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考点3 化学反应中的能量变化
一、热化学方程式
1、书写热反应方程式应注意的问题：
⑴注意反应热△H与测定条件(温度、压强等)有关。因此书写热化学方程式时应注明△H的测定条件。绝大多数△H是在25℃、101325Pa下测定的，可不注明温度和压强。
⑵△H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“空格”隔开。若为放热反应△H为“－”；若为吸热反应△H为“+”。△H的单位一般为 kJ·mol－1。
⑶注意热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原子数，因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。
⑷注意反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值以及符号都可能不同。因此，必须注明物质的聚集状态(s、l、g)才能完整地体现出热化学方程式的意义。热化学方程式中不用“↑”和“↓”。
⑸注意热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于△H与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前面的化学计量数必须与△H相对应，如果化学计量数加倍，则△H也要加倍。当反应逆向进行，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。如：已知H2(g)+1/2O2(g)＝H2O(1) △H＝－285.8kJ·mol－1。则2H2(g)+O2(g)＝2H2O(1) △H＝－571.6 kJ·mol－1；H2O(1)＝H2(g)+1/2O2(g) △H＝＋285.8 kJ·mol－1。
⑹△H的单位“kJ·mol－1”的含义。并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化是多少千焦，而是指给定形式的具体反应以各物质的化学计量数来计量其物质的量时伴随的能量变化。如2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g) △H =－483.6 kJ·mol－1中的反应热是指每摩尔反应[2H2(g) + O2(g) = 2H2O(g)]，放出的热量为483.6kJ。因此△H与化学反应方程式的写法有关，如：H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(g) △H =－241.8 kJ·mol－1。另外反应热还与反应物的状态有关：2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l) △H =－571.6 kJ·mol－1。
⑺不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热△H表示反应进行到底（完全转化）时的能量变化。如：2SO2(g)＋O2(g)＝2SO3(g) △H＝－197 kJ·mol－1，是指2mol SO2(g)和1mol O2(g)完全转化为2mol SO3(g)时放出的能量。若在相同的温度和压强时，向某容器中加入2mol SO2(g)和1mol O2(g)反应达到平衡时，放出的能量为Q，因反应不能完全转化生成2mol SO3(g)，故Q＜197kJ。
2、书写热化学方程式的一般步骤
(1)依据有关信息写出注明聚集状态的化学方程式，并配平。
(2)根据化学方程式中各物质的化学计量数计算相应的反应热的数值。
(3)如果为放热反应ΔH为负值，如果为吸热反应则ΔH为正值。并写在第一步所得方程式的后面，中间用“；”隔开。
(4)如果题目另有要求，如反应燃料燃烧热的热化学方程式和有关中和热的热化学方程式，可将热化学方程式的化学计量数变换成分数。
二、盖斯定律的应用和有关燃烧热和中和热的计算
化学反应中反应热的大小与反应物、生成物的种类、量及聚集状态有关，与反应途径无关。根据能量守恒定律，无论反应是一步完成还是几步完成，只要反应的起始状态和终了状态确定，反应热就是个定值，这就是著名的盖斯定律。考点19 水的电离和溶液的PH
一、溶液的酸碱性及pH的值
溶液呈的酸碱性何性，取决于溶液中[H+]、[OH—]的相对大小：pH值的大小取决于溶液中的[H+]大小
pH=－lg[H+]，pOH=－lgKw=pKw
溶液酸碱性 [H+]与[OH—]关系
任意温度 室温（mol/L） pH值（室温）
酸性 [H+]＞[OH—] [H+]＞1×10—7 ＜7
中性 [H+]=[OH—] [H+]=[OH—]=1×10—7 =7
碱性 [H+]＜[OH—] [H+]＞1×与10—7 ＞7
（1）酸性越强，pH值越小，碱性越强，pH值越大，pH值减小一个单位，[H+]就增大到原来的10倍，pH值减小n个单位，[H+]的增大到原来的10n倍.
（2）任意水溶液中[H+]≠0，但pH可为0，此时[H+]=1mol/L，一般[H+]＞1mol/L时，pH＜0，故直接用[H+]表示.
（3）判断溶液呈中性的依据为：[H0]= [OH—]或pH=pOH=1/2pKw
只有当室温时，Kw=1×10—14
[H+]=[OH—]=10—7mol/L
溶液呈中性
pH=pOH=1/2pKw=7
分析 原因：H2O H++OH－Q ， 由于水的电离是吸热的，温度越高，电离程度越大，kw越大.
T↗→Kw↗→pH+pOH↘； T↘→Kw↘→pH=pOH↗
如：100℃，KW=1×10—12.. pKw=12. 中性时pH=pOH=pKw =6＜7.
（4）溶液pH的测定方法：
①酸碱指示剂 ②pH试纸 ③pH计其中①只传判定pH范围
②pH试纸也只能确定在某个值左右（对照标准比色卡），无法精确到小数点后1倍。另外使用时不能预先润湿试纸。否则相当于又稀释了待测液，测定结果误差大。
③pH计测定较精确.
