色沉淀产生，需进行过滤才能继续下一步操作。
②在加入BaCl2或Ba(NO3)2溶液前，不能用HNO3酸化待检溶液。因为若待检溶液中含有SO32－时，会被HNO3氧化为SO42－，也能产生同样的现象。
*[硫酸钙和硫酸钡]
硫酸钙(CaSO4) 硫酸钡(BaSO4)
自然界存在的形式 石膏(CaSO4·2H2O) 重晶石
性 质 ①白色固体，微溶于水②2(CaSO4·2H2O) 2CaSO4·H2O(熟石膏)+3H2O，熟石膏与水混合后很快凝固，重新变成生石膏 不溶于水，也不溶于酸。不易被X－射线透过
用 途 ①制作各种模型和医疗用的石膏绷带②调节水泥的凝固速度 ①作X－射线透视肠胃的内服药剂(俗称“钡餐”) ②作白色颜料
4、环境保护
*[大气污染及其防治] 当大气中某些有毒物质的含量超过正常值或大气的自净能力时，就发生了大气污染。大气污染既危害人体健康又影响动植物的生长，同时会破坏建筑材料，严重时会改变地球的气候。例如，使气候变暖、破坏臭氧层，形成酸雨等。大气污染的防治要采取综合措施。主要包括：调整能源结构，合理规划工业发展和城市建设布局，综合运用各种防治污染的技术措施，制定大气质量标准、加强大气质量监测，采取生物措施、改善生态环境，植树造林、充分利用环境的自净能力等。
*[空气质量日报、周报] 从1997年5月起，我国有几十座城市先后开始定期发布城市空气质量周报。在此基础上，又有许多城市开始发布空气质量日报。空气质量日报的主要内容包括“空气污染指数”、“空气质量级别”、“首要污染物”等。空气污染指数(简称APT)就是将常规监测的几种空气污染物的浓度简化为单一的数值形式，并分级表示空气污染程度和空气质量状况。这种方式适用于表示城市的短期空气质量状况和变化趋势。根据我国空气污染的特点和污染防治重点，目前计入空气污染指数的项目暂定为：二氧化硫、二氧化氮和可吸入颗粒等。
空气质量分级标准是：空气污染指数50点对应的污染物浓度为空气质量日均值的一级标准，空气质量优；100点对应二级标准，空气质量良好；200点对应三级标准，空气轻度污染；300点对应四级标准，空气质量中度污染；超过300点则为五级标准，空气质量属重度污染。
*[水污染及其防治] 由于人类活动排放的污染物，使水的物理、化学性质发生变化或生物群落组成发生变化，从而降低了水的使用价值的现象，叫做水污染。水污染的主要物质有重金属、酸、碱、盐等无机污染物，耗氧物质，植物营养物质，石油和难降解有机物等。此外，对水体造成污染的还有病原体污染、放射性污染、悬浮固体物污染、热污染等。日常使用的合成洗涤剂也会对水体造成污染。防治水污染的根本措施是控制污水的任意排放。污水要经过处理，达到国家规定的排放标准后再排放。污水处理的方法一般可归纳为物理法、生物法和化学法。各种方法都各有特点和适用条件，往往需要配合使用。
高中化学知识点规律
——硅和硅酸盐工业
1、碳族元素
[碳族元素] 包括碳(6C)、硅(14Si)、锗(32Ge)、锡(50Sn)和铅(82Pb)5种元素。碳族元素位于元素周期表中第ⅣA族。
[碳族元素的原子结构]
(1) 相似性：
①最外层电子数均为4个；
②主要化合价：+2价、+4价。其中C、Si、Ge、Sn的+4价化合物稳定；Pb的+2价的化合物稳定，但+4价的Pb的化合物却是不稳定的，如PbO2具有强氧化性。
(2)递变规律：按碳、硅、锗、锡、铅的顺序，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，非金属性减弱，金属性增强。由于碳族元素的最外层为4个电子，因此由非金属性向金属性递变的趋势很明显。在碳族元素的单质中，碳是非金属；硅虽然是非金属，但却貌似金属(为灰黑色固体)，且为半导体；锗具有两性，但金属性比非金属性强，为半导体；锡和铅为金属。
*[C60] C60与金刚石、石墨一样，都属于碳的同素异形体。C60是一种由60个碳原子构成的单质分子，其形状如球状的多面体，在C60分子中有12个五边形和20个六边形。
[硅]
(1)硅在自然界中的含量：硅在地壳中的含量居第二位(含量第一位的为氧元素)。
(2)硅在自然界中的存在形式：自然界中无单质硅，硅元素全部以化合态存在，如二氧化硅、硅酸盐等。化合态的硅是构成地壳的矿石和岩石的主要成分。
(3)单质硅的物理性质：单质硅有晶体硅和无定形硅两种。晶体硅是灰黑色、有金属光泽、硬而脆的固体。其熔点、沸点很高，硬度很大(晶体硅的结构类似于金刚石)。晶体硅是半导体。
(4)单质硅的化学性质：
①在常温下，硅的化学性质不活泼，不与O2、Cl2、H2SO4、HNO3等发生反应，但能与F2、HF和强碱反应。例如：Si + 2NaOH + H2O ＝Na2SiO3 + 2H2↑
②在加热时，研细的硅能在氧气中燃烧：Si + O2 SiO2
(5)用途：
①硅可用来制造集成电路、晶体管、硅整流器等半导体器件，还可制成太阳能电池。
