资源简介

高中化学知识梳理（必修1、必修2、化学反应原理）
考点一、物质的量
1．
（1）阿伏加德罗常数NA≈6.02×1023 mol－1
（2）摩尔质量M：以g·mol－1为单位时，数值上等于相对分子/原子质量
（3）标准状况下（STP，0℃、101 kPa），气体摩尔体积Vm≈22.4 L·mol－1
2．阿伏加德罗定律及其推论（)
（1）同温、同压下：
=D（相对密度）
（2）同温、同体积下：
3．溶液稀释前后：c1V1＝c2V2
4．物质的量浓度与质量分数的转换
（ρ单位为g/cm3）
5．一定物质的量浓度溶液的配制
（2）步骤：计算→称量→溶解→（冷却→）转移→洗涤→定容→摇匀
（3）仪器：天平（带砝码、镊子）、药匙、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管

【提示】关于容量瓶
（1）只用于配制溶液，不能用作反应容器或盛装药品；
（2）溶液注入容量瓶前需恢复到常温；
（3）常用的容量瓶有50mL、100mL、250mL、500mL、1000mL等规格；
（4）使用前，除洗涤外，还应检验容量瓶是否漏液。


考点二、物质的分类 胶体
1．元素的存在形态：游离态（单质形态）、化合态（化合物）。
【提示】C、N、O、S、Fe在自然界中有游离态存在，Na、Mg、Al、Si、P、Cl等无游离态。
2．物质的分类
（1）能跟酸反应生成盐和水的氧化物叫碱性氧化物；能跟碱反应生成盐和水的氧化物叫酸性氧化物；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两性氧化物。
【提示】1．碱和盐不一定含金属元素（NH3·H2O、NH4Cl）
2．碱性氧化物一定是金属氧化物；但金属氧化物不一定是碱性氧化物（Al2O3、Mn2O7、Na2O2），酸性氧化物不一定是非金属氧化物（Mn2O7），非金属氧化物不一定是酸性氧化物（CO、NO、NO2）。
3．酸性氧化物、碱性氧化物不一定能与水反应生成对应的酸、碱。（Fe2O3、Al2O3、SiO2）
3．分散系
（1）定义：由一种（或几种）物质分散到另一种物质里形成的混合物统称为分散系。
（2）分散系由分散质（分散成粒子的物质）和分散剂（粒子分布在其中的物质）组成，依据分散质粒子的直径来分类，可分为溶液、浊液和胶体。
分散系 溶液 胶体 浊液
分散质粒子的直径 ＜1nm 1nm～100nm ＞100nm
外观 均一、透明 较均一、透明 不均一、不透明
分散质微粒 分子、离子 大量分子集合体、高分子 大量分子集合体
能否透过滤纸 能 能 不能
能否透过半透膜 能 不能 不能
稳定性 稳定 较稳定 不稳定
实例 食盐水、 碘酒 Fe（OH）3胶体、Al（OH）3胶体、AgI胶体、H2SiO3胶体、淀粉溶液、肥皂水、豆浆、墨水、血液、有色玻璃、烟水晶、烟、云、雾 泥水

（3）胶体
①丁达尔效应：让光线照射胶体时，从垂直入射光线的方向可以观察到胶体里有一条光亮的“通路”，这种现象叫做丁达尔效应。
②电泳：胶体中的分散质粒子在电场的作用下，做定向移动的现象称为电泳。
③聚沉：胶体形成沉淀析出的现象称为聚沉。加热、搅拌、加入酸碱盐或带相反电荷的胶体粒子都会引起聚沉。
④渗析：利用半透膜（鸡蛋膜、玻璃纸、肠衣等）分离胶体中的杂质分子或离子，提纯、精制胶体的操作称为渗析。
⑤Fe（OH）3胶体的制备
a.原理：FeCl3＋3H2O Fe（OH）3（胶体）＋3HCl
b.方法：用洁净的烧杯取少量蒸馏水，用酒精灯加热至沸腾，向烧杯中逐滴加入1 mol·L－1 FeCl3溶液，至液体呈透明的红褐色。
【提示】1．胶体、溶液、浊液的本质区别：分散质粒子的直径不同。
2．可用丁达尔现象区分溶液和胶体。
3．胶体粒子带电，胶体不带电。
4．向Fe（OH）3胶体中逐滴加入过量的盐酸，先沉淀后溶解（聚沉、中和）
5．Fe（OH）3胶体制备时，搅拌、液体呈红褐色后继续加热或继续滴加FeCl3溶液都会引起聚沉。
6．以下现象或操作均与胶体有关：
①明矾(KAl(SO4)2·12H2O)净水：Al3＋水解产生的Al(OH)3胶体能够吸附水中的杂质。（吸附为物理变化）
②卤水点豆腐、三角洲的形成、FeCl3止血、不同品牌的墨水不能混用都与胶体的聚沉有关。
③土壤保肥：土壤胶粒带负电，吸附肥料中的阳粒子（NH4＋、K＋）
④工业静电除尘：电泳
⑤血液透析：渗析
考点三、离子反应
1．电解质
（1）化合物可分为电解质和非电解质
电解质：酸、碱、盐、水
强电解质：强酸、强碱和绝大多数盐；
弱电解质：弱酸、弱碱、水
（2）电解质只在水溶液里或熔融状态下导电。
【提示】1．强酸： H2SO4、HNO3、HClO4、HX（X=Cl、Br、I）
强碱： Ca（OH）2、Ba（OH）2、ROH（R=Li、Na、K）
2．酸性：H3PO4、H2SO3、CH3COOH＞H2CO3＞H2SiO3、HClO
3．盐酸、氨水、Cu、Cl2等单质或化合物不是电解质也不是非电解质。
2．离子反应
（1）定义：有离子参与的化学反应称为离子反应。
（2）离子反应的分类
①复分解反应：结合生成沉淀、气体、水、弱酸、弱碱。如NH4＋与OH―。
②氧化还原反应：氧化性和还原性较强的物质相互反应，如Cl2与Fe2＋。
③双水解反应：水解相互促进的反应。
Al3＋与HCO3－、CO32－、S2－、HS－、[Al（OH）4]－、ClO－、SiO32－
Fe3＋与HCO3－、CO32－、[Al（OH）4]－、ClO－、SiO32－
Fe2＋与[Al（OH）4]－
NH4＋与[Al（OH）4]－、ClO－、SiO32－等。
④络合反应：如Fe3＋与SCN－反应。
（3）离子共存：能相互反应的离子不能大量共存。
有色离子：Cu2＋（蓝）、Fe2＋（浅绿）、Fe3＋（黄）、MnO4―（紫）。
3．离子方程式
离子方程式的书写：写→拆→删→查
拆：将强酸、强碱、可溶性盐拆写成离子形式。
【提示】1．SO32－盐的溶解性与CO32－盐一致；HCO3－盐、HSO3－盐、CH3COO－盐都能溶于水。
2．与量有关的离子方程式书写：
（1）Ca(OH)2与NaHCO3反应（将不足的物质系数定为1）
①Ca(OH)2过量：HCO3－＋OH－＋Ca2＋=CaCO3↓＋H2O
②NaHCO3过量：2HCO3－＋2OH－＋Ca2＋=CaCO3↓＋CO32－＋H2O
（2）NH4Fe(SO4)2与NaOH反应：先与Fe3＋反应，再与NH4＋反应。（若先与NH4＋反应，NH3·H2O也可与Fe3＋反应）
（3）FeBr2溶液中通入Cl2：先与Fe2＋反应（还原性：Fe2＋＞Br－）
考点四、氧化还原反应
1．氧化还原反应
（1）有电子转移（得失或偏移）的反应叫做氧化还原反应。
（2）判断依据：有元素化合价变化。
氧化剂（具有氧化性）—化合价降低—得电子—被还原—发生还原反应—还原产物；
还原剂（具有还原性）—化合价升高—失电子—被氧化—发生氧化反应—氧化产物。
2．常见的氧化剂和还原剂
氧化剂O2、Cl2、Br2；浓H2SO4、HNO3、KMnO4（→Mn2＋）；Fe3＋；HClO（→Cl－）、H2O2、Na2O2。
还原剂Na、Al、Fe、Cu；Fe2＋、I―；S2―、H2S，SO2、H2SO3、SO32―。
3．氧化还原反应的规律
（1）电子守恒规律：得电子总数＝失电子总数＝转移电子数
（2）强制弱规律
氧化性：氧化剂＞氧化产物
还原性：还原剂＞还原产物
考点五、物质结构 元素周期律
一、原子的构成
1．原子核的构成
质子 Z个
原子核
原子A ZX 中子 （A－Z）个
核外电子 Z个
（1）原子中：核电荷数＝质子数＝核外电子数＝原子序数
（2）质子数（Z）＋中子数（N）＝质量数（A）≈相对原子质量（Ar）
2．核素
（1）具有相同质子数的同一类原子称为元素；具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核素。
（2）质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互为同位素。
（3）2H、3H用做制造氢弹的原料；235U是制造原子弹的原料和核反应堆的燃料；14C用于考古。
【提示】元素的种类由质子数决定，核素的种类由质子数和中子数决定。
3．核外电子排布
电子层 K L M N O P Q
能量 低→高
电子层数n 1 2 3 4 5 6 7
最多容纳电子数2n2 2 8 18 32

