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考前识记：高考化学知识点清单精华（新教材）
精华01 生活中的化学
1．碳的氧化物对环境的影响
(1)二氧化碳
①CO2与温室效应：由于二氧化碳对从地表射向太空的长波特别是红外辐射有强烈的吸收作用，从而阻碍了部分地球向太空辐射的能量。这就会使地球表面温度升高、两极冰川融化、海平面上升，人们把这种由二氧化碳所产生的效应称为温室效应。除CO2外，对产生温室效应有重要作用的气体还有甲烷、臭氧、氟氯烃等。
②CO2与溶洞的形成：石灰岩里不溶性CaCO3与H2O和CO2反应转化为易溶性的Ca(HCO3)2，CaCO3＋CO2＋H2OCa(HCO3)2。溶有Ca(HCO3)2的水从溶洞顶向溶洞底滴落时，水分蒸发、二氧化碳压强减小、温度升高都会使上述平衡左移，CO2逸出，生成CaCO3沉淀。
③CO2与珊瑚礁：珊瑚虫可以从周围海水中获取Ca2＋和HCO，经反应形成石灰石外壳：Ca2＋＋2HCOCaCO3↓＋CO2↑＋H2O，若CO2浓度增大，会使上述平衡左移，不利于珊瑚礁的形成，还会使大量已形成的珊瑚礁被海水侵蚀。
(2)一氧化碳：煤气中毒就是一氧化碳导致的，它极易与人体内的血红蛋白结合，从而使人缺氧窒息死亡。它是水煤气的成分之一，含碳燃料的不充分燃烧将会产生一氧化碳，是一种严重的大气污染物。
2．酸雨：指pH小于5.6的雨雾或其他形式的大气降水，它是由人为排放的二氧化硫和氮氧化物转化而成的，绝大部分是硫酸型和硝酸型酸雨。
主要污染物：硫氧化物、氮氧化物
反应原理：SO2＋H2OH2SO3,2H2SO3＋O2===2H2SO4(或2SO2＋O22SO3，SO3＋H2O===H2SO4)；2NO＋O2===2NO2,3NO2＋H2O===2HNO3＋NO。
防治措施：根本途径是减少酸性物质向大气中的排放。
化学方法：
①石灰石脱硫：在煤中添加石灰石作为脱硫剂，可以减少煤燃烧时产生的SO2，发生反应的化学方程式：2CaCO3＋O2＋2SO2===2CaSO4＋2CO2。
②Na2SO3吸收法：Na2SO3＋SO2＋H2O===2NaHSO3,2NaHSO3Na2SO3＋SO2↑＋H2O。
3．光化学烟雾：指汽车、工厂等污染源排入大气的碳氢化合物和氮氧化合物等一次污染物，在阳光(紫外线)作用下会发生光化学反应生成二次污染物，参与光化学反应过程的一次污染物和二次污染物的混合物所形成的有毒烟雾污染现象。
主要污染物：氮氧化物和碳氢化合物(汽车尾气)
危害：人受到的主要伤害是眼睛和黏膜受刺激、头痛、呼吸障碍、慢性呼吸道疾病恶化、肺部功能损害。
防治措施：控制城市汽车数量、开发新能源、汽车安装尾气净化器。
4．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”“首要污染物”“空气质量级别”“空气质量状况”等。目前计入空气污染指数的项目暂定为可吸入颗粒物、氮氧化物、二氧化硫。
5．雾霾：雾霾是雾和霾的组合词，硫氧化物、氮氧化物和可吸入颗粒物这三项是雾霾的主要组成，前两者为气态污染物，最后一项颗粒物才是加重雾霾天气污染的罪魁祸首。它们与雾气结合在一起，让天空瞬间变得灰蒙蒙的，燃煤和汽车尾气是雾霾天气产生的重要原因。
6．PM2.5：2012年3月修订的《环境空气质量标准》中新纳入的强制监测指标是PM2.5。PM2.5是指大气中直径小于或等于2.5微米的颗粒物，也称可入肺颗粒物。与较粗的大气颗粒物相比，PM2.5粒径小，比表面积大，吸附活性强，易附带有毒、有害物质(如重金属、微生物等)，且在大气中的停留时间长，输送距离远，因而对人体健康和大气环境质量的影响更大。
7．臭氧空洞：家用电冰箱中使用的制冷剂“氟利昂”以及汽车排放的废气中的氮氧化物在臭氧转化成氧气中起到催化作用，从而使大气中的臭氧层形成空洞。
8．重金属污染：一般把密度在4.5 g·cm－3(或5 g·cm－3)以上的金属称为重金属，如钡、铜、银、铬、镉、镍、铅、铊、锡、汞等。重金属的化合物(以及少数重金属单质)对环境的污染称为重金属污染。
9．水体富营养化：在人类活动的影响下，生物所需的N、P等营养物质大量进入湖泊、河流、海湾等缓流水体，引起藻类及其他浮游生物迅速繁殖，水体溶解氧气量下降，水体恶化，鱼类及其他生物大量死亡的现象。
10．赤潮：海水中的红藻、褐藻由于吸收较多的营养物质(N、P等)而过度繁殖，引起海潮呈赤色的现象。它会造成海水的严重缺氧。
11．水华：人为向淡水中投入(或排入)生物需要的营养物质(N、P等)后，导致水面上的藻类疯长、繁殖，并使水质恶化而产生腥臭味，造成鱼类及其他生物大量死亡的现象。
12．厄尔尼诺：指由于全球温室效应逐渐增强，海洋温度不断上升，使得冰川、冰山融化，海平面上升，从而形成强烈的热带风暴以及引起大陆气候变化无常的现象。
13．绿色化学：指从根本上消灭污染，能彻底防止污染产生的科学，它包括“原料绿色化”“化学反应绿色化”“产物绿色化”等内容。
14．原子经济利用率：指目标产物占反应物总量的百分比。即原子利用率＝(预期产物的相对分子质量/全部生成物的相对分子质量总和)×100%。按绿色化学的原则，最理想的“原子经济”就是反应物中的原子全部转化为期望的最终产物，即原子利用率为100%。
15．绿色食品：指无污染、无公害、安全且有营养价值的卫生食品。
16．白色污染：指各种塑料垃圾对土壤所造成的污染。它们很难降解，会破坏土壤结构。
17．一次污染物：由污染源直接排入环境，其物质性质(物理、化学性质)未发生变化的污染物。也称“原发性污染物”。由它引起的污染称为一次污染或原发性污染。
18．二次污染物：由一次污染物转化而成的，排入环境的一次污染物在多种因素(物理、化学、生物)作用下发生变化，或与环境中的其他物质发生反应所形成的与一次污染物不同的新污染物，也称继发性污染。
19．可燃冰：是水与天然气相互作用形成的晶体物质，主要存在于冻土层和海底大陆坡中，其主要成分是一水合甲烷晶体(CH4·H2O)，它是人类的后续新能源，具有高效、使用方便、清洁无污染等优点。
20．一次能源：指自然界以现成形式提供的能源，如煤、石油、天然气等。
21．二次能源：指需要依靠其他能源的能量间接制取的能源，如氢气、电力等。
22．荒漠化：指由于气候和人类活动在内的种种因素造成的干旱、半干旱和亚湿润地区的土地退化的现象。由于大风吹蚀、流水浸蚀、土壤盐渍化等造成的土壤生产力下降或丧失，都称为荒漠化。土地荒漠化的最终结果大多数是沙漠化。
23．生活处处有化学
农用塑料：聚氯乙烯
食品包装袋：聚乙烯
汽油：禁用含铅汽油、提倡使用乙醇汽油
食品脱氧剂：维生素C、FeSO4、还原铁粉
食品干燥剂：硅胶，也可用生石灰
食品防腐剂：苯甲酸钠、亚硝酸钠(严禁超标使用)
水的净化：明矾
水的消毒：氯气、二氧化氯
环境消毒：“84”消毒液、漂白粉、过氧乙酸(CH3COOOH)
重金属盐中毒：BaSO4(不中毒)、BaCO3(能中毒)，可用生鸡蛋清解毒
耐火材料：氧化镁、氧化铝
治疗胃酸过多：氢氧化铝胶囊或小苏打
常用灭火剂：干冰、四氯化碳、小苏打和硫酸铝(泡沫灭火器)
煤气：CO和H2
液化石油气：主要为丙烷、丁烷
天然气：CH4
甲醛：室内装修污染源；浸泡海产品(严禁)
假酒：甲醇，工业酒精
肥皂：主要成分为硬脂酸钠
24．化学与材料
常见的材料有无机非金属材料、金属材料和有机高分子材料。无机非金属材料包括传统无机非金属材料(水泥、玻璃和陶瓷)和新型无机非金属材料(光导纤维、高温结构陶瓷、生物陶瓷等)；金属材料包括纯金属及合金；有机高分子材料包括天然高分子材料(纤维素、淀粉、蛋白质、天然橡胶等)和合成高分子材料(塑料、合成橡胶、合成纤维等)。
精华02 非金属元素及其化合物
一、卤族元素
1．氯气
H2＋Cl22HCl
2Fe＋3Cl22FeCl3
Cl2＋H2OHCl＋HClO
2NaOH＋Cl2===NaClO＋NaCl＋H2O
2Ca(OH)2＋2Cl2===Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O
6FeBr2＋3Cl2===4FeBr3＋2FeCl3(氯气少量)
2FeBr2＋3Cl2===2FeCl3＋2Br2(氯气过量)
【巧学活用】氯水成分复杂，性质多样：强酸性——H＋的性质；杀菌、漂白性——HClO的性质；强氧化性——Cl2的性质。氯气溶于水，但不溶于饱和食盐水，因此可用饱和食盐水除去Cl2中的HCl。Cl2与NaOH溶液的反应被用于实验室除去多余的Cl2，常出现在框图推断中。
【易错警示】氯气与FeBr2溶液反应时，一定要注意二者量的关系，Cl2首先氧化的是Fe2＋，然后氧化Br－；但Cl2与FeI2溶液反应时，首先氧化的是I－，然后氧化Fe2＋。根据得失电子守恒可得出相应反应的离子方程式，如等物质的量的Cl2与FeBr2在溶液中反应时，其离子方程式为2Fe2＋＋2Cl2＋2Br－===2Fe3＋＋4Cl－＋Br2。
2．含氯化合物
2HClO2HCl＋O2↑
Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO
NaClO＋2HCl===NaCl＋Cl2↑＋H2O
MnO2＋4HCl(浓) MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
【巧学活用】HClO可作漂白剂和杀菌剂是由于HClO具有强氧化性，长时间放置的氯水易变质是由于HClO在光照条件下极易分解，所以新制的氯水需避光保存。
(3)卤素单质间的置换反应
Cl2＋2NaBr===Br2＋2NaCl
Cl2＋2NaI===I2＋2NaCl
Br2＋2KI===2KBr＋I2
【巧学活用】以上反应可用于比较Cl2、Br2、I2氧化性(非金属性)的强弱或与CCl4、淀粉溶液相结合用于溶液中Br－、I－的检验。
二、氧族元素
1．硫的氧化物
SO2＋2NaOH===Na2SO3＋H2O(SO2不足)
SO2＋NaOH===NaHSO3(SO2过量)
2SO2＋O22SO3
SO3＋H2O===H2SO4
SO2＋2Fe3＋＋2H2O===SO＋2Fe2＋＋4H＋
SO2＋Br2＋2H2O===2HBr＋H2SO4
【巧学活用】SO2既具有氧化性也具有还原性，在溶液中与强氧化剂反应时都生成SO，由此可用于解释Na2SO3在空气中的变质。SO2的漂白性相对“可逆”：SO2＋色素,△无色化合物，常用于其检验。
2．浓硫酸
Cu＋2H2SO4(浓) CuSO4＋2H2O＋SO2↑
C＋2H2SO4(浓) 2H2O＋CO2↑＋2SO2↑
【易错警示】①随着反应的进行，浓H2SO4的浓度越来越小，导致H2SO4不能反应完全，因此所得的SO2比理论值少。
②碳与浓硫酸反应产物的确定应按以下流程进行：无水CuSO4确定水→品红溶液确定SO2→酸性KMnO4溶液除去SO2→品红溶液检验SO2是否除净→澄清石灰水检验CO2。
三、氮族元素
1．氮气及氧化物
N2＋O22NO
3Mg＋N2Mg3N2
2NO＋O2===2NO2
2NO2N2O4
3NO2＋H2O===2HNO3＋NO
4NO2＋O2＋2H2O===4HNO3
4NO＋3O2＋2H2O===4HNO3
【巧学活用】氮的氧化物和O2、水反应的计算可根据反应物相对量的多少判断剩余气体，但无论什么情况，剩余气体都不是NO2。NO、NO2具有氧化性，能与NH3反应生成N2和H2O。
2．氨与铵盐
NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－
NH3＋HCl===NH4Cl
4NH3＋5O24NO＋6H2O
8NH3＋6NO27N2＋12H2O
NH4HCO3NH3↑＋H2O↑＋CO2↑
2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O
【巧学活用】铵盐的分解反应常出现在框图推断题中，若某种物质受热分解的产物均为气体，可猜想该物质可能是碳酸氢铵或碳酸铵。在综合探究题中也会与Na2O2结合考查NH3的催化氧化实验等。铵盐与碱反应主要用于实验室制备NH3或检验溶液中的NH。
3．硝酸
4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O
Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2H2O＋2NO2↑
3Cu＋8HNO3(稀)=== 3Cu(NO3)2＋4H2O＋2NO↑
C＋4HNO3(浓) CO2↑＋4NO2↑＋2H2O
【易错警示】浓硝酸的氧化性大于稀硝酸的氧化性，铜与浓硝酸和稀硝酸的两个反应中硝酸均没有全部作氧化剂。铜与浓硝酸反应时在试管内就能看到红棕色的NO2，而与稀硝酸反应时需在试管口才能看到红棕色气体。
四、碳族元素
1．碳及其化合物
C＋O2CO2
C＋CO22CO
C＋H2O(g) CO＋H2
2C＋SiO2Si＋2CO↑
CaCO3CaO＋CO2↑
CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O(CO2不足)
CO2＋NaOH===NaHCO3(CO2过量)
CO2＋Na2SiO3＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3
CO2＋2NaAlO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋Na2CO3
CO2 + +H2O === +NaHCO3
CO2＋Na2CO3＋H2O===2NaHCO3
【巧学活用】由于C过量，SiO2与C反应的产物是CO而不是CO2，该反应可用于工业上制备粗硅，但必须在隔绝空气的条件下进行。
2．硅及其化合物
Si＋O2SiO2
Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑
Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑
SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O(雕刻玻璃；不能用玻璃容器盛装氢氟酸的原因)
SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O(不能用带有玻璃塞的试剂瓶装NaOH溶液的原因)
SiO2＋CaOCaSiO3
SiO＋2H＋===H2SiO3↓
Na2SiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3(用于SiO的检验；Na2SiO3在空气中变质的原因)
3．二氧化硅的特殊性
(1)非金属氧化物一般由分子构成，而SiO2是由Si和O按个数比1∶2直接构成。Si、SiC、Si3N4、BN等也是直接由原子构成。
(2)SiO2是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接与水作用制备H2SiO3。
(3)酸性氧化物一般不与酸作用，但SiO2能跟HF作用：SiO2+4HF===SiF4↑+2H2O。
(4)不要混淆二氧化硅和硅的用途用于制作光导纤维的是SiO2，用于制作半导体材料、计算机芯片的是晶体硅。
(5)水晶、石英、玛瑙的主要成分是SiO2；珍珠的主要成分是CaCO3；钻石是金刚石；红、蓝宝石的主要成分是Al2O3。
精华03 金属元素及其化合物
一、钠及其化合物
(1)钠的重要反应
①与水反应
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
2Na＋CuSO4＋2H2O===Na2SO4＋Cu(OH)2↓＋H2↑
【易错警示】钠和盐溶液反应，不能置换出盐中的金属，而是先与H2O反应生成NaOH，然后生成的NaOH溶液再与盐溶液反应，钠与H2O、酸反应的实质都是与H＋反应，所以钠与酸溶液反应更为剧烈。钠与熔融的盐反应才可能置换出盐中的金属。
②与氧气反应
4Na＋O2===2Na2O(空气中缓慢氧化)
2Na＋O2Na2O2
2Na2O＋O22Na2O2
【巧学活用】①无论Na与O2反应生成Na2O或Na2O2，只要参与反应的Na质量相等，则转移电子的物质的量一定相等，但得到Na2O2的质量大于Na2O的质量。
②注意Na及其化合物发生焰色反应时火焰颜色均为黄色。
③要注意推断题中的“题眼”——多步氧化关系：NaNa2ONa2O2。
(2)钠的化合物的重要反应
①Na2O2
2H2O＋2Na2O2===4NaOH＋O2↑
2CO2＋2Na2O2===2Na2CO3＋O2
SO2＋Na2O2===Na2SO4
【巧学活用】1 mol Na2O2歧化时转移电子的物质的量为1 mol，被还原剂还原时，则转移2 mol e－，该结论常用在考查NA的题目中。Na2O2跟CO2和水蒸气组成的混合气体反应时，应先考虑Na2O2跟CO2的反应。Na2O2具有强氧化性，能将具有还原性的物质氧化，注意相关反应离子方程式的书写(如将Na2O2投入Na2S、Na2SO3、NaI、FeSO4等具有还原性的溶液中)。
②Na2CO3
Na2CO3＋2HCl(过量)===2NaCl＋CO2↑＋H2O
Na2CO3＋HCl(不足)===NaCl＋NaHCO3
Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3
Na2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2NaOH
【巧学活用】向Na2CO3溶液中加入盐酸时反应分两步进行，首先生成NaHCO3，然后是NaHCO3与盐酸反应生成CO2。二者滴加的顺序不同，产生的现象也不同，这就是不用其他试剂就能鉴别出Na2CO3溶液和盐酸的原理。
③NaHCO3
2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑
NaHCO3＋HCl===NaCl＋CO2↑＋H2O
NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O
2NaHCO3＋Ca(OH)2(不足)===Na2CO3＋CaCO3↓＋2H2O
NaHCO3＋Ca(OH)2(过量)===CaCO3↓＋NaOH＋H2O
【易错警示】a.不能用常压下蒸发溶剂的方法制备NaHCO3晶体，不能用澄清石灰水鉴别Na2CO3和NaHCO3。
b.在书写碳酸氢盐与澄清石灰水反应的离子方程式时要特别注意二者量的相对多少。
c.吸收CO2气体中的HCl不能用饱和Na2CO3溶液，需用饱和NaHCO3溶液。
④NaOH
2NaOH＋H2SO4===Na2SO4＋2H2O
CO2＋2NaOH(过量)===Na2CO3＋H2O
CO2(过量)＋NaOH===NaHCO3
【巧学活用】CO2与NaOH溶液反应的产物可能是Na2CO3、NaHCO3或二者的混合物，可根据Na＋和C 守恒法确定CO2与NaOH溶液反应的产物。
二、铝及其化合物
(1)Al单质的重要反应
4Al＋3O22Al2O3
2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑
2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑
2Al＋Fe2O32Fe＋Al2O3
4Al＋3MnO23Mn＋2Al2O3
【巧学活用】Al与NaOH溶液的反应常用于物质推断、含有Al的固体混合物分离提纯及含量测定。
【易错警示】①铝热反应不仅仅是单质铝与Fe2O3反应，还包含制取其他难熔金属的反应，由于成本高，故铝热反应不能用于工业上冶炼铁，注意铝热反应是中学化学中唯一一类金属单质与金属氧化物在高温条件下的置换反应。
②引发铝热反应的操作是高考实验考查的热点，具体操作是先铺一层KClO3，然后插上镁条，最后点燃镁条。
(2)Al2O3、Al(OH)3的重要反应
Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O
Al2O3＋2NaOH===2NaAlO2＋H2O
2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑
Al(OH)3 ＋3HCl===AlCl3＋3H2O
Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O
【巧学活用】Al2O3、Al(OH)3与NaOH溶液的反应常用于物质的分离提纯。Al(OH)3不溶于氨水，所以实验室常用铝盐和氨水来制备Al(OH)3。
(3)铝盐和偏铝酸盐的重要反应
Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH
AlCl3＋3NaOH===Al(OH)3↓＋3NaCl(NaOH适量)
AlCl3＋4NaOH===NaAlO2＋3NaCl＋2H2O(NaOH过量)
NaAlO2＋HCl＋H2O===Al(OH)3↓＋NaCl(少量盐酸)
NaAlO2＋4HCl===AlCl3＋NaCl＋2H2O(足量盐酸)
2AlO＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋CO(少量CO2)
AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO(足量CO2)
Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓(铝盐和偏铝酸盐在溶液中双水解)
Al3＋＋3H2OAl(OH)3(胶体)＋3H＋
【巧学活用】利用偏铝酸盐制备Al(OH)3，一般不用强酸，因为强酸的量控制不当会使制得的Al(OH)3溶解。若向偏铝酸盐溶液中通入CO2，生成的Al(OH)3不溶于碳酸，CO2过量时另一产物是HCO，不过量时另一产物是CO，书写离子反应方程式时要特别注意这一点。
三、铁及其化合物
(1)铁单质的重要反应
3Fe＋2O2Fe3O4
Fe＋SFeS
2Fe＋3Cl22FeCl3
3Fe＋4H2O(g) Fe3O4＋4H2
Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑(酸为非氧化性酸)
Fe＋4HNO3(稀)===Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O(铁适量)
3Fe＋8HNO3(稀)===3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O(铁过量)
Fe＋CuSO4===Cu＋FeSO4
2FeCl3＋Fe===3FeCl2
【易错警示】Fe与O2、H2O(g)在高温下反应的产物都是Fe3O4而不是Fe2O3，Fe与Cl2反应时生成FeCl3，与S反应时生成FeS，说明Cl2的氧化能力大于S的。常温下，Fe、Al在浓硫酸和浓硝酸中发生钝化，但加热后继续反应。
(2)铁的化合物的重要反应
FeCl2＋2NaOH===Fe(OH)2↓＋2NaCl
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3
2FeCl2＋Cl2===2FeCl3
2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O
3Fe2＋＋4H＋＋NO===3Fe3＋＋NO↑＋2H2O
Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3
FeCl3＋3H2O(沸水) Fe(OH)3(胶体)＋3HCl(氢氧化铁胶体的制备)
【巧学活用】①FeCl2溶液与NaOH溶液在空气中反应的现象变化，常用于物质推断。向Fe2＋溶液中加入硝酸、KMnO4、氯水等具有氧化性的物质时，溶液会出现浅绿色→棕色的颜色变化，该现象可用于Fe2＋的初步检验。
②制备Fe(OH)2的方法很多，原则有两点：一是溶液中的溶解氧必须提前除去；二是反应过程中必须与O2隔绝。
③Fe3＋的检验方法较多，如观察溶液颜色法(棕黄色)、NaOH溶液法(生成红褐色沉淀)、KSCN溶液法(生成血红色溶液)，前面两种方法需溶液中Fe3＋的浓度较大时才适用，最好也最灵敏的方法是KSCN溶液法。Fe2＋的检验可采用先加入KSCN溶液，再加入氧化剂的方法。
四、其他金属元素及物质制备反应
(1)铜及其化合物的重要反应
2Cu＋O22CuO