②利用硅的合金，可用来制造变压器铁芯和耐酸设备等。
(6)工业制法。用焦炭在高温下还原SiO2可制得含有少量杂质的粗硅：
SiO2 + 2C Si + 2CO↑
[二氧化硅]
(1)二氧化硅在自然界中的存在：天然二氧化硅叫硅石。石英的主要成分为二氧化硅晶体，透明的石英晶体叫做水晶，含有有色杂质的石英晶体叫做玛瑙。二氧化硅是一种硬度很大、熔点很高的固体。
(2)化学性质：
①SiO2是酸性氧化物。例如： SiO2+CaO CaSiO3
SiO2 还可与NaOH反应：SiO2 + 2NaOH(水溶液中或熔融态) ＝Na2SiO3 + H2O
注意 a。由于SiO2与强碱溶液反应生成了粘性很强的Na2SiO3溶液，因此盛放碱性的试剂瓶不能用玻璃塞，以防止瓶塞和瓶子粘在一起。
b。SiO2不溶于水，也不与水反应。因此，不能通过SiO2与H2O反应的方法来制取其对应的水化物——硅酸(H2SiO3)。制取H2SiO3的方法如下：
Na2SiO3 + 2HCl ＝2NaCl + H2SiO3↓
或 Na2SiO3 + CO2 + H2O ＝Na2CO3 + H2SiO3↓
硅酸(H2SiO3)不溶于水，其酸性比H2CO3还弱。
②SiO2能与氢氟酸发生反应： 4HF + SiO2＝SiF4 + 2H2O
SiO2是玻璃的主要成分，因此盛氢氟酸的试剂瓶不能用玻璃容器（可用塑料瓶）。
(3)用途：
①二氧化硅是制造高性能通讯材料——光导纤维的重要原料。
②石英用来制造石英电子表、石英钟。较纯净的石英用来制造石英玻璃，石英玻璃常用来制造耐高温的化学仪器。
③水晶常用来制造电子工业中的重要部件、光学仪器、工艺品和眼镜片等。
④玛瑙用于制造精密仪器轴承、耐磨器皿和装饰品。
[硅酸盐]
(1)自然界中硅酸盐的存在：硅酸盐是构成地壳岩石的主要成分，自然界中存在的各种天然硅酸盐约占地壳质量的5％。粘土的主要成分是硅酸盐。粘土是制造陶瓷器的主要原料。
(2)用氧化物的形式来表示硅酸盐的方法：
①先将硅酸盐中所含的各元素用氧化物形式表示；
②将各种氧化物按下列顺序进行排列，各氧化物之间用“· ”开。例如：
金属氧化物(有多种金属氧化物时按金属活动顺序表排列)→SiO2→H2O
Na2SiO3： Na2O·SiO2
A12(Si2O5)(OH)4： A12O3·2SiO2·2H2O
2、硅酸盐工业
[硅酸盐工业] 以含硅物质为原料经加热而制成硅酸盐产品的工业，叫做硅酸盐工业。如制造水泥、玻璃、陶瓷等的工业都属于硅酸盐工业。
[水泥、玻璃、陶瓷的比较]
水 泥 玻 璃 陶 瓷
生产原料 粘土、石灰石、石膏 纯碱、石灰石、石英(过量) 粘土
生产设备 水泥回转窑 玻璃窑
生产原理 将原料磨细，混合后在水泥回转窑中煅烧，再加入适量石膏，并研成细粉 Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2↑CaCO3+SiO2CaSiO3+CO2↑ 烧制前在坯体上涂彩釉
主要成分 硅酸三钙(3CaO·SiO2)硅酸二钙(2CaO·SiO2)铝酸三钙(3CaO·A12O3) Na2SiO3、CaSiO3、SiO2（Na2SiO3·CaSiO3·4SiO2或Na2O·CaO·6SiO2）
重要性质 具有水硬性，跟水掺和搅拌并静置后，很容易凝固变硬 无固定熔点，在一定温度范围内逐渐熔化（玻璃态物质） 具有抗氧性，耐高温，绝缘，易成形
种类 矿渣硅酸盐水泥、沸石岩水泥 有色玻璃：(加入Co2O3后的玻璃呈蓝色，加入Cu2O后的玻璃呈红色。普通玻璃呈淡绿色是因为原料中混有Fe2+)、石英玻璃、光学玻璃、玻璃纤维、钢化玻璃 土器、陶器、炻器、瓷器
3、新型无机非金属材料
[新型无机非金属材料] 最初的无机非金属材料主要是指硅酸盐材料，所以，硅酸盐材料也称为传统无机非金属材料。随着科学和生产技术的发展，以及人们生活的需要，一些具有特殊结构、特殊功能的新材料被相继研制出来，如半导体材料、超硬耐高温材料、发光材料等，这些材料称为新型无机非金属材料。
新型无机非金属材料的特性主要有：①能承受高温，强度大；②具有电学特性；③具有光学特性；④具有生物功能。
[高温结构陶瓷和光导纤维]
高温结构陶瓷 光导纤维(光纤)
氧化铝陶瓷(人造刚玉) 氮化硅陶瓷
性能 经受高温，不怕氧化，耐酸碱腐蚀，硬度大，耐磨损，密度小 传导光能力很强，能同时传输大量信息；抗干扰性能好，不发生电磁辐射；通讯质量高，能防止窃听；质量小且细，不怕腐蚀，铺设方便
主要用途 用作高级耐火材料；制造刚玉球磨机；制作高压钠灯的灯管 制造轴承、汽轮机叶片、机械密封环、永久性模具等机械构件；制造柴油机 用作长途通讯的干线；用于医疗、信息处理、传能传像、遥测遥控、照明等；用于能量传输和信息传输
高中化学知识点规律
——氮族元素
1、氮和磷