最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个。
【提示】元素的种类由质子数决定，核素的种类由质子数和中子数决定。
二、元素周期律
1．粒子半径
电子层数越多，半径越大；
若电子层数相同，质子数越多，半径越小。
2．化合价
最高正化合价＝最外层电子数＝主族序数；
最高正价＋∣最低负价∣＝8
（1）O、F一般无正价；
（2）金属无负价；
（3）元素在最高价氧化物及其水化物中显最高价，在气态氢化物中显最低价。
元素 最高价 最低价 最高价氧化物及其水化物 气态氢化物
Na ＋1 ＼ Na2O NaOH ＼
Mg ＋2 ＼ MgO Mg（OH） 2 ＼
Al ＋3 ＼ Al2O3 Al（OH）3 ＼
C ＋4 －4 CO2 H2CO3 CH4
N ＋5 －3 N2O5 HNO3 NH3
O ＼ －2 ＼ ＼ H2O
F ＼ －1 ＼ ＼ HF
Si ＋4 －4 SiO2 H2SiO3 SiH4
P ＋5 －3 P2O5 H3PO4 PH3
S ＋6 －2 SO3 H2SO4 H2S
Cl ＋7 －1 Cl2O7 HClO4 HCl

4．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。
【提示】1．元素的性质随原子序数递增呈现周期性变化的根本原因：核外电子排布周期性变化。
2．含10个电子的微粒：Ne、F－、O2－、Na＋、Mg2＋、Al3＋、HF、H2O、NH3、CH4、NH4＋、OH－、H3O＋等
含18个电子的微粒：Ar、Cl－、S2－、HS－、K＋、Ca2＋、SiH4、PH3、H2S、HCl、H2O2、F2、C2H6等
三、元素周期表
在元素周期表里，行称为周期，列称为族。
周期
（1）周期序数＝电子层数
（2）1、2、3周期称为短周期，4、5、6周期称为长周期，第7周期称为不完全周期。
2．族
（1）元素周期表中共有18个纵列。第8、9、10三个纵列称为第VIII族，第18纵列称为稀有气体元素，其余14个纵列分为主族和副族。
（2）主族序数＝最外层电子数
3．寻找新材料
（1）半导体材料：金属与非金属交界处的元素；
（2）优良的催化剂：过渡元素；
【提示】周期表从左到右依次为IA、IIA、IIIB、IVB、VB 、VIB、VIIB、VIII、IB、IIB、IIIA、IVA、VA、VIA、VIIA、0族。
2．根据电子排布可知元素在周期表中的位置。如S元素：第3周期第VIA族。
四、元素周期表的应用
还原性
金 属 性（失电子能力） 单质从水中或酸中置换出H2的能力
最高价氧化物水化物的碱性
氧化性
非金属性（得电子能力） 单质结合H2的能力（气态氢化物的稳定性）
最高价氧化物水化物的酸性
同周期、同主族元素性质的递变规律：
金 属 性↘ 非金属性↗ 金 属 性 ↗ 非金属性 ↘

五、化学键与化学反应中的物质变化
1．化学键与物质变化
（1）相邻原子间的强相互作用称为化学键。
（2）化学反应中物质变化的实质：旧化学键断裂和新化学键形成。
2．共价键和离子键
（1）原子间通过旧化学键断裂共用电子对形成的化学键，叫做共价键。
（2）阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键，叫做离子键。
化学键 共价键 离子键
成键粒子 原子 阴、阳离子
成键方式 共用电子对 静电作用
成键元素 一般为非金属元素 活泼金属元素（或NH4+）与活泼非金属元素

3．离子化合物与共价化合物
含有离子键的化合物称为离子化合物，只含有共价键的化合物称为共价化合物。
4．化学键与物质性质：熔沸点、硬度、稳定性等
【提示】1．阴、阳离子的静电作用不只是静电引力；
2．离子化合物不一定含金属元素(NH4Cl)；
3．共价化合物可能含金属元素（AlCl3）。
考点六、化学反应中的热效应
一、化学键与化学反应中的能量变化
(
旧键断裂，吸收能量
E
1
新键形成，放出能量E
2
)
(
新化学键形成（释放热量
E
2
）
旧化学键断裂（吸收热量
E
1
）
)反应物 生成物

（1）E1＞E2，反应吸收能量；E1＜E2，反应释放能量。
（2）反应物能量＜生成物能量，吸收能量；反应物能量＞生成物能量，释放能量。
（3）同一物质的能量：气体>液体>固体。
（4）能量越低越稳定。
（5）常见的放热反应和吸热反应
放热反应：多数化合反应；中和反应；燃烧反应；金属＋水/酸
吸热反应：多数分解反应，C＋H2OCO＋H2（水煤气），铵盐与碱反应，C＋CO22CO
【提示】NH4Cl溶于水吸热，NaOH、CaO、碱石灰投入水中放热。
二、化学反应的反应热
1．当一个化学反应在一定温度下进行时，反应释放或吸收的热量称为此反应在该温度下的反应热，通常用符号Q表示。
2．反应吸热时，Q为正值；反应放热时，Q为负值。
【提示】不能用浓H2SO4、NaOH固体、弱酸、弱碱等伴随其它热量变化的物质测定中和反应的反应热。
三、化学反应的焓变ΔH
（1）Qp＝ΔH＝H（反应产物）－H（反应物）。
（2）ΔH＞0，为吸热反应；ΔH＜0，为放热反应。
（3）热化学方程式的书写
【提示】可逆反应N2(g)+3H2(g)2NH3(g) ΔH=－92.4kj/mol的△H指1 mol N2完全反应的焓变，而非反应达到平衡时的焓变。
四、反应焓变的计算
1．对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样的，这一规律称为盖斯定律。
2．如果一个化学方程式可以通过几个化学方程式相加减而得到，则该反应的焓变为相应化学反应的焓变的代数和。
考点七、电化学
一、电解池
1．将电能转化为化学能的装置叫做电解池。
2．在电极上进行的半反应叫做电极反应。在与电源正极相连的电极上发生的电极反应是氧化反应，该电极是阳极；与电源负极相连的电极上发生的电极反应是还原反应，该电极是阴极。
3．离子放电顺序
阴极放电顺序：K＋＜Ca2＋＜Na＋＜Mg2＋＜Al3＋＜Zn2＋＜Fe2＋＜Sn2＋＜Pb2＋＜H＋＜Cu2＋＜Hg2＋＜Ag＋
阳极放电顺序：活性电极(除Pt、Au、C) ＞S2－＞I－＞Br－＞Cl－＞OH－＞SO42－、CO32－、NO3－等
【提示】在电解池中，移动方向：
（1）外电路
①电子：负极→阴极，阳极→正极； ②电流：正极→阳极，阴极→负极；
（2）内电路
①离子：阳离子→阴极，阴离子→阳极； ②电流：阳极→阴极。
二、电解原理的应用
1．氯碱工业：电解食盐水制备烧碱、氢气和氯气
2．铜的电解精炼
（1）在电解法精炼铜的装置中，粗铜作为阳极，精铜作为阴极，电解质溶液为硫酸酸化的CuSO4溶液。
（2）粗铜中银、铂、金等不如铜活泼的金属最终沉积在电解池的底部与其它不溶性杂质混在一起形成阳极泥。
3．电镀
在电镀槽中，镀件做阴极，镀层金属或隋性电极材料做阳极，电镀液通常采用含镀层金属离子的盐溶液。
【提示】1．用惰性电极电解下列物质的水溶液：
电解质溶液 放电离子 化学方程式 pH变化 恢复原溶液加入的物质
NaCl H＋、Cl－ 2NaCl＋2H2O2NaOH＋Cl2↑＋H2↑ 增大 HCl
HCl H＋、Cl－ 2HClCl2↑＋H2↑ 增大 HCl
CuSO4 Cu2＋、OH－ 2CuSO4＋2H2O2Cu＋O2↑＋2H2SO4 减小 CuO
KNO3 H＋、OH－ 2H2O2 H2↑＋O2↑ 不变 H2O
H2SO4 H＋、OH－ 2H2O2 H2↑＋O2↑ 变小 H2O
NaOH H＋、OH－ 2H2O2 H2↑＋O2↑ 变大 H2O