2Cu＋SCu2S
Cu＋Cl2CuCl2
Cu＋2FeCl3===CuCl2＋2FeCl2
2Cu＋O2＋CO2＋H2O===Cu2(OH)2CO3
2CuSO4＋2H2O2Cu＋O2↑＋2H2SO4
(2)镁及其化合物的重要反应
2Mg＋O22MgO
3Mg＋N2Mg3N2
2Mg＋CO22MgO＋C
Mg(HCO3)2＋2Ca(OH)2===Mg(OH)2↓＋2CaCO3↓＋2H2O(注意：不生成MgCO3沉淀)
精华04 化工生产流程及原理
一、从海水中提取溴
[涉及反应]
①2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－
③Br2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HBr
二、从海带中提取碘
[涉及反应]
2I－＋Cl2===I2＋2Cl－
三、从海水中提取镁
[涉及反应]
①MgSO4＋Ca(OH)2===Mg(OH)2↓＋CaSO4
②Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O
③MgCl2·6H2OMgCl2＋6H2O
④MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑
四、氯碱工业
[涉及反应]
①2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
②Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O
③2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
④H2＋Cl22HCl
五、接触法制取硫酸
[涉及反应]
①4FeS2＋11O22Fe2O3＋8SO2(反应装置：沸腾炉)
②2SO2＋O22SO3(反应装置：沸腾炉)
③SO3＋H2O===H2SO4(反应装置：接触室)
六、硅的制备
[涉及反应]
①SiO2＋2CSi(粗)＋2CO↑
②Si＋2Cl2SiCl4
③SiCl4＋2H2Si(纯)＋4HCl
七、工业制硝酸
[涉及反应]
①4NH3＋5O24NO＋6H2O
②2NO＋O2===2NO2
③3NO2＋H2O===2HNO3＋NO
八、工业制纯碱
[涉及反应]
NH3＋H2O＋CO2＋NaCl===NaHCO3↓＋NH4Cl
2NaHCO3===Na2CO3＋H2O＋CO2↑
九、从铝土矿中提炼铝
[流程Ⅰ]
[涉及反应]
①Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O
Fe2O3＋6HCl===2FeCl3＋3H2O
②AlCl3＋4NaOH===NaAlO2＋3NaCl＋2H2O
FeCl3＋3NaOH===Fe(OH)3↓＋3NaCl
HCl＋NaOH===NaCl＋H2O
③NaAlO2＋2H2O＋CO2===Al(OH)3↓＋NaHCO3
NaOH＋CO2===NaHCO3
④2Al(OH)3Al2O3＋3H2O
⑤2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑
[流程Ⅱ]
[涉及反应]
①Al2O3＋2NaOH===2NaAlO2＋H2O
SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O
②Na2SiO3＋2HCl===H2SiO3↓＋2NaCl
NaAlO2＋4HCl===NaCl＋AlCl3＋2H2O
③AlCl3＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4Cl
HCl＋NH3·H2O===NH4Cl＋H2O
十、从工业废水中回收FeSO4和Cu
工业废水中含有大量的FeSO4，较多的Cu2＋和少量的Na＋。
[涉及反应]
①CuSO4＋Fe===FeSO4＋Cu
②Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑
附：实验室制备气体原理
1．实验室制备H2
Zn＋2HCl===ZnCl2＋H2↑
2．实验室制备O2
2KMnO4K2MnO4＋O2↑＋MnO2
2KClO32KCl＋3O2↑
2H2O22H2O＋O2↑
3．实验室制备CO2
CaCO3＋2HCl===CaCl2＋CO2↑＋H2O
4．实验室制备SO2
Na2SO3＋H2SO4===Na2SO4＋SO2↑＋H2O
5．实验室制备Cl2
MnO2＋4HCl(浓) MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
6．实验室制备NH3
2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O
NH3·H2O(浓)NH3↑＋H2O
7．实验室制备C2H2
CaC2＋2H2O→Ca(OH)2＋C2H2↑
精华05 物质结构 元素周期律
一、常用物质结构的化学用语
(1)四种符号
①元素符号：Al、S
②离子符号：Al3＋、S2－、SO
③同位素符号：6C、6C
④化合价符号：2O3、H2
(2)七种图式
①化学式：Na2O2、NH4Cl、SiO2
②分子式：C2H4、NH3
③最简式(实验式)：CH2、CH2O
⑦原子结构示意图：
(3)两种模型
①比例模型，如甲烷的比例模型：
②球棍模型，如甲烷的球棍模型：
二、原子组成及表示
1．人类对原子结构的认识
原子结构模型的演变图如下：
①为道尔顿实心球式原子模型；②为汤姆生葡萄干面包式原子模型；③为卢瑟福行星运转式原子模型；④为玻尔轨道式原子模型；⑤为近代量子力学原子模型。
2．原子结构
(1)原子的构成
X
(2)核素(原子)的表示及其数量关系
①表示：表示质子数为Z、质量数为A、中子数为A－Z的核素原子。
(3)阴、阳离子中的数量关系
①质量数＝质子数＋中子数。
②阴离子：：核外电子数＝Z＋n。
阳离子：：核外电子数＝Z－n。
3.符号中各数字的含义
三、同位素
1．元素、核素、同位素的相互关系
2．同位素的“六同三不同”
3．同位素及相对原子质量
同位素 定义 具有相同质子数和不同中子数的同一元素的原子互称同位素
特性 同一元素的各种同位素化学性质几乎完全相同. 天然存在的某种元素里，不论是游离态还是化合态，各种同位素的原子含量一般是不变的.
判定 方法 它反映的是同种元素的不同原子间的关系.故单质、化合物间不可能是同位素。如H2和D2及H2O和D2O之间不存在同位素关系。只有质子数相同而中子数不同的原子才是同位素；如168O和188O是同位素，而且146C和147N不是同位素。
注意 天然存在的元素中，许多都有同位素(但并非所有元素都有同位素)。因而发现的原子种数多于元素的种数。
相对原子质量和近似相对原子质量 同位素的相对原子质量和近似相对原子质量 按初中所学的相对原子质量的求算方式是：一个原子的质量与一个12C原子质量的的比值。显然，所用原子质量是哪种同位素原子的质量，其结果只能是该同位素的相对原子质量。故该定义严格说应是同位素的相对原子质量。该比值的近似整值即为该同位素的近似相对原子质量，其数值等于该同位素的质量数。
元素的相对原子质量和近似相对原子质量 因天然元素往往不只一种原子，因而用上述方法定义元素的相对原子质量就不合适了。元素的相对原子质量是用天然元素的各种同位素的相对原子质量及其原子含量算出来的平均值。数字表达式为=M1×a1%+M2×a2%+……。若用同位素的质量数替代其相对原子量进行计算，其结果就是元素的近似相对原子质量(计算结果通常取整数)。我们通常采用元素的近似相对原子质量进行计算。
四、元素周期表
1．原子序数
(1)按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数
(2)原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数　
2．周期(7个横行，7个周期)
短周期 长周期
序号 1 2 3 4 5 6 7
元素种数 2 8 8 18 18 32 32
0族元素原子序数 2 10 18 36 54 86 118
3．族(18个纵行，16个族)
主族 纵行 1 2 13 14 15 16 17
族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
副族 纵行 3 4 5 6 7 11 12
族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB
Ⅷ族 第8、9、10纵行，共3个纵行
0族 第18纵行
4．每周期0族元素及其原子序数
周期 1 2 3 4 5 6 7
元素 氦(He) 氖(Ne) 氩(Ar) 氪(Kr) 氙(Xe) 氡(Rn) (Uuo)
元素原子序数 2 10 18 36 54 86 118
5．元素周期表中的特殊位置
(1)过渡元素：元素周期表中部从第ⅢB族到第ⅡB族10个纵行共六十多种元素，这些元素都是金属元素。
(2)镧系：元素周期表第 6周期中，从57号元素镧到71号元素镥共15种元素。
(3)锕系：元素周期表第 7周期中，从89号元素锕到103号元素铹共15种元素。
(4)超铀元素：在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素。
五、元素周期律
1．元素金属性和非金属性强弱的判断方法
金属性比较 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)
判断方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强
②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强
③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强
④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强
⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强
非金属性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)
判断方法 ①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强
②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强
④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强
2．主族元素性质的特殊性
氢 质量最轻的元素
碳 形成化合物最多的元素；可形成自然界硬度最大的物质；气态氢化物中含氢质量分数最大的元素
氮 空气中含量最多的元素；气态氢化物的水溶液呈碱性的元素
氧 地壳中含量最多的元素；气态氢化物的沸点最高的元素；氢化物在通常状况下呈液态的元素
氟 最活泼的非金属元素；无正价的元素；无含氧酸的非金属元素；无氧酸可腐蚀玻璃的元素；气态氢化物最稳定的元素；阴离子的还原性最弱的元素
钠 短周期元素中与水反应较剧烈的金属元素；短周期元素中最高价氧化物的水化物碱性最强的元素；短周期主族元素中原子半径最大的元素；与氧气在加热条件下反应生成过氧化物(Na2O2)的元素；焰色反应为黄色的元素
铝 地壳中含量最多的金属元素；最高价氧化物及其水化物既能与强酸反应，又能与强碱反应的元素
硅 其单质可做良好的半导体材料；地壳中含量第二的元素；其单质能跟强碱溶液反应，还能被氢氟酸溶解
硫 淡黄色晶体，它的氢化物可与其最高价氧化物对应的水化物的浓溶液发生氧化还原反应
氯 短周期元素中最高价氧化物对应的水化物酸性最强的元素
3．微粒半径的大小比较
六、微粒间的相互作用力
共价键与离子键的比较
离子键 共价键
非极性键 极性键
概念 阴、阳离子通过静电作用所形成的化学键 原子间通过共用电子对而形成的化学键
成键粒子 阴、阳离子 原子