[氮族元素] 包括氮(7N)、磷、(15P)、砷(33As)、锑(51Sb)、铋(83Bi)五种元素。氮族元素位于元素周期表中第VA族，其代表元素为氮和磷。
[氮族元素的原子结构]
(1)相似性：
①最外层电子数均为5个；
②主要化合价：氮有－3、+1、+2、+3、+4、+5价；磷和砷有－3、+3、+5价；锑、铋有+3、+5价。
(2)递变规律：按氮、磷、砷、锑、铋的顺序，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，非金属性减弱，金属性增强。在氮族元素的单质中，氮、磷具有较明显的非金属性；砷虽然是非金属，但有一些金属性；锑、铋为金属。
[氮族元素单质的物理性质]
N2 P As Sb Bi
颜色 无色 白磷：白色或黄色红磷：红棕色 灰砷：灰色 银白色 银白色或微显红色
状态 气体 固体 固体 固体 固体
密度 逐 渐 增 大
熔点、沸点 先按N2、P、As的顺序逐渐升高，而后按Sb、Bi的顺序逐渐降低
[氮气]
(1)氮元素在自然界中的存在形式：既有游离态又有化合态。空气中含N2 78％(体积分数)或75％(质量分数)；化合态氮存在于多种无机物和有机物中，氮元素是构成蛋白质和核酸不可缺少的元素。
(2)氮气的物理性质：纯净的氮气是无色气体，密度比空气略小。氮气在水中的溶解度很小。在常压下，经降温后，氮气变成无色液体，再变成雪花状固体。
(3)氮气的分子结构：氮分子(N2)的电子式为，结构式为N≡N。由于N2分子中的N≡N键很牢固，所以通常情况下，氮气的化学性质稳定、不活泼。
(4)氮气的化学性质：
①N2与H2化合生成NH3 N2 +3H22NH3
说明 该反应是一个可逆反应，是工业合成氨的原理。
②N2与O2化合生成NO： N2 + O22NO
说明 在闪电或行驶的汽车引擎中会发生以上反应。
(5)氮气的用途：
①合成氨，制硝酸；
②代替稀有气体作焊接金属时的保护气，以防止金属被空气氧化；
⑧在灯泡中填充氮气以防止钨丝被氧化或挥发；
④保存粮食、水果等食品，以防止腐烂；
⑤医学上用液氮作冷冻剂，以便在冷冻麻醉下进行手术；
⑥利用液氮制造低温环境，使某些超导材料获得超导性能。
[NO、NO2性质的比较]
氮的氧化物 一氧化氮(NO) 二氧化氮(NO2)
物理性质 为无色、不溶于水、有毒的气体 为红棕色、有刺激性气味、有毒的气体，易溶于水
化学性质 ①极易被空气中的O2氧化：2NO + O2= 2NO2②NO中的氮为+2价，处于中间价态，既有氧化性又有还原性 与H2O反应：3NO2 + H2O＝2HNO3 + NO(工业制HNO3原理。在此反应中，NO2同时作氧化剂和还原剂)
[自然界中硝酸盐的形成过程]
(1)电闪雷鸣时：N2+O22NO
(2) 2NO + O2= 2NO2
(3)下雨时：3NO2 + H2O＝2HNO3 + NO
(4)生成的硝酸随雨水淋洒到土壤中，并与土壤中的矿物作用生成能被植物吸收的硝酸盐。
[光化学烟雾] NO、NO2有毒，是大气的污染物。空气中的NO、NO2污染物主要来自于石油产品和煤燃烧的产物、汽车尾气以及制硝酸工厂的废气。NO2在紫外线照射下，发生一系列光化学反应，产生一种有毒的烟雾——光化学烟雾。因此，NO2是造成光化学烟雾的主要因素。光化学烟雾刺激呼吸器官，使人生病甚至死亡。
[磷]
(1)磷元素在自然界中的存在形式：自然界中无游离态的磷。化合态的磷主要以磷酸盐的形式存在于矿石中。动物的骨骼、牙齿和神经组织，植物的果实和幼芽，生物的细胞里都含有磷。
(2)单质磷的化学性质：
①与O2反应： 4P+5O22P2O5
②磷在C12中燃烧： 2P+3C12(不足量) 2PCl3 2P+5Cl2(足量) 2PCl5
[磷的同素异形体——白磷与红磷]
磷的同素异形体 白磷 红磷 说明
物理性质 颜色、状态 无色蜡状固体 红棕色粉末 ①白磷与红磷的结构不同是物理性质存在差别的原因②由两者物理性质的不同，证明了白磷与红磷是不同的单质
密度(g·cm－3) 1.82 2.34
溶解性 不溶于水，溶于CS2 不溶于水，也不溶于CS2
毒 性 剧 毒 无 毒
着火点 40℃(白磷受到轻微的摩擦就会燃烧；常温时，白磷可被氧化而发光) 240℃
化学性质 白磷、红磷在空气中燃烧，都生成白色的P2O5 白磷与红磷燃烧都生成P2O5，证明它们都是由磷元素形成的单质
相互转化 白磷红磷 证明白磷与红磷所含元素相同——互为同素异形体
保存方法 密封保存，少量白磷保存在水中 密封保存，防止吸湿 切削白磷应在水中进行
用 途 制造高纯度磷酸；制造燃烧弹、烟幕弹 制造高纯度磷酸；制农药、安全火柴
[五氧化二磷、磷酸]
(1)五氧化二磷的性质：五氧化二磷是白色粉末状固体，极易吸水(因此可作酸性气体的干燥剂)。P2O5是酸性氧化物，与水反应：
P2O5+3H2O2H3PO4
(2)磷酸的性质、用途：磷酸(H3PO4)是一种中等强度的三元酸，具有酸的通性。磷酸主要用于制造磷肥，也用于食品、纺织等工业。