2．电解精炼铜时，溶液中Cu2＋浓度减少；电镀铜过程中，溶液中Cu2＋浓度保持不变。
三、原电池
1．能将化学能转化为电能的装置称为原电池。
2．形成条件：自发进行的氧化还原反应；闭合回路；活性不同的两导体作电极。
3．负极——失去电子——氧化反应；
正极——得到电子——还原反应。
【提示】在原电池中，移动方向：
（1）外电路：
①电子：负极→正极； ②电流：正极→负极。
（2）内电路：
①阳离子→正极，阴离子→负极； ②电流：负极→正极。
四、化学电源
一次电池只能放电不能充电，二次电池可以反应充电和放电。可充电电池放电时是一个原电池，充电时是一个电解池。
1．铅蓄电池：负极为Pb，正极为PbO2，电解质溶液为30% H2SO4溶液。
总反应：Pb＋PbO2＋2H2SO4 (
放电
充电
) PbSO4＋2H2O
负极：Pb－2e－＋SO42－=PbSO4
正极：PbO2＋2e－＋4H＋＋SO42－=2PbSO4＋2H2O
2．氢氧燃料电池
电池反应：2H2＋O2=2H2O
碱性条件下，负极：H2－2e－＋2OH－=2H2O 正极：O2＋2H2O＋4e－=4OH－
酸性条件下，负极：H2－2e－=2H＋ 正极：O2＋4H＋＋4e－=2H2O
中性条件下，负极：H2－2e－=2H＋ 正极：O2＋2H2O＋4e－=4OH－
【提示】书写原电池电极反应式书写顺序：根据总反应写出反应物、产物、得失电子数→根据电荷守恒及溶液环境写离子（H＋、OH－等）→根据质量守恒写其它物质（如H2O）。如甲烷燃料电池：
环境 负极 正极
酸性 CH4＋2H2O－8e－=CO2＋8H＋ O2＋4H＋＋4e－=2H2O
碱性 CH4＋10OH－－8e－=CO32－＋7H2O O2＋2H2O＋4e－=4OH－
熔融的碳酸盐 CH4＋4CO32－－8e－=5CO2＋2H2O O2＋2CO2＋4e－=2CO32－
O2－ CH4＋4O2－－8e－=CO2＋2H2O O2＋4e－=2O2－






五、金属的腐蚀与防护
金属表面与周围的物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏，称为金属腐蚀。金属腐蚀分为化学腐蚀和电化学腐蚀。
1．金属电化学腐蚀的原理
（1）吸氧腐蚀（中性或碱性）
负极：Fe－2e－=Fe2＋
正极：O2＋2H2O＋4e－=4OH－
电池反应：2Fe＋O2＋2H2O=2Fe(OH)2
产物转化为铁锈的过程：4Fe(OH)2＋O2＋2H2O=4Fe(OH)3 ；Fe(OH)3→Fe2O3
（2）析氢腐蚀（酸性）
负极：Fe－2e－=Fe2＋
正极：2H＋＋2e－=H2↑
电池反应：Fe＋2H＋=Fe2＋＋H2↑
（3）电化学腐蚀的结果是负极金属被氧化成阳离子而损耗。
2．金属的防护
（1）将还原性较强的金属作为保护极，与被保护金属相连构成原电池，这种保护法叫做牺牲阳极的阴极保护法，简称牺牲阳极保护法。
（2）将被保护金属与外加直流电源的负极相连让其成为阴极，将外加直流电源的正极接到一些废铁上，使废铁成为阳极。这种防止金属腐蚀的方法叫做外加电流的阴极保护法，简称阴极电保护法。
考点八、化学反应速率 化学平衡
一、化学反应的方向
ΔH－TΔS＜0：反应自发进行。
【提示】1．熵（混乱度）：气态＞液态＞固态
2．下列情况下，反应自发进行的条件（据ΔH－TΔS判断）
（1）ΔH＞0 ΔS＞0 高温下自发
（2）ΔH＞0 ΔS＜0 不自发
（3）ΔH＜0 ΔS＞0 任何条件下自发
（4）ΔH＜0 ΔS＜0 低温下自发
二、化学反应的快慢
1．化学反应速率：v＝ 单位：mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1
对于反应aA＋bB ＝ dD＋eE，v（A）∶v（B）∶v（D）∶v（E）＝a∶b∶d∶e。
2．影响化学反应速率的因素
（1）内因：物质结构和性质。
（2）外因：通常情况下，增加反应物浓度、升高温度、增大反应物间的接触面积以及使用催化剂可以提高化学反应速率。
三、化学反应的限度
1．化学平衡状态
（1）在相同条件下同时向正、反两个方向进行的反应称为可逆反应。
（2）在一定条件下可逆反应进行到一定程度时，反应物和生成物的浓度不再随时间的延长而发生变化，正反应速率和逆反应速率相等，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。
（3）化学平衡是一种动态平衡。
（4）当条件改变时，原来的化学平衡将被破坏，并在新的条件下建立起新的化学平衡，即发生化学平衡的移动。
2．化学平衡常数
对于化学反应：aA（g）＋bB（g）cC（g）＋dD（g），化学平衡常数K＝
（1）对于有纯固体或溶剂参加的反应，它们不列入平衡常数的表达式中。
（2）浓度商Q＝
Q＞K，向逆反应方向进行；
Q＝K，反应达到平衡；
Q＜K，向正反应方向进行。
3．平衡转化率
反应物A的平衡转化率α（A）＝
四、反应条件对化学平衡的影响
1．温度：升高温度，化学平衡向吸热方向移动；
降低温度，化学平衡向放热方向移动。
2．浓度：增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学平衡向正反应方向移动；
减小反应物浓度或增大生成物浓度，化学平衡向逆反应方向移动。
3．压强：增大压强，化学平衡向气体分子数减小的方向移动；
减小压强，化学平衡向气体分子数增大的方向移动。
4．催化剂：催化剂不使平衡发生移动。
【提示】1．固体、纯液体的浓度不变，不能用来表示速率；增大固体或纯液体的量不会使化学反应速率发生改变。
2．压强对速率或平衡的影响通过改变浓度起作用，若改变压强时浓度不变，则压强对速率和平衡无影响。如：
向体积不变的密闭容器中通入稀有气体，反应速率不变，平衡也不移动；
向压强不变的容器中通入稀有气体，反应速率减小，平衡也发生移动（所有物质浓度都减小，相当于压强减小）。
3．下列情况不能说明反应N2 ＋ 3H2 2NH3已达平衡状态（容器体积不变）：
①生成1 mol N2的同时生成3 mol H2；
②3v正（H2）= 2v逆（NH3）；
③混合气体的平均密度不再变化；
④混合气体中N2、H2、NH3的浓度之比为1∶3∶2。
4．在一定温度下，向在一定体积的密度容器中充入1 mol N2和3 mol H2，发生反应：
N2（g）＋3H2（g）2NH3（g）△H＜0，平衡后，改变下列条件对原平衡的影响：
条件 平衡移动方向 N2的转化率 N2的平衡浓度 NH3的体积分数
V不变 充N2 → ↓ ↑ ↓
充He 不移动 不变 不变
充N2、H2（1∶3） → ↑ ↑ ↑
P不变 充He ← ↓ ↓
充N2、H2（1∶3） → 不变 不变 不变