成键实质 阴、阳离子的静电作用 共用电子对不偏向任何一方 共用电子对偏向一方原子
形成条件 活泼金属元素与活泼非金属元素经电子得失，形成离子键 同种元素原子之间成键 不同种元素原子之间成键
形成的物质 离子化合物 非金属单质；某些共价化合物或离子化合物 共价化合物或离子化合物
2．几种典型物质的电子式、结构式和模型：
物质 HCl Cl2 H2O NH3 CH4
电子式
结构式 H—Cl Cl—Cl H—O—H
球棍模型
比例模型
3．分子间作用力
(1)定义：将分子聚集在一起的作用力。范德华力与氢键是两种最常见的分子间作用力。
(2)特点：分子间作用力比化学键弱得多，它主要影响物质的熔沸点、溶解性等物理性质。
4．范德华力
(1)存在
存在于由共价键形成的多数共价化合物和非金属单质分子之间。
(2)变化规律
一般来说，对于组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，物质的熔沸点也越高，如熔沸点：I2>Br2>Cl2>F2。
5．氢键
(1)定义：既可以存在于分子之间又可以存在于分子内部的作用力，比范德华力稍强。
(2)形成条件：非金属性强、原子半径小的O、F、N原子与H原子之间。
(3)存在：氢键存在广泛，如蛋白质分子、H2O、NH3、HF等分子之间，有的物质分子内也存在氢键。分子间氢键会使物质的熔点和沸点升高。
6．电子式书写常见的6大误区
内容 实例
误区1 漏写未参与成键的电子 N2误写为N N，应写为∶N N∶
误区2 化合物类型不清楚，漏写或多写[　]及错写电荷数 NaCl误写为Na+∶∶，应写为Na+[∶∶]-，HF误写为H+[∶∶]-，应写为H∶∶
误区3 书写不规范，错写共用电子对 N2的电子式不能写成∶N∶∶∶N，更不能写成∶∶或∶∶∶
误区4 不考虑原子间的结合顺序 HClO的电子式为H∶∶∶，而不是H∶∶∶
误区5 不考虑原子最外层有几个电子，均写成8电子结构 C的电子式为[H∶∶H]+，而不是[H∶∶H]+
误区6 不考虑AB2型离子化合物中2个B是分开写还是一起写 CaBr2、CaC2的电子式分别为[∶∶]-Ca2+[∶∶]-、Ca2+[∶C C∶]2-
七、“等电子”微粒的思维方法及应用
1．“迁移法”寻找“10电子”微粒和“18电子”微粒
(1)“10电子”微粒
(2)“18电子”微粒
2．记忆其他等电子微粒
(1)“2电子”微粒:He、H-、Li+、H2。
(2)“14电子”微粒:Si、N2、CO、C2H2、。
(3)“16电子”微粒:S、O2、C2H4、HCHO。
精华06 化学实验基础
一、常用仪器的名称、用途及使用方法
1．加热仪器——酒精灯
(1)酒精灯所装酒精量不能超过其容积的2/3，不能少于1/4。
(2)加热时要用外焰，熄灭时要用灯帽盖灭，不能吹灭。
(3)绝对禁止：向燃着的酒精灯里添加酒精、用燃着的酒精灯引燃另一只酒精灯。
2．可加热仪器
3．计量仪器
仪器名称 主要用途 使用注意事项
①量筒 粗略量取一定体积液体 a.不作反应器 b.无0刻度线 c.准确读数：视线与凹液面最低点相平
②容量瓶 用于配制一定物质的量浓度的溶液 a.用前检查是否漏水 b.准确读数：视线与凹液面最低点相平
③滴定管 用于中和滴定，准确量取液体的体积 a.使用前检查是否漏水 b.0刻度在上方，读数至小数点后两位，读数时，视线与凹液面最低点相平 c.要用待装液润洗 d.酸式滴定管不能取用碱性溶液；碱式滴定管不能取用酸性、氧化性溶液
④温度计 a.分馏时测量馏分的沸点 b.测量反应液温度 c.测量水浴温度 a.不可用于搅拌 b.根据用途将水银球插在不同部位
⑤托盘天平 称量固体物质质量 a.用前调零 b.药品不能直接放在托盘上 c.左物右码，先大后小 d.读数至小数点后1位
4．分离提纯仪器
仪器名称 主要用途 使用注意事项
①漏斗 用作过滤或向小口容器中注入液体或用于装配反应器 a.过滤时应注意“一贴二低三靠” b.装配反应器时应将下管末端插入液面以下，防止气体逸出
②分液漏斗 常用来向反应器中添加液体及装配反应器；梨形漏斗常用于分液 a.使用前活塞检漏 b.分液时下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出
③球形干燥管 用固体试剂除气体中杂质 气流方向粗口进细口出
④冷凝管 用于蒸馏、分馏、冷凝蒸气 冷却水的流向下进上出
二、化学实验基本操作
1．如何洗涤沉淀：沿玻璃棒向漏斗(过滤器)中的沉淀上加蒸馏水至淹没沉淀，静置使其全部滤出，重复操作数次。
2．如何进行分液操作：将分液漏斗静置在铁架台上的铁圈上，使漏斗颈末端紧贴铁架台上的烧杯内壁(如需振荡液体，则应充分振荡后再静置)，待液体分成两层后，旋开旋塞，使下层液体从漏斗下口流出(在旋开旋塞之前，应该使分液漏斗顶部活塞上的凹槽或小孔对准漏斗上口颈部的小孔，否则，液体就不能顺利通过旋塞从下口流出)，当下层液体流尽时，立即关闭旋塞，从漏斗上口把上层液体倒出来。
3．如何选择萃取剂：与原溶剂互不混溶、不反应；溶质在其中的溶解度比在原溶剂中的大；溶质不与萃取剂反应；两溶剂密度差别大。萃取后得到的仍是溶液，一般再通过分馏等方法进一步分离。
4．如何使用试纸：(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)点在试纸中部，观察试纸颜色变化。(2)检验气体：一般先用蒸馏水把试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，并使其接近试管口，观察颜色变化。
试纸的种类 应用 使用方法 注意
石蕊试纸 检验酸碱性(定性) ①检验液体：取一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用沾有待测液的玻璃 棒点在试纸的中部，观察颜色变化。 ②检验气体：一般先用蒸馏水把试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，并使之接 近容器口，观察颜色变化。 ①试纸不可伸入溶液中，也不能与管口接触。 ②测溶液pH时，pH试纸不能先润湿，因为这相当于将原溶液稀释了。
pH试纸 检验酸、碱性的强弱 (定量)
品红试纸 检验SO2等漂白性物质
KI-淀粉试纸 检验Cl2等有氧化性物质
5．容量瓶如何检漏：向容量瓶中加入自来水，塞好瓶塞，左手食指摁住塞子，右手五指托住瓶底，倒转容量瓶，观察瓶塞周围是否有水渗出。直立后，转动瓶塞180°，重复一次，若没有水渗出说明不漏水，不漏水的容量瓶才能使用。
6．如何检查装置气密性：(1)简单装置：把导管一端浸入水中，用双手捂住烧瓶或试管，借手的热量使容器内的空气膨胀，容器内的空气则从导管口形成气泡冒出，把手拿开，过一会，水沿导管上升，形成一小段水柱，说明装置不漏气。(2)复杂装置：用酒精灯代替手作热源，其余同上。(3)用长颈漏斗 加液体的装置：关闭其他出口，通过长颈漏斗向容器中注水至漏斗内液面高于容器内液面时，观察液面差，一段时间内若无变化，则气密性良好。
7．焰色反应操作：用铂丝蘸浓盐酸在无色火焰上灼烧至无色，蘸取试样在无色火焰上灼烧，观察火焰颜色(若检验钾元素要透过蓝色钴玻璃观察)。
　实验操作中常用到玻璃棒的有：液体的引流，如在过滤、配制一定物质的量浓度溶液的操作中；液体的搅拌，如在蒸发中；固体的搅拌和转移，如在坩埚中灼烧固体。
三、化学实验操作的安全性
1．三禁
(1)任何化学药品都禁止手触、口尝。
(2)禁止用燃着的酒精灯去引燃另一盏酒精灯。
(3)用试管加热液体时禁止试管口对着自己或他人。
2．八防
(1)防爆炸
①点燃可燃性气体(如H2、CO、CH4、C2H4、C2H2等)前要先检验气体的纯度。
②用H2或CO还原CuO时，应先通入H2或CO，在装置尾部收集气体并检验纯度，若尾部气体已纯净，说明装置中的空气已排尽，可对装置加热。
(2)防失火
①可燃性物质如钾、钠、白磷等强还原剂要妥善保存，与强氧化剂要分开存放。
②使用易挥发性可燃物，如乙醇、乙醚、汽油等应防止蒸气逸出，添加易燃品一定要远离火源。
(3)防倒吸
用加热法制取并用排水法收集气体或吸收溶解度较大的气体时，易引起倒吸。有加热装置的实验结束时的操作一般为先撤导管再撤酒精灯，在有多个加热装置的复杂实验中要注意熄灭酒精灯的顺序，必要时要加装防倒吸装置。
(4)防堵塞
有关气体的制取与性质实验中，经常会出现导管堵塞现象，下图中的“液封平衡式”可用于判断实验过程中装置是否堵塞。在分液漏斗口与烧瓶瓶塞之间常加装一段橡胶管，其作用是使分液漏斗中的液体易于滴下(见下图中的“恒压式”)。用干燥管盛放固体干燥剂或加热粉末状固体物质及易升华的物质时，均易导致导管堵塞，常将棉花团放置在导管口(见下图中的“防阻式1”及“防阻式2”)防堵塞。
(5)防暴沸
①稀释浓硫酸时，应将浓硫酸沿器壁慢慢加入水中，边加边搅拌，使产生的热量迅速扩散。
②加热液体混合物特别是沸点较低的液体混合物时，应加碎瓷片或沸石。
(6)防污染、防中毒
①药品取用要做到“三不”：
不能用手直接接触药品；不要把鼻孔凑到容器口去闻药品的气味；不能尝任何药品的味道。
②做有毒气体的实验时，应在通风橱中进行，并注意对尾气进行适当处理(吸收或点燃等)。
(7)防仪器炸裂
①加热试管时要先均匀预热，然后将其固定在某部位加热。
②用试管加热固体时，管口要略向下倾斜。
③集气瓶中的燃烧反应有固体物质生成时，应加少量水或铺一薄层细沙。
④禁止将热的仪器放入冷水中冲洗。
(8)防泄漏
检查装置的气密性、长颈漏斗下端是否插入液面下以防止气体泄漏；检查滴定管、分液漏斗、容量瓶是否漏水以防止液体泄漏。
3．典型的实验安全装置
(1)防倒吸装置
(2)防堵塞安全装置
(3)防污染尾气处理装置
如实验室制取Cl2时，尾气的处理可采用b装置；制取CO、H2时，尾气处理可采用a、c装置。
四、常见分离及提纯的物理方法
1. 常用的分离、提纯和干燥的仪器
仪器图形与名称 主要用途 使用方法和注意事项
①用于过滤。 ②向小口容器中转移液体。 ③倒扣在液面上，用作易溶于水的气体的吸收装置 ①滤纸与漏斗内壁应严密吻合，用水润湿后，中间不得有气泡。 ②过滤时，要做到“一贴、二低、三靠”
①梨形分液漏斗用于互不相溶且密度不同的两种液体的分离或萃取分液。 ②球形分液漏斗，便于控制液体加入 ①使用前应检查活塞和上口塞子是否漏液。 ②分液时，下层液体从下口放出，上层液体从上口倒出。 ③不宜盛碱性液体。 ④用分液漏斗滴加挥发性液体时，上口的塞子不能打开，而应使磨口塞上的凹槽和漏斗口颈上的小孔对准
①用于气体的除杂或干燥。 ②用于排液法集气。 ③用于组装量气装置 ①用于气体的除杂时，气体由长导管进，短导管出。 ②用于测量气体体积时，瓶内应装满液体。连接时，气体由短导管进入
①内装固体干燥剂或吸收剂。 ②用于干燥或吸收气体 ①若是球形干燥管，气体由大口进、小口出，球形部分装满固体干燥剂。 ②干燥剂或吸收剂均为颗粒状固体，装入干燥管内的药品颗粒不能太大或太小，太小时气流不畅通，太大时干燥效果不好
①用于存放干燥的物质。 ②用于潮湿的物质干燥。 ③用于坩埚、蒸发皿中的物质灼烧后冷却 ①过热的物质应稍冷后放入。 ②磨口应涂一层凡士林，便于器皿密封。 ③开盖时，只平推不拔
冷凝管 ①用于蒸馏或分馏时冷凝易液化的气体； ②用于液体回流 ①直形冷凝管一般用于蒸馏或分馏时冷凝蒸气； ②球形冷凝管通常用于回流； ③冷却水下口进上口出
2.常见的分离方法
方法 适用范围 装置示意图 举例
过滤 固体与液体分离 粗盐提纯时，把粗盐溶于水，经过过滤，把不溶于水的固体杂质除去
结晶、重结晶 混合物中各组分在溶剂中的溶解度随温度变化不同 — 硝酸钾溶解度随温度变化大，氯化钠溶解度随温度变化小，可用该法从氯化钠和硝酸钾的混合物中提纯硝酸钾
升华 混合物中某一成分在一定温度下可直接变为气体，再冷却成固体 粗碘中碘与钾、钠、钙、镁的碘化物混杂，利用碘易升华的特性，可将碘与杂质分离
蒸发 分离溶于溶剂中的溶质 从食盐水溶液中提取食盐晶体
蒸馏、分馏 利用沸点不同来分离互溶的液体混合物 制取蒸馏水，除去水中杂质；除酒精中水(加生石灰)；乙醇和乙酸的分离(先加NaOH蒸馏，后加浓硫酸蒸馏)；石油分馏
分液 两种互不相溶的液体的分离 除溴乙烷中乙醇(先水洗)；水、苯的分离；除乙酸乙酯中乙酸(加饱和Na2CO3洗)