[氮、磷元素及其单质、化合物性质的比较]
元素 氮(N) 磷(P)
自然界中存在的形式 游离态和化合态 只有化合态
单质与O2化合的情况 N2+O22NO（易）4P+5O22P2O5（难）
单质与H2化合的情况 N2 +3H22NH32P(蒸汽) + 3H22PH3
单质的化学活泼性及原因 单质活泼性：N2＜P原因：N2分子中N≡N键很牢固，故N2性质稳定、不活泼
氢化物的稳定性 NH3＞PH3
最高价氧化物对应水化物的酸性 HNO3＞H3PO4
非金属性 N＞P
2、铵盐
[氨]
(1)氨的物理性质：
①氨是无色、有刺激性气味的气体，比空气轻；②氨易液化。在常压下冷却或常温下加压，气态氨转化为无色的液态氨，同时放出大量热。液态氨气化时要吸收大量的热，使周围的温度急剧下降；③氨气极易溶于水。在常温、常压下，1体积水中能溶解约700体积的氨气(因此，氨气可进行喷泉实验)；④氨对人的眼、鼻、喉等粘膜有刺激作用。若不慎接触过多的氨而出现病症，要及时吸入新鲜空气和水蒸气，并用大量水冲洗眼睛。
(2)氨分子的结构：NH3的电子式为，结构式为，氨分子的结构为三角锥形，N原子位于锥顶，三个H原子位于锥底，键角107°18′，是极性分子。
(3)氨的化学性质：
①跟水反应。氨气溶于水时(氨气的水溶液叫氨水)，大部分的NH3分子与H2O分子结合成NH3·H2O(叫一水合氨)。NH3·H2O为弱电解质，只能部分电离成NH4＋和OH－：
NH3 + H2ONH3·H2O NH4＋ + OH－
a。氨水的性质：氨水具有弱碱性，使无色酚酞试液变为浅红色，使红色石蕊试液变为蓝色。氨水的浓度越大，密度反而越小(是一种特殊情况)。NH3·H2O不稳定，故加热氨水时有氨气逸出：
NH4＋+ OH－NH3↑+ H2O
b。氨水的组成：氨水是混合物(液氨是纯净物)，其中含有3种分子(NH3、NH3·H2O、H2O)和3种离子(NH4＋和OH－、极少量的H＋)。
c。氨水的保存方法：氨水对许多金属有腐蚀作用，所以不能用金属容器盛装氨水。通常把氨水盛装在玻璃容器、橡皮袋、陶瓷坛或内涂沥青的铁桶里。
d。有关氨水浓度的计算：氨水虽然大部分以NH3·H2O形式存在，但计算时仍以NH3作溶质。
②跟氯化氢气体的反应：NH3 + HCl ＝ NH4C1
说明 a。当蘸有浓氨水的玻璃棒与蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时，产生大量白烟。这种白烟是氨水中挥发出来的NH3与盐酸挥发出来的HCl化合生成的NH4C1晶体小颗粒。
b。氨气与挥发性酸(浓盐酸、浓硝酸等)相遇，因反应生成微小的铵盐晶体而冒白烟，这是检验氨气的方法之—。
c。氨气与不挥发性酸(如H2SO4、H3PO4等)反应时，无白烟生成。
③跟氧气反应： 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O
说明 这一反应叫做氨的催化氧化(或叫接触氧化)，是工业上制硝酸的反应原理之一。
(4)氨气的用途：
①是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱的原料；②是有机合成工业如合成纤维、塑料、染料、尿素等的常用原料；③用作冰机中的致冷剂。
[铵盐]
铵盐是由铵离子(NH4＋)和酸根阴离子组成的化合物。铵盐都是白色晶体，都易溶于水。
(1)铵盐的化学性质：
①受热分解。固态铵盐受热都易分解。根据组成铵盐的酸根阴离子对应的酸的性质的不同，铵盐分解时有以下三种情况：
a。组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是非氧化性的挥发性酸时，则加热时酸与氨气同时挥发，冷却时又重新化合生成铵盐。例如：
NH4Cl(固) NH3↑+ HCl↑ NH3 + HCl＝NH4Cl (试管上端又有白色固体附着)
又如：
(NH4)2CO32NH3↑+ H2O + CO2↑ NH4HCO3NH3↑+ H2O + CO2↑
b。组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是难挥发性酸，加热时则只有氨气逸出，酸或酸式盐仍残留在容器中。如：
(NH4)2SO4NH4HSO4 + NH3↑ (NH4)3PO4H3PO4 + 3NH3↑
c。组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是氧化性酸，加热时则发生氧化还原反应，无氨气逸出。例如：
NH4NO3N2O↑+ 2H2O
②跟碱反应——铵盐的通性。
固态铵盐 + 强碱(NaOH、KOH)无色、有刺激性气味的气体试纸变蓝色。例如：
(NH4)2SO4+2NaOH Na2SO4 + 2NH3↑+ 2H2O