5．工业生产中（如合成氨），需要从反应的速率、平衡等角度选择适宜的条件。
考点九、电解质溶液
一、水的电离
1．H2OH＋＋OH－。
2．水的离子积常数Kw＝[H＋]·[OH－]。
3．25℃时，纯水中[H＋]＝[OH－]＝1×10－7mol/L，Kw＝1×10－14mol2·L－2。
二、溶液的酸碱性与pH
1．溶液的酸碱性取决于[H＋]与[OH－]的相对大小，与pH无直接关系（只有在25℃时，pH＝7溶液显中性）。
2．pH＝－lg[H＋]。
三、弱电解质的电离平衡
1．电离平衡常数
（1） CH3COOH在水中的电离常数Ka＝；
NH3·H2O在水中的电离常数Kb＝。
（2）电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。
2．影响电离平衡的因素
（1）稀释：越稀越电离；
（2）升高温度，促进电离。
四、盐类的水解
1．原理：由盐电离产生的离子与水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解反应。
2．盐类的水解反应是中和反应的逆反应。
3．水解平衡的移动：
①越稀越水解；
②升高温度，促进水解。
4．盐类水解的规律：
谁强显谁性，谁弱谁水解，越弱越水解。
5．盐类水解的应用
（1）配制FeCl3、SnCl2溶液：直接溶解在浓盐酸中加水稀释。
（2）Mg放入NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中产生H2。
（3）热碱水（Na2CO3）洗涤去油污。
（4）泡沫灭火器（NaHCO3＋Al2(SO4)3）原理：3HCO3－＋Al3＋=3CO2↑＋Al(OH)3↓(双水解反应)。
（5）铵态氮肥不能与草木灰（K2CO3）混用。
（6）FeCl3、AlCl3、CuCl2、Fe(NO3)3等溶液蒸干不能得到原溶质。（Al2(SO4)3、Na2CO3仍得到原溶质）
（7）MgCl2·6H2O、FeCl3·6H2O晶体加热易水解，常在HCl气体中加热制取其无水盐。
【提示】
1．溶液稀释，pH向7接近但不越过7。
2．多元弱酸电离或多元弱酸根离子水解均分步进行：
H2SHS－＋H＋
CO32－＋H2OHCO3－＋OH－
3．下列条件的改变对Fe3＋水解平衡的影响：
平衡移动 水解程度 pH
加入NH4Cl固体 ← ↓ ↓
加热 → ↑ ↓
加水 → ↑ ↑
加入FeCl3浓溶液 → ↓ ↓

4．由水电离产生的[H＋]水＝[OH－]水＝溶液中的[H＋]或[OH－]，可据促进或抑制水的电离排除。如：
pH＝3的H2SO4或NaHSO4溶液中：[H＋]水＝[OH－]水＝10－11mol·L－1；（抑制水电离）
pH＝3的NH4Cl溶液中[H＋]水＝[OH－]水＝10－3mol·L－1。（促进水电离）
5．强弱电解质比较
（1）等体积、等浓度的HCl、CH3COOH、H2SO4相比较：
①[H＋]：H2SO4＞HCl＞CH3COOH
②中和NaOH的物质的量：H2SO4＞HCl＝CH3COOH
（2）等体积、等pH的HCl、CH3COOH、H2SO4相比较：
①酸的总浓度：CH3COOH ＞HCl＞H2SO4
②加水稀释相同的倍数后，[H＋]：CH3COOH ＞HCl＝H2SO4
③与足量锌反应开始时速率：HCl＝CH3COOH＝H2SO4
反应开始后速率：CH3COOH ＞HCl＝H2SO4
生成H2的体积：CH3COOH ＞HCl＝H2SO4
6．等体积的下列溶液混合所得溶液的酸碱性：
（1）0.1 mol/L CH3COOH溶液和0.1 mol/L NaOH溶液：碱性
（2）0.1 mol/L H2SO4溶液和0.1 mol/L NaOH溶液：酸性
（3）pH＝1的CH3COOH溶液和pH＝13的NaOH溶液：酸性
（4）pH＝1的H2SO4溶液和pH＝13的NaOH溶液：中性
（5）0.1 mol/L CH3COOH溶液和0.1 mol/L CH3COONa溶液：酸性
0.1 mol/L NH3·H2O溶液和0.1 mol/L NH4Cl溶液：碱性
7．0.1 mol/L NH3·H2O与0.1 mol/L NH4Cl溶液等体积混合（显碱性）
电荷守恒：[NH4＋]＋[H＋]=[OH－]＋[Cl－]
物料守恒：[NH4＋]＋[NH3·H2O]=2[Cl－]
粒子浓度：NH4+＞Cl－＞NH3·H2O＞OH－＞H＋
五、沉淀溶解平衡
1．难溶电解质AmBn（s）mAn＋（aq）＋nBm－（aq）在水中的溶度积常数Ksp＝[An＋]m·[Bm－]n。
2．当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp数值越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强。
3．沉淀的溶解与生成
Q＞Ksp，向沉淀方向移动（过饱和溶液）
Q＝Ksp，平衡（饱和溶液）
Q＜Ksp，向溶解方向移动（不饱和溶液）
4．沉淀的转化：一般来说，Ksp大的沉淀易转化为Ksp小的沉淀。
（1）ZnS（白）＋Cu2＋=CuS（黑）＋Zn2＋
（2）FeS、MnS、H2S、Na2S、NaHS、（NH4）2S等除去废水中的Cu2＋、Hg2＋、Pb2＋等重金属离子。
如CuSO4＋H2S=CuS↓＋H2SO4
（3）水垢中的Mg（OH）2生成过程：Mg(HCO3)2MgCO3Mg(OH)2。
（4）向AgNO3溶液中依次滴加适量NaCl、NaBr、KI：AgCl（白）→AgBr（淡黄）→AgI（黄）
（5）除去Cu2＋中的Fe3＋杂质：加入CuO/Cu(OH)2/CuCO3等调节pH至Fe(OH)3沉淀完全。
六、酸碱中和滴定
1．实验原理：c(NaOH)＝ 。
2．实验仪器


3．实验操作(以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例)
（1）滴定前
滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→调液面→记录。
锥形瓶：注碱液→记读数→加指示剂。
（2）滴定时

终点判断：当滴入最后一滴××××××标准溶液后，溶液变成××××××色，且半分钟内不恢复原来的颜色。
（3）数据处理：按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，按公式计算。
4．误差分析

考点十、金属 非金属
一、金属钠
（1）钠的物理性质：银白色金属，硬度小，熔点低，密度小。
（2）钠的化学性质
①与O2反应：4Na＋O2＝2Na2O （钠在空气中放置，表面迅速变暗）
2Na＋O2Na2O2 （黄色火焰，生成淡黄色固体）
②与Cl2反应：2Na＋Cl22NaCl
③与S反应：2Na ＋ S Na2S
④与水反应：2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑
【提示】
1．钠与滴入酚酞的水反应的现象：
浮（密度小于水）、
熔（放热、熔点低）、
游、响（产生气体）、
红（产物显碱性）。
2．钠与水反应的实质是与水电离产生的H＋反应。
3．钠与CuSO4溶液、NH4Cl溶液、饱和氯化钠溶液反应，先考虑与水反应。
4．钠在空气中放置：
Na→Na2O→NaOH→NaOH溶液→Na2CO3·10H2O→Na2CO3。
5．钠着火一般用沙土盖灭。
（3）钠的存在与保存
①钠元素在自然界的存在形态：化合态（NaCl、Na2CO3、Na2SO4、NaNO3等）
②保存：煤油或石蜡油中，主要是为了隔绝空气和水。
（4）钠的用途
①K—Na合金用于原子反应堆作导热剂。
②制备Na2O2。
③做电光源：高压钠灯。
④冶炼稀有金属。
（5）过氧化钠
①物理性质：淡黄色固体
②化学性质
a.与CO2和H2O反应： 2Na2O2 ＋ 2H2O = 4NaOH ＋ O2↑
2Na2O2 ＋ 2CO2 = 2Na2CO3 ＋ O2
b.强氧化性：漂白、消毒（可使品红溶液退色）
③用途：常用作供氧剂
【提示】
1．Na2O2中阴阳离子的个数比为1∶2。
Na2O2与盐酸、CuSO4溶液反应可先考虑与水反应；
Na2O2与SO2、FeCl2、H2S、Na2SO3发生氧化还原反应。
3．漂白性物质的比较：
（1）Na2O2、H2O2、HClO(Cl2、NaClO、Ca(ClO)2)、O3
具有强氧化性，可用于漂白和消毒。
能使指示剂先变色后退色，如Na2O2加入酚酞溶液：先变红后退色。
（2）SO2
与有色物质结合成不稳定的无色物质。
不能使指示剂退色，如SO2通入石蕊只变红不退色。
（3）活性炭
吸附（物理变化）。
二、氯气
1．在通常情况下，氯气为黄绿色、有刺激性气味的有毒气体，易液化，能溶于水（1∶2），氯水颜色呈淡黄色。
2．Cl2的化学性质
（1）与金属反应
2Na ＋ Cl22NaCl（白烟）
Cu ＋ Cl2 CuCl2（棕黄色烟，加少量水显绿色，冲稀后变蓝色）
2Fe ＋ 3Cl2 2FeCl3（棕色烟，加少量水显棕黄色）
（2）与非金属反应
H2 ＋ Cl22HCl（苍白色火焰，瓶口有白雾产生）
HCl极易溶于水（1∶500）。
（3）与水反应
Cl2 ＋ H2O HCl ＋ HClO
（4）与碱反应
Cl2 ＋ 2NaOH ＝ NaClO ＋ NaCl ＋ H2O
84消毒液，有效成分：NaClO
2Cl2＋2Ca（OH）2＝CaCl2＋Ca（ClO）2＋2H2O
漂白粉/漂粉精，有效成分：Ca（ClO）2
3．HClO的性质
（1）弱酸性：弱于H2CO3
（2）不稳定性
2HClO (
光照
)2HCl ＋ O2↑
强氧化性：漂白、消毒
【提示】
1．烟、雾、气分别为固体、液体、气体。
2．实验室用淀粉碘化钾试纸检验氯气；用NaOH溶液吸收氯气，防止污染。
3．新制氯水的成分：Cl2、H2O、HClO、H＋、Cl－、OH－、ClO－。久置变为稀盐酸。
4．将氯水滴入石蕊溶液中，先变红（H＋）后退色(HClO)。
5．不能用pH试纸测氯水的pH（退色）。
6．药品的保存：
①氯水、HNO3、AgNO3、AgBr、AgI光照分解，保存在棕色瓶中；
②HNO3、Br2、KMnO4腐蚀橡胶，不能用橡胶塞；
③保存Na2SiO3、NaOH、Na2CO3的试剂瓶不用磨口玻璃塞；
④HF溶液保存在塑料瓶中，不能用玻璃瓶。
7．工业上用氯气与石灰乳作用制漂白粉不能写离子方程式。
8．漂白粉、“84消毒液”在家庭中使用起作用的原理：ClO－＋CO2→HClO（强酸制弱酸）
9．向次氯酸盐溶液中加入过量盐酸：
①盐酸少量：生成HClO（强酸制弱酸）；
②盐酸过量：生成Cl2（HCl ＋ HClO = Cl2↑＋ H2O）。
10．SO2与Ca（ClO）2发生氧化还原反应。
4．实验室制氯气