萃取 利用溶质在两种互不相溶的溶剂中的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液里提取出来 (图同分液) CCl4把溶于水里的Br2萃取出来
渗析 用半透膜使离子或小分子从胶体中分离出来(提纯胶体) 除去淀粉胶体中的NaCl；除去Fe(OH)3胶体中的HCl
五、常见分离及提纯的化学方法
(1)加热法
混合物中有热稳定性差的物质时，可直接加热，使热稳定性差的物质分解而分离出去，有时受热后能变为被提纯的物质。如固态食盐中混有NH4Cl、固态纯碱中混有NaHCO3等。
(2)沉淀法
在混合物中加入某试剂，使其中的一种以沉淀形式分离出来的方法。使用该方法时一定要注意不能引入新的杂质，若使用多种试剂将溶液中不同离子逐一沉淀，这时还应注意后加试剂能将先加试剂的过量部分除去，最后加的试剂不引入新杂质。例如：
a．除去食盐中的Na2SO4、CaCl2、MgCl2杂质：
NaCl(含杂质Na2SO4、CaCl2、MgCl2)(除Mg2＋)(除SO)除Ba2＋、Ca2＋)滤液(除CO、OH－)NaCl
b．除去Cu2＋中的Fe3＋杂质：
Cu2＋(含Fe3＋)[使Fe3＋生成Fe(OH)3]得纯净Cu2＋溶液
(3)转化法
不能通过一次反应达到分离的目的，而要经过转化为其他物质才能分离，然后要将转化物质恢复为原物质。例如，除去AlCl3中的MgCl2杂质，先加入过量的NaOH溶液，过滤后向滤液中加入适量盐酸。
(4)酸碱法
被提纯物不与酸反应，而杂质与酸可反应，用酸作除杂试剂；被提纯物不与碱反应，而杂质与碱易反应，用碱作除杂试剂。例如，用盐酸除去SiO2中的石灰石，用氢氧化钠溶液除去铁粉中的铝粉。
(5)氧化还原法
对混合物中含有的还原性杂质，加入适当氧化剂使其氧化为被提纯物质；而对混合物中含有的氧化性杂质，可加入适当还原剂将其还原为被提纯物质。例如，FeCl2中含有FeCl3，加入过量铁粉，振荡过滤，即可除去FeCl3；FeCl3中含有FeCl2，可通入氯气，将FeCl2转化成FeCl3而又不会引入新的杂质。
六、气体制备的发生、净化及其装置
实验装置选择的思路：
1．气体发生装置
装置类型 装置图 适用气体 注意事项
固-固加热型 O2、NH3等 ①试管要干燥； ②试管口略低于试管底； ③加热时先均匀加热再固定加强热
固-液加热型或液-液加热型 Cl2、HCl等 ①加热烧瓶时要垫石棉网； ②反应物均为液体时，烧瓶内要加沸石或碎瓷片
固-液不加热型或液-液不加热型 H2、CO2、SO2、NO、NO2等 ①使用长颈漏斗时，漏斗下端管口要插入液面以下； ②启普发生器只适用于块状固体与液体的反应，反应不需要加热且气体不溶于水； ③使用分液漏斗既可增强装置的气密性，又可控制加入液体的速度
2．常见气体的除杂与干燥
除去气体中混有杂质的关键有两点：一是选择合适的除杂试剂；二是选择合适的分离及提纯方法。
(1)常见气体的净化
气体 所含杂质 净化剂 净化装置
O2 Cl2 氢氧化钠溶液 洗气瓶
H2 H2S 硫酸铜溶液
CO2 HCl 饱和碳酸氢钠溶液
CO2 SO2 饱和碳酸氢钠溶液
Cl2 HCl 饱和食盐水
SO2 HCl 饱和亚硫酸氢钠溶液
CH4 乙烯 溴水
CO CO2或H2O 碱石灰 干燥管
N2 O2 灼热的铜网 硬质玻璃管
CO2 CO 灼热的氧化铜
(2)气体的干燥
气体的干燥是指除去气体中所含的水蒸气，实质上也属于除杂范畴(是一种特定的除杂过程)；气体干燥的关键是选择干燥剂，并根据干燥剂的状态选择干燥装置，常用的装置有洗气瓶、干燥管等。
类型 酸性干燥剂 碱性干燥剂 (固体) 中性干燥剂(固体)
常用试剂 浓硫酸(具有强氧化性)、P2O5(固体) 碱石灰、CaO 无水CaCl2
七、气体的收集与尾气处理
1．气体的收集
(1)常见的收集方法
收集方法 排水法 向上排空气法 向下排空气法
收集原理 收集的气体不与水反应或难溶于水 与空气不反应且密度比空气的大 与空气不反应且密度比空气的小
收集装置
适用的气体 H2、O2、NO、CH4 Cl2、CO2、NO2、SO2 H2、NH3
2．尾气处理方法
对于有毒、有害、可燃、污染空气的气体尾气必须进行处理，用溶液吸收或点燃使它们变为无毒、无害、无污染的物质。对于无毒、无害气体可直接排放，如N2、O2、CO2等。
a．吸收原则：能充分吸收气体；不能倒吸。
b．常见装置
①吸收溶解度较小的尾气(如Cl2等)用图D装置；
②吸收溶解度较大的尾气(如HCl、NH3等)用图B、C装置；
③CO、H2等气体可用点燃或收集的方法除去，用图A、E装置。
c．有些反应物需要防潮处理(如FeCl3、AlCl3等)，这时尾气处理前必须有干燥装置，以防止空气中的水蒸气进入，如图所示。
八、实验仪器的创新使用
高考试题中经常出现常规化学仪器的创新使用，主要体现在：一套仪器装置原理的多种设计；一种仪器的多种用法。
1．一套仪器装置原理的多种设计
(1)符合启普发生器原理的制气装置
用启普发生器制取气体的优点在于可以随开随用，随关随停。在没有启普发生器的情况下，可以设计一些简易装置代替启普发生器使用。实验装置图如下。
(2)尾气处理装置的改造
(3)蒸馏装置的创新改造
图1 图2
①图1，由于冷凝管竖立，使液体混合物能冷凝回流，若以此容器作反应容器，可使反应物循环利用，提高了反应物的转化率。
②图2，由于Br2的沸点低，且有毒性和强腐蚀性，因此设计了用冰冷却回收液溴的C装置，并用NaOH溶液进行尾气吸收。A中热水浴可以使液体受热均匀且易于控制温度。装置中使用了双温度计，其中温度计a用于测量水温，温度计b用于测量溴蒸气的温度。
2．一种仪器的多种用法
(1)广口瓶的“一材多用”
要注意广口瓶的不同用途中，导气管的长短不同。
a．A装置可作集气瓶和洗气瓶
如利用A装置收集或干燥以下三种气体。
①Cl2?②NH3? ③NO
ⅰ．若集气瓶是干燥的，则由b口进气，可收集的气体是②。
ⅱ．若集气瓶是干燥的，则由a口进气，可收集的气体是①。
ⅲ．若集气瓶充满水，可收集的气体是③，此时气体由b口进入。
ⅳ．若集气瓶内装入浓硫酸进行气体干燥，可用此装置干燥的气体是①③，此时气体由a口进入。
b．A装置可用于监控气体流速
如给病人输氧气时，可在广口瓶中加入少量水，从a端通入氧气，b端接入呼吸罩，则可从广口瓶中产生气泡的快慢来监控所通氧气的速率(如图所示)。
c．B装置可用于测量气体的体积
长导管与另一弯管连接伸入量筒底部，广口瓶中盛满水，气体“短进长出”，将广口瓶中的水排入量筒中，以测量难溶于水的气体的体积。
d．安全防倒吸装置
①C装置中，长导管与另一弯管连接伸入溶液中，气体“短进长出”。
②D装置中，两短导管间加一长直玻璃管，气体从两短导管中一个进，一个出。
(2)球形干燥管的多用途
A B C
a．装置A可作干燥、吸收及检验装置
①检验。干燥管内盛无水硫酸铜时，可用于水蒸气的检验。
②定量测定气体的质量或防止空气成分干扰实验。定量测定时，通过干燥管差值确定被吸收气体质量；有时需要考虑空气中的成分对测定的影响，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或二氧化碳等对定量测定产生干扰。
③尾气吸收。可用于有毒气体的尾气吸收，如内盛碱石灰时可吸收HCl、Cl2、SO2等。
b．装置B为尾气吸收装置，可以防倒吸，原理类似于倒置在水中的漏斗。
c．装置C是一种“随制随用，随关随停”制备气体装置，可用于H2、CO2的制取，也可用于铜与硝酸的反应。
精华07 重要有机反应
一、氧化反应
(1)有机物的燃烧
CxHyOz＋(x＋y/4－z/2)O2xCO2＋y/2H2O
【巧学活用】当反应式中z＝0时表示烃的燃烧，CH4、C2H4、C2H2燃烧的现象不同，可用于其的鉴别。有机物燃烧还用于有机物分子式的确定，其方法是根据C、H、O的守恒。
(2)几个重要的氧化反应
①连续氧化反应
R—CH2OHR－CHOR－COOH(R为烃基)
②乙醇催化氧化
2CH3CH2OH＋O22CH3CHO＋2H2O
③乙醛制乙酸
2CH3CHO＋O22CH3COOH
④乙醛的银镜反应
CH3CHO＋2Ag(NH3)2OHH2O＋2Ag↓＋3NH3＋CH3COONH4
⑤甲醛的银镜反应
HCHO＋4Ag(NH3)2OH2H2O＋4Ag↓＋6NH3＋(NH4)2CO3
⑥乙醛与新制氢氧化铜悬浊液反应
CH3CHO＋2Cu(OH)2Cu2O↓＋2H2O＋CH3COOH(有砖红色沉淀产生)
【温馨提醒】在有机反应中去氢和加氧的反应都是氧化反应，不饱和烃与酸性KMnO4溶液的反应也是氧化反应。含有醛基的有机物常利用银氨溶液或新制Cu(OH)2悬浊液来鉴别。醇、醛的氧化反应还用于有机推断和合成题中，书写相关反应式时模仿上述反应即可。
二、还原反应
(1)苯与氢气加成生成环己烷的反应
(2)丙醛制1 丙醇的反应
CH3CH2CHO＋H2CH3CH2CH2OH
【温馨提醒】含有碳碳不饱和键的有机物都能与H2发生还原(或加成)反应，但酯类和羧酸中的碳氧双键不能与H2直接发生还原(或加成)反应。
三、取代反应
(1)甲烷与氯气的取代反应
CH4＋Cl2CH3Cl＋HCl
(2)苯与液溴的反应(铁作催化剂)
(不能用溴水代替液溴)
(3)苯的硝化反应
(4)溴乙烷的水解反应
CH3CH2Br＋NaOHCH3CH2OH＋NaBr
(5)乙酸乙酯的制取
CH3COOH＋CH3CH2OHCH3COOC2H5＋H2O
【易错警示】酯化反应也属于取代反应，但需用浓硫酸进行催化和吸水，吸水有利于平衡向生成酯的方向移动，注意在酯化反应中不能用稀硫酸。
四、加成反应
(1)乙烯通入溴水中
CH2===CH2＋Br2→CH2BrCH2Br
(2)乙烯与氯化氢反应
CH2===CH2＋HClCH3CH2Cl
(3)乙烯与氢气反应
CH2===CH2＋H2CH3CH3
(4)乙烯与水反应
CH2===CH2＋H2OCH3CH2OH
【温馨提醒】含有碳碳不饱和键的有机物都能发生加成反应，含－CHO、－C≡N等官能团的有机物也能发生加成反应。
五、消去反应
(1)溴乙烷的消去反应
CH3CH2Br＋NaOHCH2===CH2↑＋NaBr＋H2O
【易错警示】此反应发生的条件是NaOH的醇溶液，不要与水解反应的条件混淆，在框图推断题中容易考查此反应。
(2)乙烯的制备
CH3CH2OHH2O＋CH2===CH2↑
【温馨提醒】①为了提高乙醇的利用率，乙醇与浓硫酸的最佳体积之比为1∶3。
②要控制反应时的温度在170 ℃，若温度低于170 ℃，会有副反应发生；若温度过高，乙醇容易被浓硫酸氧化成C、CO或CO2等，而浓硫酸被还原成SO2。
③烧瓶中应加入少量碎瓷片，以防暴沸。
④加热时要使液体温度迅速升高到170 ℃，以减少副反应的发生。
【巧学活用】在高中阶段能发生消去反应的有机物只有醇类和卤代烃，需熟练掌握教材中的重要代表反应，尤其是消去位置、反应条件等，消去反应是引入碳碳不饱和键的重要方法。
六、水解反应
(1)酯的水解
【易错警示】此反应在碱性条件下，可以完全水解，产物为高级脂肪酸盐和醇类；而在酸性条件下，不能完全水解，产物为高级脂肪酸和醇类。注意皂化反应的限制条件。
(2)糖类水解
C12H22O11＋H2OC6H12O6＋C6H12O6
蔗糖　　　　　　 葡萄糖　　果糖
C12H22O11＋H2O2C6H12O6
麦芽糖 　 葡萄糖
(C6H10O5)n＋nH2OnC6H12O6
淀粉　　　　　　　　葡萄糖
(3)多肽(蛋白质水解)
【温馨提醒】蛋白质在酸、碱或酶作用下水解，最终产物为氨基酸，水解时断键的位置是肽键：。
七、聚合反应
(1)制取聚乙烯、聚丙烯
【温馨提醒】(1)(2)为加聚反应，(3)为缩聚反应。缩聚反应的产物中一般有H2O等小分子。同时含有－OH与－COOH、－NH2与－COOH或含有两个－COOH、两个－OH的有机物都能发生缩聚反应：
。
精华08 化学反应原理
一、放热反应和吸热反应的比较与判断
比较　　类型 放热反应 吸热反应
定义 放出热量的化学反应 吸收热量的化学反应
宏观原因 反应物具有的总能量大于生成物具有的总能量(E反>E生) 反应物具有的总能量小于生成物具有的总能量(E反与键能的关系 反应物的键能总和>生成物的键能总和，吸收热量 反应物的键能总和<生成物的键能总和，放出热量
焓变 ΔH<0 ΔH>0
图示
能量变化 体系的能量降低 体系的能量升高