NH4NO3+NaOHNaNO3 + NH3↑+ H2O
说明：a。若是铵盐溶液与烧碱溶液共热，则可用离子方程式表示为：
NH4＋+ OH－NH3↑+ H2O
b。若反应物为稀溶液且不加热时，则无氨气逸出，用离子方程式表示
为：NH4＋+ OH－＝NH3· H2O
c。若反应物都是固体时，则只能用化学方程式表示。
(2)氮肥的存放和施用。铵盐可用作氮肥。由于铵盐受热易分解，因此在贮存时应密封包装并存放在阴凉通风处；施用氮肥时应埋在土下并及时灌水，以保证肥效。
[铵盐(NH4＋)的检验] 将待检物取出少量置于试管中，加入NaOH溶液后，加热，用湿润的红色石蕊试纸在管口检验，若试纸变蓝色，则证明待检物中含铵盐(NH4＋)。
[氨气的实验室制法]
(1)反应原理：固态铵盐[如NH4Cl、(NH4)2SO4等]与消石灰混合共热：
2NH4Cl+Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3↑+ 2H2O
(2)发生装置类型：固体+固体气体型装置(与制O2相同)。
(3)干燥方法：常用碱石灰(CaO和NaOH的混合物)作干燥剂。不能用浓H2SO4、P2O5等酸性干燥剂和CaCl2干燥氨气，因为它们都能与氨气发生反应(CaCl2与NH3反应生成CaCl2·8NH3)。
(4)收集方法：只能用向下排气法，并在收集氨气的试管口放一团棉花，以防止氨气与空气形成对流而造成制得的氨气不纯。
(5)验满方法；①将湿润的红色石蕊试纸接近集气瓶口，若试纸变蓝色，则说明氨气已充满集气瓶；②将蘸有浓盐酸的玻璃棒接近集气瓶口，有白烟产生，说明氨气已充满集气瓶。
注意 ①制氨气所用的铵盐不能用NH4NO3、NH4HCO3、(NH4)2CO3等代替，因为NH4NO3在加热时易发生爆炸，而NH4HCO3、(NH4)2CO3极易分解产生CO2气体使制得的NH3不纯。
②消石灰不能用NaOH、KOH等强碱代替，因为NaOH、KOH具有吸湿性，易潮解结块，不利于生成的氨气逸出，而且NaOH、KOH对玻璃有强烈的腐蚀作用。
③NH3极易溶于水，制取和收集的容器必须干燥。
④实验室制取氨气的另一种常用方法：将生石灰或烧碱加入浓氨水中并加热。有关反应的化学方程式为： CaO + NH3·H2OCa(OH)2 + NH3↑
加烧碱的作用是增大溶液中的OH－浓度，促使NH3·H2O转化为NH3，这种制氨气的发生装置与实验室制Cl2、HCl气体的装置相同。
3、硝酸
[硝酸]
(1)物理性质：
①纯硝酸是无色、易挥发(沸点为83℃)、有刺激性气味的液体。打开盛浓硝酸的试剂瓶盖，有白雾产生。(与盐酸相同)
②质量分数为98％以上的浓硝酸挥发出来的HNO3蒸气遇空气中的水蒸气形成的极微小的硝酸液滴而产生“发烟现象”。因此，质量分数为98％以上的浓硝酸通常叫做发烟硝酸。
(2)化学性质：
①具有酸的一些通性。例如： CaCO3 + 2HNO3(稀)＝Ca(NO3)2 + CO2↑+ H2O
(实验室制CO2气体时，若无稀盐酸可用稀硝酸代替)
②不稳定性。HNO3见光或受热发生分解，HNO3越浓，越易分解。硝酸分解放出的NO2溶于其中而使硝酸呈黄色。有关反应的化学方程式为：
4HNO32H2O + 4NO2↑+O2↑
③强氧化性：不论是稀HNO3还是浓HNO3，都具有极强的氧化性。HNO3浓度越大，氧化性越强。其氧化性表现在以下几方面：
a。几乎能与所有金属(除Hg、Au外)反应。当HNO3与金属反应时，HNO3被还原的程度(即氮元素化合价降低的程度)取决于硝酸的浓度和金属单质还原性的强弱。对于同一金属单质而言，HNO3的浓度越小，HNO3被还原的程度越大，氮元素的化合价降低越多。一般反应规律为：
金属 + HNO3(浓) → 硝酸盐 + NO2↑ + H2O
金属 + HNO3(稀) → 硝酸盐 + NO↑ + H2O
较活泼的金属(如Mg、Zn等) + HNO3(极稀) → 硝酸盐 + H2O + N2O↑(或NH3等)
金属与硝酸反应的重要实例为：
3Cu + 8HNO3(稀) ＝ 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O
该反应较缓慢，反应后溶液显蓝色，反应产生的无色气体遇到空气后变为红棕色(无色的NO被空气氧化为红棕色的NO2)。实验室通常用此反应制取NO气体。
Cu + 4HNO3(浓) ＝ Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O
该反应较剧烈，反应过程中有红棕色气体产生。此外，随着反应的进行，硝酸的浓度渐渐变稀，反应产生的气体是NO2、NO等的混合气体。
b。常温下，浓HNO3能将金属Fe、A1钝化，使Fe、A1的表面氧化生成一薄层致密的氧化膜。因此，可用铁或铝制容器盛放浓硝酸，但要注意密封，以防止硝酸挥发变稀后与铁、铝反应。(与浓硫酸相似)