原理：MnO2 ＋4HCl（浓） MnCl2＋2Cl2↑＋2H2O
净化：饱和食盐水（除HCl），浓硫酸（除H2O）。
收集：向上排空气法、排饱和食盐水法。
尾气处理：NaOH溶液
其它方法：2KMnO4＋16HCl(浓)=2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O
【提示】1．不能用盐酸酸化高锰酸钾溶液。
2．根据制氯气两种方法的反应条件可知，氧化性：KMnO4＞MnO2
三、铁及其化合物
FeO：黑色
Fe2O3：红棕色，俗称铁红
Fe3O4：黑色晶体，俗称磁性氧化铁，可看作FeO·Fe2O3
Fe（OH）2：白色
Fe（OH）3：红褐色
Fe3＋溶液：黄色
Fe2＋溶液：浅绿色
Fe3O4＋8H＋＝2Fe3＋＋Fe2＋＋4H2O
4Fe（OH）2＋O2＋2H2O＝4Fe（OH）3（现象：白色沉淀迅速变成灰绿色，最后变成红褐色）
2Fe3＋＋ Fe ＝3Fe2＋
2Fe3＋＋Cu ＝ 2Fe2＋＋Cu2＋
2Fe2＋＋Cl2 ＝ 2Fe3＋＋2Cl－
【提示】
1．Fe3＋的检验：KSCN溶液
2．Fe2＋的检验：KSCN溶液、氯水
3．证明Fe3＋、Mg2＋、Cu2＋的溶液中含有Fe2＋：加入KMnO4溶液，若退色，则存在Fe2＋。
4．用FeCl2＋2NaOH＝Fe（OH）2↓＋2NaCl制备Fe(OH)2时，将NaOH煮沸，并将胶头滴管尖嘴伸入液面以下，防止Fe(OH)2被氧化。
5．实验室保存FeCl2溶液时：
①加入铁粉防止Fe2＋被氧化；
②加入盐酸防止Fe2＋水解。


四、碳及其化合物
1．碳的单质：金刚石、石墨、C60。
【提示】同素异形体：由同一种元素组成的性质不同的单质，叫做该元素的同素异形体。如金刚石和石墨，白磷（P4）和红磷，氧气和臭氧（O3）。
同位素：质子数相同，中子数不同的原子互称同位素。如12C和14C，氕和氘。
同分异构体：分子式相同，结构不同的分子互称同分异构体。如正丁烷和异丁烷。
2．碳的化合物
化学式 Na2CO3 NaHCO3
俗名 纯碱、苏打 小苏打
色态 白色粉末 细小白色晶体
溶解性 易溶于水 较易溶于水（溶解度较Na2CO3小）
热稳定性 不易分解 受热易分解：2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O
与HCl反应 Na2CO3＋2HCl＝2NaCl＋CO2↑＋H2O NaHCO3＋HCl＝NaCl＋CO2↑＋H2O（更剧烈）
与NaOH反应 不反应 HCO3－＋OH－＝CO32－＋H2O
与CO2反应 Na2CO3＋CO2＋H2O＝2NaHCO3 不反应
用途 用于玻璃、肥皂、造纸、纺织等工业；洗涤剂 发酵剂、灭火器，医疗上用于治胃酸过多

【提示】1．检验Na2CO3溶液和HCl溶液：互滴。
2．过量CO2通入下列溶液：
①Ca（ClO）2溶液或Ca(OH)2溶液：先变浑浊，后变澄清。
②CaCl2溶液：不反应。
③饱和碳酸钠溶液：生成沉淀（NaHCO3）。
3．溶洞的形成：
CaCO3＋CO2＋H2O=Ca(HCO3)2
MgCO3＋CO2＋H2O=Mg(HCO3)2
4．水垢的成分：CaCO3和Mg(OH)2
形成原理：Ca(HCO3)2CaCO3＋CO2↑＋H2O、Mg(HCO3)2MgCO3＋CO2↑＋H2O、
MgCO3(微溶)→Mg(OH)2(难溶)
3．生产和生活中碳及其化合物间的转化
（1）高炉炼铁
①原料：焦炭、铁矿石；
②原理：C＋O2 ＝ CO2；C＋ CO2 ＝ 2CO；Fe2O3 ＋3CO＝ 2 Fe ＋3CO2
（2）木炭燃烧：C＋O2＝ CO2 2C＋O2＝2CO 2CO＋O2＝2CO2 C＋CO2 ＝2CO
（3）制水煤气：C＋H2O CO＋H2


五、氮及其化合物
1．氮气
（1）与氧气反应
N2 ＋ O2 (
放电
)2NO（自然固氮）；
2NO ＋ O2 = 2NO2；
3NO2 ＋ H2O = 2HNO3 ＋ NO
NO：无色无味气体，不溶于水，有毒（结合血红蛋白）
NO2：红棕色、有刺激性气味气体，易溶于水，有毒，大气污染物（光化学烟雾）
（2）与氢气反应
N2 ＋ 3H22NH3（工业合成氨，人工固氮）
（3）氮的固定：将空气中游离的氮转变成氮的化合物的方法叫做氮的固定。
2．氨
（1）物理性质：无色、有刺激性气味比空气轻；极易溶于水（1∶700，可进行喷泉实验）

喷泉实验装置图
（2）化学性质
①碱性
a.与水反应
NH3＋H2O NH3·H2O；
NH3·H2O NH4＋＋OH－
b.与酸反应
NH3＋HCl＝NH4Cl（产生白烟）
NH3＋HNO3＝NH4NO3（产生白烟）
H2SO4＋NH3=NH4HSO4（无白烟产生，因H2SO4不挥发）
NH3＋CO2＋H2O=NH4HCO3
②还原性
4NH3＋5O24NO＋6H2O（氨的催化氧化反应，用于工业制硝酸）
2NH3＋3Cl2=N2＋6HCl、NH3＋HCl＝NH4Cl（产生白烟，可用浓氨水检验氯气是否泄露）
NH3在纯氧中燃烧能生成N2；在一定条件下，NH3还能被CuO氧化。
【提示】氨水的成分：NH3、H2O、NH3·H2O、NH4＋、OH－、H＋
3．铵盐
（1）铵盐受热分解
铵盐受热都易分解，但不一定产生NH3。
NH4Cl NH3↑＋HCl↑、NH3＋HCl＝NH4Cl（固体逐渐消失，试管口得到白色固体）