实例 H2(g)＋Cl2(g) ==2HCl(g) ΔH＝－184．6 kJ·mol－1 C(s)＋H2O(g)= CO(g)＋H2(g) ΔH＝131．5 kJ·mol－1
常见反应类型 ①可燃物的燃烧； ②酸碱中和反应； ③大多数化合反应； ④金属跟酸的置换反应 ①大多数分解反应； ②盐的水解和弱电解质的电离； ③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应； ④碳和水、C和CO2的反应
【温馨提醒】(1)任何化学反应在发生物质变化的同时都伴随着能量变化。
(2)化学反应是吸热反应还是放热反应，与反应条件和反应类型没有直接的因果关系。常温下即能进行的反应也可能是吸热反应，高温条件下进行的反应也可能是放热反应。
(3)熟悉一些常见的放热反应、吸热反应，是快速准确判断反应类型的基础。
二、热化学方程式的书写方法与正误判断
热化学方程式是能够表示反应热的化学方程式。它不仅能表明化学反应中的物质变化，而且也表明了化学反应中的能量变化。
1．书写方法要求
(1)必须在化学方程式的右边标明反应热ΔH的符号、数值和单位(ΔH与最后一种生成物之间留一空格，ΔH为正值时“＋”常省略)：
(2)ΔH与测定条件(温度、压强等)有关、因此应注明ΔH的测定条件。绝大多数ΔH是在25 ℃、101 kPa下测定的，此时可不注明温度和压强。
(3)反应热与物质的聚集状态有关，因此必须注明物质的聚集状态(s，l，g)，溶液中的溶质标明“aq”，化学式相同的同素异形体除标明状态外还需标明其名称[如C(金刚石，s)]。热化学方程式中不标“↑”和“↓”，不在生成号或箭头上写“点燃、△、高温、催化剂”等条件。
(4)热化学方程式中的化学计量数只表示物质的量而不表示分子数或原子数。因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。
【温馨提醒】常见错误要回避：(1)漏写物质的聚集状态(漏一种就全错)；(2)ΔH的符号“＋”、“－”标示错误；(3)ΔH的值与各物质化学计量数不对应；(4)ΔH后不带单位或单位写错(写成kJ、kJ·mol等)；(5)根据标准燃烧热、中和热书写的热化学方程式，要符合标准燃烧热、中和热的定义。
三、盖斯定律及其应用
1．盖斯定律的实质
不管化学反应是一步完成或是分几步完成，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．盖斯定律的应用方法
(1)“虚拟路径”法。若反应物A变为生成物D，可以有两个途径
①由A直接变成D，反应热为ΔH；
②由A经过B变成C，再由C变成D，每步的反应热分别为ΔH1、ΔH2、ΔH3。
则有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。
(2)“加合”法。运用所给热化学方程式通过加减乘除的方法得到所求的热化学方程式。


四、外界条件对化学反应速率的影响规律
1．浓度
(1)浓度增大，单位体积内活化分子数增多(活化分子百分数不变)，有效碰撞的几率增加，化学反应速率增大。
(2)浓度改变，可使气体间或溶液中的化学反应速率发生改变。固体或纯液体的浓度可视为常数，它们的物质的量的变化不会引起反应速率的变化，但固体颗粒的大小会导致接触面积的变化，故影响化学反应速率。
2．压强
改变压强，对化学反应速率产生影响的根本原因是引起浓度的改变。对于有气体参加的反应体系，有以下几种情况：
(1)恒温时：增大压强体积缩小浓度增大反应速率增大。
(2)恒容时
①充入气体反应物反应物浓度增大总压增大反应速率增大。
②充入“稀有气体”总压增大，但各物质的浓度不变，反应速率不变。
(3)恒压时：充入“稀有气体”体积增大各物质浓度减小反应速率减小。
3．温度
(1)温度升高，活化分子百分数提高，分子间的碰撞频率提高，化学反应速率增大。
(2)温度升高，吸热反应和放热反应的速率都增大。实验测得，温度每升高10 ℃，化学反应速率通常增大为原来的2～4倍。
4．催化剂
(1)催化剂对反应过程的影响通常可用右图表示(加入催化剂，B点降低)。催化剂能改变反应路径、降低分子活化能、增大活化分子百分数、加快反应速率，但不影响反应的ΔH。
(2)催化剂只有在适宜的温度下活性最大，反应速率才达到最大。
(3)对于可逆反应，催化剂能够同等程度地改变正、逆反应速率，对化学平衡状态无影响，生产过程中使用催化剂主要是为了提高生产效率。
【温馨提醒】在分析多个因素(如浓度、温度、反应物颗粒大小、催化剂、压强等)对反应速率的影响规律时，逐一改变一个因素而保证其他因素相同，通过实验分析得出该因素影响反应速率的结论，这种方法叫变量控制法。
五、化学平衡状态的特征及其判断方法
在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态，称为化学平衡状态，简称化学平衡。
“一定条件”、“可逆反应”是前提，“相等”是实质，“保持不变”是标志。
1．化学平衡状态具有的“五大特征”
(1)逆：指化学平衡状态只适用于可逆反应，同一可逆反应，在同一条件下，无论反应从正反应方向开始还是从逆反应方向开始，或同时从正、逆反应方向开始，以一定的配比投入反应物或生成物，则可以达到相同的平衡状态。
(2)动：指动态平衡，即化学反应处于平衡状态时，正、逆反应并未停止，仍在进行，只是正、逆反应速率相等。
(3)等：指“v正＝v逆≠0”。即某一物质在单位时间内消耗的物质的量浓度和生成的物质的量浓度相等，也可以用不同物质的化学反应速率表示该反应的正、逆反应速率相等。
(4)定：指参加反应的各组分的含量保持不变，即各组分的浓度、质量分数、体积分数(有气体参加的可逆反应)、反应物的转化率等均保持不变。
(5)变：指平衡移动。可逆反应的平衡状态是相对的、暂时的，当外界某一条件改变时，原平衡被破坏，化学平衡向着减弱这种改变的方向移动，在新的条件下达到新的平衡状态。
六、化学平衡移动及其移动方向的分析与判断
1．化学平衡移动的分析判断方法
应用上述规律分析问题时应注意：
(1)不要把v正增大与平衡向正反应方向移动等同，只有v正>v逆时，才使平衡向正反应方向移动。
(2)不要把平衡向正反应方向移动与原料转化率的提高等同。当反应物总量不变时，平衡向正反应方向移动，反应物转化率才提高；当增大一种反应物的浓度，使平衡向正反应方向移动，会使另一种反应物的转化率提高。
2．化学平衡移动原理(移动方向的判断方法)
外界条件对化学平衡的影响可根据勒夏特列原理：如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度等)，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
(1)对原理中“减弱这种改变”的正确理解应当是升高温度时，平衡向吸热反应方向移动；增加反应物，平衡向反应物减少的方向移动；增大压强，平衡向压强减小的方向移动。
(2)移动的结果只是减弱了外界条件的变化，而不能完全抵消外界条件的变化，达到新平衡时此物理量更靠近改变的方向。如增大反应物A的浓度，平衡正移，但达到新平衡时，A的浓度仍比原平衡时大；同理，若改变温度、压强等，其变化也相似。
七、化学平衡常数学习的“三个”基本要求
化学平衡常数是在一定温度下，可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值。常用符号K表示。
1．正确书写化学平衡常数的数学表达式
对于反应：aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)，K＝
(1)不要把反应体系中纯固体、纯液体以及稀溶液中水的浓度写进平衡常数表达式，但非水溶液中，若有水参加或生成，则此时水的浓度不可视为常数，应写进平衡常数表达式中。
(2)同一化学反应，化学反应方程式写法不同，其平衡常数表达式及数值亦不同。因此书写平衡常数表达式及数值时，要与化学反应方程式相对应，否则就没有意义。
2．正确理解化学平衡常数的意义
(1)化学平衡常数可表示反应进行的程度。K越大，反应进行的程度越大，反应物的转化率越大。K>105时，可以认为该反应已经进行完全。
(2)K的大小只与温度有关，与反应物或生成物的起始浓度的大小无关。温度一定时，浓度的变化、压强的变化、固体颗粒大小(接触面积)的变化、催化剂的使用等均不改变化学平衡常数。
3．熟练掌握化学平衡常数的应用
(1)判断可逆反应的状态：用任意状态的生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值与K比较，
(2)判断反应的热效应，若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应；反之，K值减小，则正反应为放热反应。
(3)用于计算平衡浓度、物质的量分数、转化率等。
八、化学平衡计算模式与公式
化学平衡的计算一般涉及各组分的物质的量、浓度、转化率、百分含量、气体混合物的密度、平均摩尔质量、压强、平衡常数等。其计算方法、模式如下：
1．计算模式
化学平衡计算的最基本的方法模式是“平衡三段式法”。具体步骤是在化学方程式下写出有关物质起始时的物质的量、发生转化的物质的量、平衡时的物质的量(也可以是物质的量浓度或同温同压下气体的体积)，再根据题意列式求解。
　　　　　 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)
n(起始)/mol a b 0 0
n(转化)/mol mx nx px qx
n(平衡)/mol a－mx b－nx px qx
起始、转化、平衡是化学平衡计算的“三步曲”。
2．计算公式
(1)v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q(未达到平衡时，用于确定化学方程式中未知的化学计量数)。
(2)K＝＝(Q是任意时刻的，则有Q>K，v正v逆)。
(3)c(A)平＝＝。
(4)α(A)＝×100%＝×100%。
(5)φ(A)＝×100%。
(6)平衡时与起始时的压强比＝＝(同T、V时)，混合气体的密度比＝(同T、P时)，＝(同质量的气体时)等。
(7)混合气体的密度(混)＝＝(g·L－1)(T、V不变时，不变)。
(8)混合气体的平均摩尔质量＝＝(g·mol－1)。
九、弱电解质的概念及其判断方法技巧
1．强电解质和弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
概念 在水溶液中能完全电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质
电离程度 几乎完全电离 只有部分电离
电离过程 不可逆过程，无电离平衡 可逆过程，存在电离平衡
溶液中的粒子种类 只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 既有电离出的阴、阳离子，又有电解质分子
化合物类别 绝大多数盐：如NaCl、BaSO4等；强酸：如H2SO4、HCl、HClO4等；强碱：如Ba(OH)2、Ca(OH)2等 弱酸：如H2CO3、CH3COOH等；弱碱：如NH3·H2O、Cu(OH)2等；水
电离方程式 H2SO4===2H＋＋SO NaHCO3===Na＋＋HCO HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－
【温馨提醒】(1)强电解质的溶液的导电能力不一定强；难溶盐如果能完全电离，也是强电解质(如BaSO4、CaCO3等)。
(2)弱电解质的电离用可逆符号“”，多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，需分步书写，如：H2CO3H＋＋HCO(主)、HCOH＋＋CO(次)(写成H2CO3===H＋＋HCO或H2CO32H＋＋CO都是错误的)。
十、弱电解质的电离平衡与电离常数
1．弱电解质的电离平衡
电离平衡也是一种动态平衡，当溶液的温度、浓度改变时，电离平衡都会发生移动，符合勒夏特列原理，其规律如下：
(1)浓度：浓度越大，电离程度越小。在稀释溶液时，电离平衡向右移动，而离子浓度一般会减小。
(2)温度：温度越高，电离程度越大。因电离是吸热过程，升温时平衡向右移动。