c。浓HNO3与浓盐酸按体积比1∶3配制而成的混合液叫王水。王水溶解金属的能力更强，能溶解金属Pt、Au。
d。能把许多非金属单质(如C、S、P等)氧化，生成最高价含氧酸或最高价非金属氧化物。例如：
C + 4HNO3(浓) ＝ CO2↑+ 4NO2↑+ 2H2O
e。能氧化某些具有还原性的物质，如H2S、SO2、Na2SO3、HI、HBr、Fe2＋等。应注意的是，NO3－无氧化性，而当NO3－在酸性溶液中时，则具有强氧化性。例如，在Fe(NO3)2溶液中加入盐酸或硫酸，因引入了H＋而使Fe2＋被氧化为Fe3＋；又如，向浓HNO3与足量的Cu反应后形成的Cu(NO3)2中再加入盐酸或硫酸，则剩余的Cu会与后来新形成的稀HNO3继续反应。
f。能氧化并腐蚀某些有机物，如皮肤、衣服、纸张、橡胶等。因此在使用硝酸(尤其是浓硝酸)时要特别小心，万一不慎将浓硝酸弄到皮肤上，应立即用大量水冲洗，再用小苏打或肥皂液洗涤。
(3)保存方法。硝酸易挥发，见光或受热易分解，具有强氧化性而腐蚀橡胶，因此，实验室保存硝酸时，应将硝酸盛放在带玻璃塞的棕色试剂瓶中，并贮存在黑暗且温度较低的地方。
(4)用途。硝酸是一种重要的化工原料，可用于制造炸药、染料、塑料、硝酸盐等。
*[亚硝酸盐]
(1)亚硝酸钠的性质：亚硝酸钠(NaNO2)是无色或浅黄色晶体，外观类似食盐，有咸味，易溶于水，有毒。既具有氧化性又具有还原性。
(2)亚硝酸钠的存在：①长时间加热煮沸或反复加热沸腾的水，由于水中NO3－浓度增大，饮用后部分NO3－在人体内被还原为NO㈠②腐烂的蔬菜中；⑧腌制的食品如酸菜、肉制品中。
(3)亚硝酸盐的用途：①用于印染、漂白等行业；②在某些食品如腊肉、香肠中用作防腐剂和增色剂；⑧用作混凝土的掺合剂等。
(4)亚硝酸盐对人体的危害。亚硝酸盐是一种潜在的致癌物质，过量或长期食用对人体会造成危害。若误食亚硝酸盐或食用含有过量的亚硝酸盐的食物，会出现嘴唇、指甲、皮肤发紫以及头晕、呕吐、腹泻等症状，严重时可致人死亡。所以，国家对食品中的亚硝酸盐的含量有严格的限制。
4、氧化还原反应方程式的配平
[氧化还原反应方程式的配平]
氧化还原反应方程式的配平包括氧化还原反应化学方程式的配平和氧化还原反应离子方程式的配平。
(1)配平的原则：
①质量守恒原则：反应前后各元素的原子个数相等。
②化合价守恒原则：氧化剂化合价降低的总数与还原剂化合价升高的总数相等。
③电荷守恒原则：离子方程式两边阴、阳离子所带的正、负电荷的总数相等。
(2)配平的一般步骤：
①“标价态”。将反应前后价态发生了改变的元素的化合价标出。
②“列变化”。根据所标价态，列出化合价升高值和降低值。
③“求总数”。用最小公倍数法使化合价升降的总数相等，以保证化合价守恒。
④“配系数”。先将氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物配平后，再配平价态未发生变化的物质(一般为酸、碱、水)，以保证质量守恒和电荷守恒。
(3)配平的一般方法：
在具体涉及到一个氧化还原反应方程式的配平时，究竟是先配反应物还是产物，或是先配氧化剂及其还原产物、再配还原剂及其氧化产物，则需根据不同的氧化还原反应方程式作具体分析。
①顺向法。配系数时，先配反应物、后配生成物。适用情况：这种配平方法适用于大多数的氧化还原反应方程式的配平，尤其是下列几类反应的配平，
a。有两种以上元素被氧化或还原的反应；
b。归中反应；
c。氧化剂或还原剂的化学式中有脚标的反应。
例1 配平化学方程式： FeS2 + O2一Fe2O3 + SO2
分析 从化学式可知，在反应过程中Fe：+2价→+3价，S：－1价→+4，O：0价→－2价，其中Fe、S元素化合价升高，FeS2中S元素有脚标2，故化合价升高数为：1 + 5×2＝11；O元素化合价降低且O元素有脚标2，故化合价降低数为：2×2＝4。显然，两者的最小公倍数为44，则在FeS2前配上系数4，在O2前配上系数11，这样就配好了反应物。即：
4FeS2 + 11O2 — Fe2O3 + SO2
再根据质量守恒原则配平生成物Fe2O3和SO2，得到配平后的化学方程式如下：
4FeS2 + 11O2 ＝ 2Fe2O3 + 8SO2 答案： 略。
②逆向法。配系数时，先配生成物、再配反应物。适用情况：
a。歧化反应；
b。某元素被氧化或还原成不止一种价态的产物的反应；
c。产物的化学式中有脚标的反应。
例2 配平化学方程式： S + KOH —K2S + K2SO3
分析 反应过程中只有S元素的化合价发生变化，且在反应后。0价的S元素部分降低至－2价，部分升高至+4价。在配平时，先配产物K2S、K2SO3，由于化合价升降的最小公倍数为4，因此，在化学式K2SO3前配系数l (注意：系数为1时通常不写，但有些题目在化学式前打上方框或括号，则此时必须将系数1填入)，在K2S前配系数2。即：