氯化铵受热分解
NH4HCO3NH3↑＋CO2↑＋H2O↑
(NH4)2CO32NH3↑＋CO2↑＋H2O↑
（2）与碱反应
NH4Cl＋NaOHNaCl＋NH3↑＋H2O
（3）氨气的制取
①原理：2NH4Cl＋Ca（OH）2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O

实验室制氨气
②干燥：碱石灰
③收集：向下排空气法
④验满：湿润的红色石蕊试纸，或蘸有浓盐酸的玻璃棒
其它方法：加热浓氨水；氨水与碱石灰/CaO/NaOH固体混合。
【提示】1．铵盐中加入氢氧化钠溶液，不加热无氨气生成：NH4＋＋OH－=NH3·H2O
2．NH4＋的检验：加NaOH溶液，加热，将湿润的红色石蕊试纸放在管口。


4．硝酸
（1）硝酸的物理性质
无色、有刺激性气味、易挥发（浓硝酸俗称发烟硝酸）、密度大于水。
（2）硝酸的不稳定性
4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O（浓硝酸久置显黄色）
（3）硝酸的强氧化性
与金属反应：HNO3几乎能与所有的金属（除金、铂、钛以外）发生氧化还原反应。
Cu＋4HNO3（浓）＝Cu（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O
3Cu＋8HNO3（稀）＝3Cu（NO3）2＋2NO↑＋4H2O
C＋4HNO3（浓）CO2↑＋4NO2↑＋2H2O
①铁、铝常温下遇浓硝酸钝化。（反应生成氧化物保护膜，表现浓硝酸的强氧化性）
②浓HNO3和浓盐酸的混合物（体积比1∶3）叫王水，能够使金、铂等溶解。
【提示】1．硝酸光照分解且能腐蚀橡胶，需贮存在棕色玻璃瓶中。
2．反应Cu＋4HNO3（浓）＝Cu（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O表现了硝酸氧化性和酸性。
3．强氧化性酸（HNO3、浓H2SO4）可与Pt前金属反应（注意钝化），不生成H2；
弱氧化性酸（稀H2SO4、HCl)与H前金属反应，生成H2。
4．NO3―只在H＋存在时有强氧化性。
5．人类活动对氮循环和环境的影响
环境问题 主要污染物 污染物来源
温室效应 CO2
臭氧层空洞 氯利昂 冰箱制冷剂
光化学烟雾 NO、NO2 汽车尾气
酸雨 SO2、NO2 SO2：化石燃料的燃烧 NO2：汽车尾气
富营养化 含N、P、K元素的废水

六、硫及其化合物
1．硫在自然界中的存在：既有游离态，又有化合态。
2．硫单质
（1）硫的主要同素异形体：单斜硫、斜方硫。
（2）物理性质：硫俗称硫黄，淡黄色晶体，难溶于水、微溶于酒精、易溶于CS2。
（3）化学性质
①与金属反应：
2Cu＋SCu2S
Fe＋SFeS
S只能将Cu、Fe氧化到较低价态。
S与Hg、Ag等不活泼金属的反应在常温下就能进行。
②与非金属反应：
S＋H2H2S
S＋O2SO2
③与氧化性酸反应
S＋6HNO3（浓）H2SO4＋6NO2↑＋2H2O
S＋2H2SO4（浓）3SO2↑＋2H2O
（4）用途：硫单质制硫酸，做橡胶制品的硫化剂，制黑火药、火柴、农药等。
【提示】试管上沾有硫，可用二硫化碳或热NaOH溶液洗涤。
3．二氧化硫
（1）SO2为无色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，易液化，易溶于水。
（2）化学性质
①二氧化硫是酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性。酸性：H2SO3>H2CO3
②氧化性
SO2＋2H2S＝3S↓＋2H2O
③还原性：能被Cl2、Br2、I2、Fe3＋、KMnO4、HNO3等强氧化剂氧化生成SO42－。
SO2＋X2＋2H2O＝H2SO4＋2HX（X＝Cl、Br、I）
2SO2＋O22SO3（用于工业制硫酸）
④漂白性：SO2可以使品红溶液褪色，受热又恢复红色。
【提示】1．加入盐酸产生能使澄清的石灰水变浑浊气体的溶液不一定含CO32―，还可能含HCO3－、SO32－或HSO3－。
2．SO2的检验：通入品红溶液退色，加热后恢复红色。
3．证明混合气体中含有CO2和SO2 ：将混合气体依次通过装有品红溶液、酸性KMnO4溶液、品红溶液、澄清的石灰水的洗气瓶。
证明SO2存在的现象：第一瓶品红溶液退色。
证明CO2存在的现象：第二瓶品红溶液不退色，澄清的石灰水变浑浊。
4．Na2SO3溶液在空气中蒸干或存放变为Na2SO4 ；H2S、Na2S溶液在空气中放置有S析出。
5．SO2通入BaCl2溶液中无沉淀产生，可采取以下措施使之产生沉淀：
①加碱：通NH3、加NaOH
②加氧化剂：加氯水、溴水、碘水、酸性KMnO4溶液、HNO3、NO2等
6．SO2能使溴水、KMnO4酸性溶液退色，表现了SO2的还原性。
7．可发生多步氧化反应的元素：C、S、N、Na
8．容易引起装置倒吸的气体：NH3、HCl、SO2
3．浓硫酸
（1）吸水性：作干燥剂；与CuSO4·5H2O反应（有现成的H2O)
脱水性：脱水碳化
（2）强氧化性：可以氧化大多数金属（除Pt和Au）和其他还原性物质（H2S、Fe2＋等）。
Cu＋2H2SO4（浓）CuSO4＋SO2↑＋2H2O
C＋2H2SO4（浓）CO2↑＋2SO2↑＋2H2O
常温时，Al、Fe在浓硫酸中钝化。
【提示】1．SO42―的检验：先加HCl溶液，再加BaCl2溶液。（避免Ag＋、SO32－等离子干扰）
2．浓硫酸与浓盐酸混合可快速制HCl，表现了浓硫酸的吸水性和高沸点难挥发性。
3．常用干燥剂：
干燥剂 不能干燥的气体
浓H2SO4 NH3、H2S、HI、HBr
碱石灰（CaO、NaOH） 酸性气体：CO2、SO2、Cl2、HCl、H2S等
无水CaCl2 NH3
P2O5 NH3

4．酸雨及其防治
酸雨的形成：2SO2＋O22SO3 、SO3＋H2O＝H2SO4
或SO2＋H2OH2SO3 、2H2SO3＋O2＝2H2SO4
【提示】酸雨在空气中放置，酸性增强。（2H2SO3＋O2＝2H2SO4）
七、海水中的元素
1．粗盐的精制（杂质：Ca2＋、Mg2＋、 Fe3＋、 SO42－）
→BaCl2溶液
→Na2CO3溶液（必须在BaCl2溶液后）
→NaOH溶液（可在过滤前任一位置）
→过滤
→HCl溶液（必须在过滤后）
→蒸发浓缩、冷却结晶
2．镁和海水提镁
（1）镁：银白色金属，密度小，熔点较低，硬度较小，有良好的导电、导热性和延展性。
2Mg ＋ O22MgO（钝化）
3Mg ＋ N2Mg3N2
Mg ＋ Cl2MgCl2
2Mg ＋ CO22MgO ＋ C
（2）海水提镁
海水 (



贝壳→
CaO
)Mg(OH)2 (



盐酸
)MgCl2溶液 (



HCl
氛围中加热

)MgCl2·6H2O (

HCl


△
)MgCl2 (



熔融电解

)Mg
3．溴和海水提溴
物理性质 溴单质 碘单质
颜色、状态 深红棕色液体 紫黑色固体
性质 易挥发 易升华
溶解性和溶液颜色 水中 可溶；橙黄色 难溶；黄褐色
酒精中 易溶；橙红色 易溶；褐色
四氯化碳中 易溶；橙红色 易溶；紫红色