(3)同离子效应。如向醋酸溶液中加入醋酸钠晶体，增大了CH3COO－的浓度，平衡左移，电离程度减小；加入稀盐酸，平衡也会左移。
(4)能反应的物质。如向醋酸溶液中加入锌或NaOH溶液，平衡右移，电离程度增大。
2．电离常数(电离平衡常数)
以CH3COOH为例，K＝，K的大小可以衡量弱电解质电离的难易，K只与温度有关。对多元弱酸(以H3PO4为例)而言，它们的电离是分步进行的，电离常数分别为K1、K2、K3，它们的关系是K1 K2 K3，因此多元弱酸的强弱主要由K1的大小决定。
十一、多角度解读盐类水解基本规律
1．盐溶液的酸碱性规律
盐的类别 溶液的酸碱性 原因
强酸弱碱盐 呈酸性，pH<7 弱碱阳离子与H2O电离出的OH－结合，使c(H＋)> c(OH－) 水解实质：盐电离出的离子与H2O电离出的H＋或OH－结合成弱电解质
强碱弱酸盐 呈碱性，pH>7 弱酸根阴离子与H2O电离出的H＋结合，使c(OH－) >c(H＋)
强酸强碱盐 呈中性，pH＝7，H2O的电离平衡不被破坏，不水解
弱酸的酸式盐 若电离程度>水解程度，c(H＋)>c(OH－)，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4
若电离程度<水解程度，c(H＋)2．盐类水解的规律
(1)有弱才水解——必须含有弱酸或弱碱的离子才能发生水解。
(2)无弱不水解——强酸强碱盐不发生水解。
(3)谁弱谁水解——发生水解的是弱碱阳离子或弱酸根阴离子。
(4)谁强显谁性——组成盐的酸根阴离子(碱性阳离子)是强酸根(强碱的阳离子)，则显酸(碱)性。
(5)都弱都水解——弱酸弱碱盐因阴、阳离子都能发生水解且两水解过程可相互促进，所以水解程度较大，少数可以完全水解，称为双水解反应。
(6)越弱越水解——组成盐的酸根对应的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或阳离子对应的碱的碱性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”规律。
十二、溶液中粒子(离子、分子)浓度大小比较的“二三四”规则
1．明确两个“微弱”
(1)弱电解质的电离是微弱的，电离产生的离子的浓度小于弱电解质分子的浓度。如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)。
(2)单一的弱酸根阴离子和弱碱阳离子的水解是微弱的，水解生成的粒子的浓度小于盐电离产生的离子的浓度。如弱酸盐NaA溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)。
【温馨提醒】多元弱酸要考虑分步电离(Ka1 Ka2 Ka3)，多元弱酸的正盐要依据分步水解分析离子浓度，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。
2．熟知“三个”守恒
1．电荷守恒规律：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，如NaHCO3溶液中存在着Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，必存在如下关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。
2．物料守恒规律：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但原子总数是守恒的，如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故硫元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。
3．质子守恒规律：质子守恒是指电解质溶液中粒子电离出的氢离子(H＋)数等于粒子接受的氢离子(H＋)数加游离的氢离子(H＋)数。如Na2S水溶液中的质子转移可用图表示如下：
由上图可得Na2S水溶液中质子守恒式可表示为：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。质子守恒的关系式也可以由电荷守恒与物料守恒推导得到。
3．掌握“四个”步骤
溶液中粒子浓度大小比较方法的四个步骤：
(1)判断反应产物：判断两种溶液混合时生成了什么物质，是否有物质过量，再确定反应后溶液的组成。
(2)写出反应后溶液中存在的平衡：根据溶液的组成，写出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、电离平衡)，尤其要注意不要漏写在任何水溶液中均存在的水的电离平衡。这一步的主要目的是分析溶液中存在的各种粒子及比较直接地看出某些粒子浓度间的关系，在具体应用时要注意防止遗漏。
(3)列出溶液中存在的等式：根据反应后溶液中存在的溶质的守恒原理，列出两个重要的等式，即电荷守恒式和物料守恒式，据此可列出溶液中阴、阳离子间的数学关系式。
(4)比大小：根据溶液中存在的平衡和题给条件，结合平衡的有关知识，分析哪些平衡进行的程度相对大一些，哪些平衡进行的程度相对小一些，再依此比较溶液中各粒子浓度的大小。这一步是溶液中粒子浓度大小比较最重要的一步，关键是要把握好电离平衡和水解平衡两大理论，树立“主次”意识。
十三、难溶电解质的沉淀溶解平衡与溶度积
1．难溶电解质在水中会建立如下平衡：MmAn(s) mMn＋(aq)＋nAm－(aq)。因此，难溶电解质的溶解度虽然很小，但不可能为零(完全不溶解)，溶液中的离子结合成难溶电解质时，也不可能完全进行到底。勒夏特列原理同样适用于沉淀溶解平衡。
2．下列沉淀溶解平衡：MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)，固体纯物质不列入平衡常数，其溶度积为Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)，AgCl的Ksp＝c(Ag＋)·c(Cl－)。对于相同类型的物质，Ksp的大小反映了难溶电解质在溶液中溶解能力的大小，也反映了该物质在溶液中沉淀的难易。与平衡常数一样，Ksp与温度有关。不过温度改变不大时，Ksp变化也不大，常温下的计算可不考虑温度的影响。
3．通过比较溶度积Ksp与溶液中有关离子浓度幂的乘积的相对大小，可以判断难溶电解质在给定条件下能否生成沉淀或溶解。Ksp计算式中的离子浓度一定是平衡浓度。
如AgCl溶液中
①若c(Ag＋)·c(Cl－)>Ksp，则溶液过饱和，有沉淀析出，直至溶液饱和，达到新的平衡。
②若c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp，则溶液饱和，沉淀与溶解处于平衡状态。
③若c(Ag＋)·c(Cl－)十四、图解原电池正、负极的判断方法
原电池中电极的判断角度如下所示：
【温馨提醒】判断一个原电池中的正、负极，最根本的方法是失电子(发生氧化反应)的一极是负极，得电子(发生还原反应)的一极是正极。如果给出一个化学方程式判断正、负极，可以直接根据化合价的升降来判断，化合价升高发生氧化反应的一极为负极，化合价降低发生还原反应的一极为正极。
十五、原电池电极反应式的书写规律和方法
1．根据装置书写电极反应式
(1)先分析题目给定的图示装置，确定原电池正、负极上的反应物，并标出相同数目电子的得失。
(2)负极反应式的书写
常见电池 负极反应特点 负极反应式书写方法
锌锰干电池(Zn C NH4Cl) ①负极(Zn)本身失去电子生成阳离子(Zn2＋) ②生成的阳离子不与电解质溶液成分反应 直接写出负极反应式：Zn－2e－===Zn2＋
铅蓄电池(Pb PbO2 H2SO4) ①负极(Pb)本身失去电子生成阳离子(Pb2＋) ②生成的阳离子(Pb2＋)与电解质溶液成分(SO)反应 将①和②进行叠加：Pb－2e－＋SO===PbSO4
氢氧燃料电池(Pt Pt KOH) ①负极本身不反应，燃料失去电子被氧化 ②燃料反应产物与电解质溶液成分有些能反应 直接写出负极反应式：H2＋2OH－－2e－===2H2O
(3)正极反应式的书写
①首先判断在正极发生反应的物质：当负极材料与电解质溶液能自发的发生化学反应时，在正极上发生电极反应的物质是电解质溶液中的某种微粒；当负极材料与电解质溶液不能自发的发生化学反应时，在正极上发生反应的物质是溶解在电解质溶液中的O2。
②然后再根据具体情况写出正极反应式，在书写时也要考虑正极反应产物是否与电解质溶液反应的问题，若参与反应也要书写叠加式。
③燃料电池的正极反应式
电解质是碱性或中性溶液：O2＋2H2O＋4e－===4OH－，
电解质是酸性溶液：O2＋4H＋＋4e－===2H2O。
(4)正、负电极反应式相加得到电池反应的总反应方程式。
2．根据总反应式书写电极反应式
如果题目给定的是总反应式，可分析此反应中的氧化反应或还原反应(即分析有关元素的化合价变化情况)，再选择一个简单变化情况写电极反应式，另一极的电极反应式可直接写或将各反应式看作数学中的代数式，用总反应式减去已写出的电极反应式即得结果。
以2H2＋O2===2H2O为例，当电解质溶液为KOH溶液时的电极反应式的书写步骤如下：
(1)根据总反应方程式分析有关元素化合价的变化情况，确定2 mol H2失掉4 mol电子，初步确定负极反应式为2H2－4e－===4H＋。
(2)根据电解质溶液为碱性，与H＋不能共存，反应生成水，推出OH－应写入负极反应式中，故负极反应式为2H2＋4OH－－4e－===4H2O。
(3)用总反应式2H2＋O2===2H2O减去负极反应式得正极反应式：2H2O＋O2＋4e－===4OH－。
3．可充电电池电极反应式的书写
在书写可充电电池电极反应式时，要明确电池和电极，放电为原电池，充电为电解池。
(1)原电池的负极发生氧化反应，对应元素化合价升高。
(2)原电池的正极发生还原反应，对应元素化合价降低。
(3)注意电解质溶液的影响。
十六、原电池和电解池的比较与判断
1．原电池和电解池的原理比较
装置类别 原电池 电解池
原理 使氧化还原反应中电子的转移做定向移动，从而形成电流 使电流通过电解质溶液或熔融电解质而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程
装置特点 将化学能转变成电能 将电能转变成化学能
实例
电极名称 负极 正极 阴极 阳极
反应类型 氧化反应 还原反应 还原反应 氧化反应
反应特征 自发的氧化还原反应(主动) 借助电流(被动)
电极判断 由电极本身决定正极：流入电子 负极：流出电子 由外电源决定阳极：连电源正极 阴极：连电源负极
电子流向 负极→外电路→正极 电解池阳极→电源正极→电源负极→电解池阴极
离子移动 阳离子向正极移动 阴离子向负极移动 阳离子向阴极移动 阴离子向阳极移动
2．原电池和电解池的判断
(1)先分析有无外接电源，无外接电源的可能为原电池，然后用原电池的构成条件判断确定。
(2)有外接电源的为电解池。其中，当阳极金属与电解质溶液中的金属阳离子相同时，则为电镀池；其余情况为电解池。
【温馨提醒】原电池、电解池都有两个电极。原电池两个电极的名称是正极和负极，为活动性不同的金属或金属与能导电的非金属，此时负极与电解质溶液发生氧化还原反应，燃料电池为惰性电极，两极反应的物质为可燃性气体和氧气；电解池两个电极的名称是阴极和阳极，可以是惰性电极也可以是活性电极，电极本身和电解质溶液没有反应关系。
精华09 物质结构与性质
一、基态原子的核外电子排布
1．排布规律
(1)能量最低原理：基态原子核外电子优先占有能量最低的原子轨道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。
(2)泡利原理：每个原子轨道上最多只容纳2个自旋状态不同的电子。
(3)洪特规则：原子核外电子在能量相同的各轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道，且自旋状态相同。
2．表示方法
(1)电子排布式
按电子排入各电子层中各能级的先后顺序，用能级符号依次写出各能级中的电子数，同时注意特例。如：Cu：1s22s22p63s23p63d104s1
(2)简化电子排布式
“[稀有气体]＋价层电子”的形式表示。如：Cu：[Ar]3d104s1
(3)电子排布图