S + KOH － 2K2S + K2SO3
再配反应物S和KOH。为了保证反应前后O、H元素的原子个数守恒，在产物中还应加上H2O，这样得到配平后的化学方程式如下：
3S + 6KOH ＝ 2K2S + K2SO3 + 3H2O 答案：略。
③交叉法。配系数时，先配氧化剂及其对应的还原产物(或先配还原剂及其对应的氧化产物)，再配另一反应物及其对应的产物。适用情况：
a。某一反应物有脚标，其对应的产物也有脚标的反应；
b。某反应物在反应中既作氧化剂(或还原剂)又起酸(既生成盐)的作用(一般为HNO3、H2SO4、HCl等酸)的反应。
例3 配平化学方程式Cu2S + HNO3 — Cu(NO3)2 + H2SO4 + NO，求出氧化剂与还原剂的物质的量之比。
分析 在反应中Cu2S为还原剂，其中的Cu、S两种元素均被氧化；HNO3中的N元素的化合价只有部分发生变化，既作氧化剂同时又起了酸的作用。因此配平时，先配Cu2S(有脚标)及其对应氧化产物Cu(NO3)2和H2SO4。Cu2S中化合价升高的总数为：1×2 + 8＝10，HNO3中N元素化合价降低数为3，故最小公倍数为30，于是有：
3Cu2S + HNO3 — 6Cu(NO)3 + 3H2SO4 + NO
再配HNO3和NO的系数。显然，NO前的系数应为10，HNO3前的系数应为参与氧化还原反应并作氧化剂的HNO3和未参与氧化还原反应的HNO3的总和：10 + 6×2 ＝22。最后根据各元素反应前后原子个数守恒，在产物中添加H2O并配上系数8。
答案：3Cu2S + 22HNO3 ＝ 6Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 10NO↑+ 8H2O
氧化剂与还原剂的物质的量之比为10∶3。
5、有关化学方程式的计算
[有一种反应物过量的计算]
在化学反应中，反应物之间是按化学方程式所确定的质量比进行反应的。若反应中给出了一种反应物的质量，而其他反应物是足量的或过量的，则可利用已知的反应物的质量求算生成物的质量。若反应中的两种反应物的质量都已给出，则应先通过计算判断两种反应物是否恰好完全反应，如果不是恰好完全反应，应判断哪种反应物有剩余(即过量)，然后再根据不足量的反应物求算生成物的质量。
判断反应物过量的方法有：
(1)假设法。假设一种反应物A完全反应，根据A的质量求算出与A恰好反应的另一反应物B的质量χ(B)，再将χ(B)与题给的B的质量m(B)相比较。
若χ(B)＜m(B)，则假设成立，即B过量，A完全反应，应以A求算生成物的量；
若χ(B)＞m(B)，则假设不成立，即A过量，B完全反应，应以B求算生成物的量。
(2)比较法。设A与B按化学方程式所确定的质量分别为M(A)和M(B)，然后将题目所给的质量m(A)与m(B)分别与M(A)和M(B)相比，再看比较结果的大小。
若＞，则反应物A过量，B反应完全，用B求算生成物的量；
若＜，则反应物B过量，A反应完全，用A求算生成物的量；
若＝，则A与B恰好完全反应，用A或B求算生成物的量均可。
(3)交叉法。将两种反应物的质量m(A)、m(B)分别列入化学方程式中对应物质的质量M(A)、M(B)之下，然后交叉相乘，乘积大者的已知量为过量，小者则反应完全。例如，M(B)·m(A)＞M(A)·m(B)时，反应物A过量，B反应完全。
注意 在进行有一种反应物过量的计算时，还要考虑生成物是否与过量的反应物继续反应，若继续反应，又要进一步判断继续反应时哪一种反应物过量，再进行下一步计算。
例1 将3.3 gCO2通入含3.7 gCa(OH)2的澄清石灰水中，问能产生CaCO3沉淀多少克
分析 此题中两种反应物的质量都已给出。若CO2气体过量，则反应生成的CaCO3与可能过量的CO2会再发生反应，生成Ca(HCO3)2，使生成的CaCO3部分溶解。
解：先判断CO2气体与Ca(OH)2哪个过量。
设3.3 g CO2完全反应需Ca(OH)2 χ g，则
Ca(OH)2 + CO2 ＝ CaCO3↓+ H2O
74 44
χ 3.3
χ＝＝5.55
由于χ＝5.55(g)＞3.7(g)，即所需的Ca(OH)2的质量小于题给的质量，故Ca(OH)2为不足量，CO2过量。用不足量的Ca(OH)2求算CaCO3的质量。
Ca(OH)2 + CO2 ＝ CaCO3↓+ H2O
74 44 100
3.7 m1(CO2) m1(CaCO3)
m1(CO2)＝＝2.2
故剩余m(CO2)＝3.3－2.2＝1.1(g)。
ml (CaCO3) ＝＝5.0
又判断CO2与CaCO3哪个过量。
CaCO3 + CO2 + H2O ＝ Ca(HCO3)2
100 44
5.0 1.1
＞，比值大者为过量。所以CaCO3过量，用CO2求算溶解的CaCO3的质量。