（1）卤素单质间的置换
Cl2＋2NaBr=2NaCl＋Br2
Cl2＋2KI=2KCl＋I2
Br2＋2KI=2KBr＋I2
（2）卤化银的感光性
AgBr光照分解，可用作感光材料；
AgI见光分解，可用于人工降雨。
（3）海水提溴
向海水晒盐剩下的苦卤中通入Cl2，再鼓入热空气或水蒸气，使溴挥发而分离出来。
【提示】1．保存液溴：加水封盖。
2．可用苯或CCl4萃取溴水中的溴或碘水中的碘，并用分液漏斗分液。（ρ：CCl4＞水＞苯）
3．酸性：HF＜HCl＜HBr＜HI（与非金属性无关）。
4．氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞Fe3＋＞I2
还原性：F－＜Cl－＜Br－＜Fe2＋＜I－
5．卤素离子的检验：
加硝酸酸化，再加入AgNO3溶液。(AgCl白色，AgBr淡黄色，AgI黄色)
八、硅 无机非金属材料
1．最早使用的半导体材料是锗，目前广泛使用的半导体材料是硅。
2．硅
（1）存在：化合态（二氧化硅、硅酸盐等）。
（2）物理性质：
单质硅有晶体硅和无定形硅两种同素异形体。
晶体硅呈灰黑色，有金属光泽，硬而脆，熔点很高（1410℃），是良好的半导体材料。
（3）化学性质
①在常温下，硅的化学性质不活泼，不与H2、O2、Cl2、H2SO4、HNO3等发生反应，但能与F2、HF和强碱反应。
Si ＋ 2NaOH ＋ H2O ＝Na2SiO3 ＋ 2H2↑
②加热时，研细的硅能在氧气中燃烧：Si ＋ O2 SiO2
（4）工业制硅
制粗硅： SiO2＋2C Si＋2CO↑
制高纯硅：Si＋2Cl2SiCl4 、SiCl4＋2H2Si＋4HCl
（4）硅的用途
硅可用来制造集成电路，太阳能电池，硅整流器等。硅合金可用来制造变压器铁芯，耐酸设备等。
2．二氧化硅
（1）存在
天然二氧化硅叫硅石，它是石英、水晶、玛瑙、沙子的主要成分，也是构成岩石的重要成分。
（2）物理性质：无色晶体，熔点高，硬度大，不溶于水，也不溶于其他一般的溶剂。
（3）化学性质
①二氧化硅是一种酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性。
SiO2＋ 2NaOH ＝ Na2SiO3 ＋ H2O
SiO2 ＋ CaO CaSiO3
②特性：常温下，二氧化硅只与F2、HF和强碱反应。
a.SiO2不溶于水，也不与水反应。
b.刻蚀玻璃：SiO2＋4HF ＝ SiF4↑＋2H2O
c.弱氧化性：2C＋SiO2Si＋2CO↑
（4）二氧化硅的用途：制玻璃、仪器、轴承、光导纤维等。
【提示】1．用SiO2制取硅酸：SiO2 (



NaOH溶液
)Na2SiO3溶液 (



H
C
l或C
O
2
)H2SiO3
2．保存：氢氟酸不用玻璃瓶，NaOH、Na2CO3、Na2SiO3不用磨口玻璃塞。

3．硅酸盐与无机非金属材料
（1）硅酸盐
①硅酸盐是构成地壳中岩石的主要成分，粘土的主要成分也是硅酸盐。
②Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃，它是一种矿物胶，具有粘合性。
（2）无机非金属材料
①玻璃
原料：生产普通玻璃的主要原料是纯碱（Na2CO3），石灰石（CaCO3）和石英（SiO2）。
主要设备：玻璃熔炉
反应原理：将粉碎混匀的原料加强热使之熔化，发生复杂的物理化学变化，冷却即成玻璃。
CaCO3 ＋ SiO2CaSiO3 ＋ CO2 ↑
Na2CO3 ＋ SiO2Na2SiO3 ＋ CO2 ↑
主要成分：CaSiO3、Na2SiO3和SiO2
主要性质：硬而脆，受热时在一定温度范围内逐渐软化，没有一定的熔点，故作玻璃态物质，耐酸腐蚀（HF除外）。
②水泥
a.原料：黏土、石灰石
a.成分：硅酸三钙（3CaO·SiO2）、硅酸二钙（2CaO·SiO2）、铝酸三钙（3CaO·Al2O3）等。
b.水泥的特点是水泥具有水硬性，与水搀和搅拌并静置后，很容易凝固变硬。
c.混凝土常用钢筋作结构，这就是通常所说的钢筋混凝土。
③陶瓷
原料：黏土。
④新型无机非金属材料：高温结构陶瓷（氮化硅陶瓷、碳化硅陶瓷）；生物陶瓷（氧化铝陶瓷、氧化锆陶瓷）；压电陶瓷（钛酸钡陶瓷、钛酸铅陶瓷）。
九、铝 铝合金
1．铝
（1）物理性质：硬度较小，银白色质轻，有很好的延展性和导电性，熔点低。
（2）化学性质
①与非金属反应
4Al＋3O2=== 2Al2O3（常温下，铝表面生成一层致密的氧化物保护膜）
4Al＋3O2 2Al2O3（放出大量热和耀眼的白光）
2Al＋3Cl2 2AlCl3 ；4Al＋3S 2Al2S3
②与酸的反应
2Al＋6H＋＝2Al3＋＋3H2↑（与非氧化性酸反应）
Al＋4HNO3 （稀）＝Al（NO3）3＋NO↑＋2H2O
③与碱的反应
2Al＋2NaOH＋6H2O＝2Na[Al（OH）4]＋3H2↑
④与金属氧化物的反应
2Al＋Fe2O32Fe＋Al2O3
该反应称为铝热反应，可用于焊接钢轨、定向爆破，铝还可与V2O5、Cr2O3、MnO2等反应冶炼钒、铬、锰等金属。

铝热反应装置图
2．铝合金
（1）合金：合金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。
一般来说，合金的性能优于纯金属，合金的熔点比它的各成分金属熔点都低，硬度比它的各成分金属大。
（2）铝合金：用于建筑业、容器和包装业、交通运输及电子行业，制造飞机构件。
3．氧化铝
（1）存在：自然界中纯净的Al2O3为无色晶体，俗称刚玉，硬度仅次于金刚石，可作人造宝石。
（2）物理性质：白色固体，不溶于水，熔点高，可作良好的耐火材料。
（3）化学性质（两性氧化物）
①与酸反应：Al2O3 ＋6HCl＝ 2AlCl3 ＋3H2O
②与碱反应：Al2O3＋2NaOH＋3H2O＝2Na[Al（OH）4]
4．氢氧化铝
（1）物理性质：Al（OH）3是几乎不溶于水的白色胶状固体，具有吸附性。
（2）化学性质（两性氢氧化物）
①与酸反应：Al（OH）3 ＋3HCl＝AlCl3 ＋3H2O
②与碱反应：Al（OH）3＋NaOH＝Na[Al（OH）4]
（3）制取：①Al3＋＋NH3·H2O；②[Al(OH)4]－＋CO2；③Al3＋＋[Al(OH)4]－。
（4）用途：Al（OH）3可作净水剂和色素吸附剂。
5．金属与金属材料
（1）生铁含碳量高于钢。
（2）物理性质
金：黄色
铜：紫红色
CuSO4：白色
CuSO4·5H2O：蓝色
CuO：黑色
Cu2O：红色
Cu2S：黑色
Cu2（OH）2CO3：绿色
Cu（OH）2：蓝色
Cu2＋溶液：蓝色
（3）化学性质
2Cu＋O2 2CuO
2 Cu＋S Cu2S
Cu＋Cl2CuCl2
2Cu＋O2＋H2O＋CO2 ＝Cu2（OH）2CO3（铜的锈蚀）
碱式碳酸铜（铜绿）
2NH3＋3CuO 3Cu＋N2＋3H2O
4CuO 2Cu2O＋O2↑
CuSO4·5H2O CuSO4＋5H2O；CuSO4＋5H2O＝CuSO4·5H2O（检验H2O存在）
6．金属的冶炼
K、Ca、Na、Mg、Al Zn、Fe、Sn、Pb、Cu Hg、Ag Pt、Au

电解法 热还原法 热分解法

考点十一、有机物
有机物的性质
多数有机物熔沸点低、难溶于水、可以燃烧。
有机物的分类
烷烃
烃 烯烃
炔烃
有机物 芳香烃
烃的衍生物
1．仅由碳和氢两种元素组成的有机化合物称为烃。烃也叫碳氢化合物。
2．烃分子中的氢原子被其他原子或者原子团所取代而生成的一系列化合物称为烃的衍生物。
三、甲烷
1．物理性质：无色无味气体，难溶于水。
2．存在：天然气、石油气、沼气、坑道气、瓦斯、可燃冰。
3．分子结构
分子式 电子式 结构式 空间构型 甲烷的分子模型
CH4 正四面体