用方框表示原子轨道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的电子，按排入各电子层中各能级的先后顺序和在轨道中的排布情况书写。如S：。
二、元素的电离能和电负性
1． 元素的电离能
第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ·mol－1。
(1)原子核外电子排布的周期性
随着原子序数的增加，元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化：每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化。
(2)元素第一电离能的周期性变化
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化：
同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；
同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势。
【温馨提醒】同周期元素，从左到右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。如Be、N、Mg、P。
(3)元素电离能的应用
①判断元素金属性的强弱。电离能越小，金属越容易失去电子，金属性越强；反之越弱。
②判断元素的化合价。如果某元素的In＋1 In，则该元素的常见化合价为＋n，如钠元素I2 I1，所以钠元素的化合价为＋1。
2． 元素的电负性
(1)元素电负性的周期性变化
元素的电负性：不同元素的原子对键合电子吸引力的大小叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势。
(2)
三、分子构型
1． 分子构型与杂化轨道理论
杂化轨道的要点。当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间形状不同。
杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道夹角 空间构型 实例
sp 2 180° 直线形 BeCl2
sp2 3 120° 平面三角形 BF3
sp3 4 109°28′ 正四面体形 CH4
2．分子构型与价层电子对互斥模型
价层电子对互斥模型说明的是价层电子对的空间构型，而分子的空间构型指的是成键电子对空间构型，不包括孤电子对。
(1)当中心原子无孤电子对时，两者的构型一致；
(2)当中心原子有孤电子对时，两者的构型不一致。
电子对数 成键对数 孤电子对数 电子对空间构型 分子空间构型 实例
2 2 0 直线形 直线形 BeCl2
3 3 0 三角形 三角形 BF3
2 1 V形 SnBr2
4 4 0 四面体 四面体形 CH4
3 1 三角锥形 NH3
2 2 V形 H2O
3．中心原子杂化类型和分子空间构型的相互判断
(1)中心原子价层电子对数===σ键电子对数＋孤电子对数
(2)
【温馨提醒】①配位原子是指中心原子以外的其它原子 (即与中心原子结合的原子)； ②若是离子，则应加上或减去与离子所带的电荷数 (阴加阳减)；③氧、硫原子若为配位原子，则其化合价规定为"零”，若为中心原子，则价电子数为6。
(3)价层电子对互斥理论判断分子空间构型的具体方法
价层电子对数目 电子对排布方式 电子对的空间构型(VSEPR模型) 孤电子对数 分子的立体结构 常见实例
2 直线形 0 直线形 CO2
1 直线形
3 平面正三角形 0 正三角形 BF3
1 V形 SO2
2 直线形
4 空间正四面体 0 正四面体 CH4
1 三角锥 NH3
2 V形 H2O
四、σ键、π键的判断
(1)由轨道重叠方式判断：“头碰头”重叠为σ键，“肩并肩”重叠为π键
(2)由共用电子对数判断：单键为σ键；双键或三键，其中一个为σ键，其余为π键
(3)由成键轨道类型判断：s轨道形成的共价键全部是σ键；杂化轨道形成的共价键全部为σ键
配合物中σ键的算法 配位键是一种特殊的共价键
1mol Ni(CO)4中含___molσ键 1个CO中含有4个σ键，外加4个配位键，也属于σ键，总共8个σ键
五、等电子体的确定
(1)等电子体：原子总数相同，价电子总数也相同的微粒。 如：CO和N2，CH4和NH4+。
(2)等电子体原理：等电子体具有相似的化学键特征，它们结构相似，物理性质相近，但化学性质不相同，此原理称为等电子体原理
(3)常见的等电子体及空间构型
等电子类型 常见等电子体 空间构形
2原子10电子 N2、CN－、C、CO、NO＋ 直线形
2原子14电子 F2、O、Cl2 直线形
3原子16电子 CO2、N2O、CNO－、N、NO、SCN－、HgCl2、BeCl2(g) 直线形
3原子18电子 O3、SO2、NO V形
4原子8电子 NH3、PH3、CH、H3O＋ 三角锥形
4原子24电子 SO3(g)、CO、NO、PO、BF3 平面三角形
4原子26电子 SO、ClO、BrO、IO、XeO3 三角锥形
5原子8电子 CH4、SiH4、NH、PH、BH 正四面体形
5原子32电子 CCl4、SiF4、SiO、SO、ClO、PO、CF4 正四面体形
七原子48电子 SF6、PF6-、SiF62―、AlF63― 正八面体
(4)等电子体的寻找方法：原子总数相同、价电子总数相同的粒子互为等电子体，根据等电子体定义，寻找等电子体的常用方法就是换原子
①技巧一(竖换——同族替换) 换同族原子(同族原子价电子数相同)
以寻找NH3的等电子体为例 NH3PH3、AsH3
②方法二(横换——左右移位) 换相邻族的原子，这时价电子发生变化，再通过得失电子使价电子总数相等
以寻找CO的等电子体为例 COCN—，CN—C22— CON2
六、配位键和配合物
1．配位键(一种特殊的共价键)
(1)孤电子对：分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称为孤电子对
(2)配位键的形成：成键的两个原子或离子一方提供孤电子对，一方提供空轨道而形成的共价键。即：共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键
(3)成键的性质：共用电子对对两个原子的电性作用
(4)配位键的表示方法：常用“―→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子。即：，如：NH可表示为
(5)成键条件：其中一个原子提供孤对电子，另一原子提供空轨道
2．配合物
(1)中心原子：提供空轨道接受孤对电子的原子叫中心原子。中心原子一般是带正电荷的金属离子(此时又叫中心离子)，过渡元素最常见
如：Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋
(2)配位体：含有并提供孤电子对的分子或离子，即电子对的给予体。常见的配位体：H2O、NH3、SCN—、CO、N2、X—、OH—、CN—
(3)配位原子：配体中提供孤对电子的原子叫配位原子，如：H2O中的O原子，NH3中的N原子
(4)配离子：由中心原子(或离子)和配位体组成的离子叫做配离子，如：[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+
(5)配位数：作为配位体直接与中心原子结合的离子或分子的数目，即形成的配位键的数目称为配位数
如：[Cu(NH3)4]2+的配位数为4，[Ag(NH3)2]+的配位数为2
(6)配离子的电荷数：配离子的电荷数等于中心离子和配位体电荷数的代数和
(7)内界和外界：配合物分为内界和外界，期中配离子称为内界，与内界发生电性匹配的的阳离子(或阴离子)称为外界，如：[Cu(NH3)4]SO4 的内界是[Cu(NH3)4]2+，外界是SO42—，配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分
即：[Cu(NH3)4]SO4===[Cu(NH3)4]2++SO42—，而内界很难电离，其电离程度很小，[Cu(NH3)4]2+Cu2++4NH3
3．配位键的强弱：配位键的强弱取决于配位体给电子的能力，配位体给出电子能力越强，则配位体与中心离子形成的配位键就越强，配合物也就越稳定
七、晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法
熟记几种常见的晶胞结构及晶胞含有的粒子数目。
A.NaCl(含4个Na＋，4个Cl－) B.干冰(含4个CO2)
C.CaF2(含4个Ca2＋，8个F－) D.金刚石(含8个C)
E.体心立方(含2个原子) F.面心立方(含4个原子)
八、晶体计算类型归纳
1．常见原子晶体结构分析
晶体 晶体结构 结构分析
金刚石 原子半径(r)与边长(a)的关系：a=8r (1)每个碳与相邻4个碳以共价键结合，形成正四面体结构，键角均为109°28′ (2)每个金刚石晶胞中含有8个碳原子，最小的碳环为6元环，并且不在同一平面(实际为椅式结构)，碳原子为sp3杂化 (3)每个碳原子被12个六元环共用，每个共价键被6个六元环共用，一个六元环实际拥有个碳原子 (4)C原子数与C—C键数之比为1∶2，12g金刚石中有2 mol共价键 (5)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)
SiO2 (1)SiO2晶体中最小的环为12元环，即：每个12元环上有6个O，6个Si (2)每个Si与4个O以共价键结合，形成正四面体结构，每个正四面体占有1个Si，4个“O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2 (3)每个Si原子被12个十二元环共用，每个O原子被 6个十二元环共用 (4)每个SiO2晶胞中含有8个Si原子，含有16个O原子 (5)硅原子与Si—O共价键之比为1：4，1mol Si O2晶体中有4mol共价键 (6)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)
SiC、BP、AlN (1)每个原子与另外4个不同种类的原子形成正四面体结构 (2)密度：ρ(SiC)＝；ρ(BP)＝； ρ(AlN)＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数) (3)若Si与C最近距离为d，则边长(a)与最近距离(d)的关系：a=4d
2．常见分子晶体结构分析
晶体 晶体结构 结构分析
干冰 (1)面心立方最密堆积：立方体的每个顶点有一个CO2分子，每个面上也有一 个CO2分子，每个晶胞中有4个CO2分子 (2)每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个 (3)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)
白磷 (1)面心立方最密堆积 (2)密度＝ (a为晶胞边长，NA为阿伏加德罗常数)
冰 (1)每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接 (2)每个水分子实际拥有两个“氢键” (3)冰晶体和金刚石晶胞相似的原因：每个水分子与周围四个水分子形成氢键
【温馨提醒】(1)若分子间只有范德华力，则分子晶体采取分子密堆积，每个分子周围有12个紧邻的分子。在分子晶体中，原子先以共价键形成分子，分子再以分子间作用力形成晶体。由于分子间作用力没有方向性和饱和性，分子间尽可能采取密堆积的排列方式。如：干冰、O2、I2、C60等分子；(2)若分子间靠氢键形成的晶体，则不采取密堆积结构，每个分子周围紧邻的分子数要小于12个。因为氢键有方向性和饱和性，一个分子周围其他分子的位置和数目是一定的。如：冰晶体、苯甲酸晶体。
3．常见离子晶体结构分析
晶体 晶体结构 结构分析
NaCl (1)一个NaCl晶胞中，有4个Na+，有4个Cl－ (2)在NaCl晶体

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