CaCO3 + CO2 + H2O ＝ Ca(HCO3)2
100 44
m2 (CaCO3) 1.1
m2 (CaCO3) ＝＝2.5(g)
所以最后剩余的CaCO3的质量为：m(CaCO3)＝ml (CaCO3)－m2 (CaCO3)＝5.0－2.5＝2.5（g）
即生成的CaCO3沉淀为2.5 g。答案：略。
[多步反应的计算]
从最初的原料反应物经过多步反应变成最后的产物，要求根据反应物的量计算生成物的量或者根据生成物的量求算反应物的量时，可用关系式法求解。关系式法的解题原理是：根据多步反应中的每一步化学方程式，找出最初反应物与最终生成物之间的物质的量的关系，一步列式进行计算。
多步反应计算的一般步骤为：
(1)写出各步反应的化学方程式并配平；
(2)根据化学方程式找出可作为中介的物质，并确定最初反应物、中介物质及最终生成物之间量的关系；
(3)确定最初反应物和最终生成物之间的量的关系；
(4)根据所确定的最初反应物与最终生成物之间的量的关系和已知条件进行计算
注意 ①若最初的反应物与最终的生成物含有相同元素，则可直接利用元素的原子个数守恒来列式计算。例如，接触法制H2SO4时，若用FeS2为原料，则有：FeS2～2H2SO4；若用S为原料，则有：S～H2SO4。
②若在反应的各步均有反应物损失，可利用下列关系进行计算：
A、每步反应的转化率可累积到原料或产物上；
B、某一化合物中的某一元素的损失率等于该化合物的损失率。例如：
S的损失率＝FeS2的损失率；
C、原料利用率＝1－原料损失率。
例2 接触法制硫酸尾气中的SO2可用氨水吸收，吸收达到饱和后的溶液再与93％的硫酸反应，可放出SO2并得到(NH4)2SO4溶液。此法可制得较纯的SO2，将(NH4)2SO4溶液经结晶、分离、干燥后可制得固体硫酸铵肥料。
(1)写出有关反应的化学方程式。
(2)某厂每天排放含SO2的体积分数为0.2％的尾气10 000 m3，问每天要消耗同温、同压下(标准状况)的氨气多少立方米？可得到硫酸铵多少千克
解 (1)①SO2 + 2NH3·H2O ＝ (NH4)2SO3 + H2O
②(NH4)2SO3 + SO2 + H2O ＝ 2NH4HSO3
③2NH4HSO3 + H2SO4 ＝ (NH4)2SO4 + 2SO2↑+ 2H2O
④(NH4)2SO3 + H2SO4 ＝ (NH4)2SO4 + SO2↑+ H2O
(2)从上述反应①、②可知：
2SO2～2NH3·H2O～2NH3～2NH4HSO3～(NH4)2SO4
则SO2与NH3之间的比例关系为：
SO2 ～ NH3
1 l
10 000×0.2％ V(NH3)
V(NH3) ＝＝20 (m3)
又由上述关系知，SO2与(NH4)2SO4的关系为：
2SO2 ～ (NH4)2SO4
2×64 132
m[(NH4)2SO4]
m[(NH4)2SO4]＝＝58.9 （kg）
故每天消耗氨气20m3，可生产硫酸铵58.9 kg。
答案：略。
说明 此题利用关系式求硫酸铵的质量时，要注意SO2最后并未进入硫酸铵中，但通过与NH3反应生成NH4HSO3再与H2SO4反应制得硫酸铵，各步反应的化学计量数一定，不考虑损耗则量比关系一定，因此仍可找出SO2与硫酸铵之间的关系。
高中化学知识点规律
——化学平衡
1、化学反应速率
[化学反应速率的概念及其计算公式]
(1)概念：化学反应速率是用来衡量化学反应进行的快慢程度，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。单位有mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1
(2)计算公式：某物质X的化学反应速率：
注意 ①化学反应速率的单位是由浓度的单位(mol·L－1)和时间的单位(s、min或h)决定的，可以是mol·L－1·s－1、mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1，在计算时要注意保持时间单位的一致性。
②对于某一具体的化学反应，可以用每一种反应物和每一种生成物的浓度变化来表示该反应的化学反应速率，虽然得到的数值大小可能不同，但用各物质表示的化学反应速率之比等于化学方程式中相应物质的化学计量数之比。如对于下列反应：
mA + nB ＝ pC + qD
有：∶∶∶＝m∶n∶p∶q
或：
③化学反应速率不取负值而只取正值。
④在整个反应过程中，反应不是以同样的速率进行的，因此，化学反应速率是平均速率而不是瞬时速率。
[有效碰撞] 化学反应发生的先决条件是反应物分子(或离子)之间要相互接触并发生碰撞，但并不是反应物分子(或离子)间的每一次碰撞都

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