4．化学性质
（1）氧化反应
CH4＋2O2 CO2＋2H2O（火焰呈淡蓝色）
CH4不能被KMnO4氧化。
（2）取代反应
CH4 ＋Cl2 (
光
)CH3Cl＋HCl
一氯甲烷（气）
CH3Cl ＋Cl2 (
光
)CH2Cl2＋HCl
二氯甲烷（液）
CH2Cl2 ＋Cl2 (
光
)CHCl3＋HCl
三氯甲烷/氯仿（液）
CHCl3 ＋Cl2 (
光
)CCl4＋HCl
四氯甲烷/四氯化碳（液）
有机化合物分子里的某些原子（或原子团）被其它原子（或原子团）代替的反应叫做取代反应。
四、烷烃
1．定义
分子中的碳原子都以单键相连，其余的价键都与氢结合而成的化合物叫做烷烃。如甲烷、乙烷、丙烷、丁烷、戊烷、己烷、庚烷、辛烷、壬烷、癸烷、十一烷、……
2．同分异构体
具有相同分子式而结构不同的化合物互为同分异构体。
【提示】
1．丁烷（C4H10）的同分异构体有2种：

2．戊烷（C5H12）的同分异构体有3种：

五、石油的炼制 乙烯
1．石油的炼制
（1）石油的组成：烃（烷烃、环烷烃、芳香烃）
（2）通过加热和冷凝，把石油分成不同沸点范围的产物，这种方法叫做石油的分馏。
（3）把相对分子质量大、沸点高的烃断裂为相对分子质量小、沸点较低的烃，这种方法称为石油的裂化。
用石油分馏产品作原料，采用比裂化更高的温度，使其中相对分子质量较大的烃断裂成乙烯、丙烯等小分子烃的加工方法叫做石油的裂解。
【提示】
分馏属于物理变化，裂化、裂解属于化学变化。
裂化汽油、裂解气含碳碳不饱和键，能使溴水或酸性高锰酸钾溶液退色。
2．乙烯
（1）乙烯的产量是衡量一个国家石油化工发展水平的标志。乙烯可作果实催熟剂。
（2）物理性质：无色、稍有气味的气体，难溶于水。
（3）分子式：C2H4 结构简式：CH2＝CH2 空间结构：平面型
（4）化学性质
①氧化反应
a. C2H4 ＋ 3O2 2CO2 ＋ 2H2O（火焰明亮并伴有黑烟，原因：含碳量高）
b.乙烯能使酸性KMnO4溶液退色。（被高锰酸钾氧化）
②加成反应
CH2＝CH2 ＋ Br2 (
Br

Br
CH
2
＝

CH
2
)（乙烯使溴水/溴的四氯化碳溶液退色）
1，2－二溴乙烷
有机化合物分子中双键上的碳原子与其它原子（或原子团）直接结合生成新的化合物分子的反应属于加成反应。
四、煤的干馏 苯
1．煤的干馏
（1）煤的组成：复杂的混合物，除碳、氢元素外，还含有氮、硫、氧等元素。
（2）将煤隔绝空气加强热使其分解，叫做煤的干馏。
（3）煤干馏得到炉煤气（H2、CH4、C2H4、CO、NH3、苯等）、煤焦油、焦炭。
【提示】煤的干馏、气化、液化都属于化学变化。
2．苯
（1）物理性质：无色、有特殊气味、有毒的液体，密度比水小，难溶于水。
（2）分子式：C6H6 结构简式： 或 空间构型：平面型
（3）苯分子中的6个碳碳键完全相同，是一种介于碳碳单键和碳碳双键之间的独特的键。
（4）化学性质
①苯不能使酸性KMnO4溶液或溴的四氯化碳溶液退色，苯可萃取溴水中的溴。
②取代反应
苯与液溴反应： ＋ Br—Br (
F
e
) (
—
Br
) ＋ HBr
溴苯（密度大于水）
苯与硝酸反应： ＋ HO—NO2 (
—NO
2
) ＋ H2O
硝基苯（密度大于水）
③加成反应：＋3H2
五、乙醇
1．物理性质：乙醇俗称酒精，它是无色透明、具有特殊香味的液体；比水轻，易挥发，能与水以任意比例互溶，是优良的有机溶剂。
2．结构简式：CH3CH2OH或C2H5OH 官能团：—OH（羟基）
3．化学性质
（1）催化氧化：2CH3CH2OH＋O2 (
Cu或Ag
△
)2CH3CHO＋2H2O
（2）与钠反应：2CH3CH2OH＋2Na2CH3CH2ONa＋H2↑
【提示】乙醇可被氧化为乙酸（酒败成醋）。
(
O
)六、乙酸
1．结构简式：CH3 —CH2—OH或CH3COOH 官能团：—COOH（羧基）
2．化学性质
（1）酸性：CH3COOH＞H2CO3
（2）酯化反应：CH3COOH＋CH3CH2OH (
浓H
2
SO
4
△
)CH3COOCH2CH3＋H2O（酸脱－OH醇脱－H）
生成酯和水的反应称为酯化反应（属于取代反应）。
【提示】乙酸乙酯的制取：

（1）浓硫酸的作用：催化剂、吸水剂。
（2）试剂的加入顺序为：乙醇、浓硫酸、冰醋酸，不能先加浓硫酸。
（3）碎瓷片的作用：防止液体暴沸。
（4）长导管的作用：导气、冷凝回流。
（5）导气管不能伸入液面以下，防止液体倒吸。
（6）饱和Na2CO3溶液的作用：除去乙酸和乙醇；降低乙酸乙酯在水中的溶解度，便于液体分层。
（7）不能用NaOH溶液代替饱和Na2CO3溶液，因乙酸乙酯在NaOH溶液中水解。
（8）不能在反应容器中直接获得乙酸乙酯，以促使平衡右移提高产率。
（9）可用饱和Na2CO3溶液鉴别乙醇、乙酸、乙酸乙酯。
七、酯和油脂
1．相对分子质量较小的酯多具有芳香气味。
2．酯的水解（属于取代反应）
CH3COOCH2CH3 ＋ H2O (
稀H
2
SO
4
△
)CH3COOH ＋ CH3CH2OH
CH3COOCH2CH3＋ NaOH CH3COONa ＋ CH3CH2OH
3．油脂
（1）油脂包括植物油和动物脂肪，可看做高级脂肪酸与甘油（丙三醇）形成的酯。
（2）油脂水解生成高级脂肪酸和甘油。油脂在碱性条件下水解称为皂化反应。
【提示】部分油脂能使酸性KMnO4溶液或溴水退色。
八、糖类
1．组成：糖类由C、H、O三种元素组成。
2．分类
类别 单糖 二糖 多糖
化学式 C6H12O6 C12H22O11 （C6H10O5）n
特点 不水解 1 mol二糖水解成2 mol单糖 1 mol多糖水解成n mol单糖
常见物质 葡萄糖 果糖 蔗糖（水解成葡萄糖和果糖） 麦芽糖（水解成葡萄糖） 淀粉（水解成葡萄糖） 纤维素（水解成葡萄糖）

（1）葡萄糖
①葡萄糖与新制Cu（OH）2悬浊液反应，生成砖红色沉淀氧化亚铜（Cu2O）。可用于尿糖的检测。
②葡萄糖为人体提供能量：C6H12O6＋6O2 6CO2＋6H2O
（2）淀粉
（3）纤维素
九、蛋白质
1．蛋白质水解生成氨基酸。
2．蛋白质的性质
（1）盐析
浓的盐溶液（如硫酸铵、NaCl）使蛋白质从溶液中析出，不影响蛋白质的生理活性。
（2）变性
紫外线照射、加热，或加入有机化合物（乙醇、甲醛等）、酸、碱、重金属盐（如铜盐、铅盐、汞盐等）的情况下，蛋白质会聚沉，蛋白质失去生理活性。
（3）显色反应
蛋白质与浓硝酸作用呈黄色。
（4）蛋白质被灼烧时，产生特殊气味。
【提示】高温蒸煮、紫外线照射、涂抹酒精等方法消毒以及用甲醛溶液（福尔马林）保存动物标本的原理都是使蛋白质变性。
十、有机高分子化合物
1．通常把相对分子质量很大的有机化合物称为有机高分子化合物，简称高分子或聚合物。
2．通常难溶于水，在有机溶剂中溶解缓慢，不导电，不耐高温，易燃烧。
3．常见的高分子：淀粉、纤维素、蛋白质、塑料、橡胶、纤维等。
4．塑料、橡胶、纤维
nCH2＝CH2 (
引发剂
) (
CH
2
－CH
2
n
)
聚乙烯
由相对分子质量小的化合物生成相对分子质量很大的有机高分子化合物的反应，叫做聚合反应。像乙烯生成聚乙烯这样的聚合反应也叫做加成聚合反应，简称加聚反应。
【提示】油脂不属于高分子。









42

展开更多......

收起↑