二、酸碱溶液的稀释前后pH值的变化。
由于强酸或强碱在水中完全电离，加水稀释后不会有溶质进一步电离，故仅仅是体积增大的因素导致酸溶液中的[H+]或碱溶液中的[OH—]减小.
弱酸或弱碱由于在水中不完全电离，加水稀释同时，能促使其分子进一步电离，故导致相应[H+]或[OH—]减小的幅度降低。
注意：
①酸无论怎样稀释，不可能成为碱性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且小于7.
②碱无论怎样稀释，不可能成为酸性；若无限稀释，则pH只能无限接近7且大于7
③当起始强酸、弱酸的pH相同，稀释后为达仍相同，则稀释倍数一定是弱酸大小强酸（强碱、弱碱类同）
三、有关pH的计算
1．溶液简单混合（不发生反应，忽略混合时体积变化）
若等体积混合且△pH≥2（即等强混合弱点3）：强酸：pH=pH小+0.3 强碱：pH=pH大－0.3
若不等体积混合，物质的量浓度分别为M1、M2体积分别为V1、V2的一元强酸或强碱
强酸[H+]总= 强碱[OH—]总=
注意：强酸直接由[H+]总求pH值， 强碱由[OH—]总求pOH，后再求pH值.
2．强酸和强碱混合（发生中和反应，忽略体积变化）可能情况有三种：
①若酸和碱恰好中和. 即nH+=nOH—，pH=7.
②若酸过量，求出过量的[H+]，再求pH值.
③若碱过量，求出过量的[OH—]，求出pOH后求pH值.
特例：若强酸与强碱等体积混合
①若pH酸+pH碱=14，则完全中和pH=7.
②若pH酸+pH碱＞14，则碱过量pH≈pH碱－0.3
③若pH酸+pH碱＜14，则酸过量pH≈pH酸+0.3
3．关于酸、碱混合时的定性判断（常温）
酸与碱混合时发生中和反应，但不一定恰好完呈中和。即使恰好完全中和，也不一定溶液呈中性，由生成的盐能否水解及水解情况而定，另外酸碱的强弱不同，提供反应物的量不同也影响着反应后溶液的性质。一般酸或碱过量化生成的盐水解对溶液的酸碱性影响大。
下面把常见的几种情况分列出来.
①等物质的量浓度的一元弱酸一元强碱溶液等体积混合溶液pH＞7（由生成的强碱弱酸盐水解决定）
②等物质的量浓度的一元强酸与一元弱碱溶液等体积混合后溶液pH＜7（由生成的强酸弱碱盐水解决定）
③等物质的量浓度的一元强酸与强碱溶液等体积混合后溶液pH=7（因生成强酸强碱盐不水解）
④当pH=pOH的强酸与强碱溶液以等体积混合后pH=7（与酸、碱的几元性无尖）
⑤当pH=3的某一元酸溶液与pH=11的一元强碱以等体积混合后pH≤7。（考虑酸有强弱之分，若分弱酸，制反应后酸过量）
⑥当pH=3的某一元强酸pH=11的一元碱溶液的以等体积混合后pH≥7（同理⑤，弱碱过量）
⑦将pH=3的酸溶液和pH=11的碱溶液以等体积混合后溶液pH=无法确定.考点18 电离平衡
一、强电解质、弱电解质
1．相互关系
否——非电解质
化合物 是——强电解质
能
否——弱电解质
加热或水的作用
电解质 自由移动离子
电离
2．比较强、弱电解质
强电解质 弱电解质
电离程度 完全 部分
电离平衡 不、不可逆 有、可能
过程表示溶液中存在的微粒（水分子不计） ====只有电离出的阴、阳离子，不存在电解质分子 即有电离出的阴、阳离子（少部分），又有电解质分子（大部分）。
电离方程式 H2SO4====2H++SO42—CaCl2====Ca2++2Cl— NH3·H2O NH4++OH—H2S H++HS—，HS— H++S2—
实例 绝大多数的盐（包括难溶性盐）；强酸：H2SO4、HCl、HclO4等；强碱：Ba(OH)2、Ca(OH)2等。
二、弱电解质的电离平衡
（1）概念：
弱电解质的电离平衡是指在一定条件下（湿度、浓度），弱电解质电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等的状态。
（2）特点：
①动——动态平衡：V（闻子化）=V（分子化）≠0。在电离方程式中用“ ”表示。
②定——平衡时各组成成分一定，即平衡时溶液中离子浓度和分子浓度保持不变
③变——条件改变，平衡被打破。
（3）影响电离平衡的因素
以0.1mol/1 CH3COOH溶液为例：
项目 变化项目 加水 升温 加入固体NaOH 加入无水CH3COONa 通入气体HCl 加入等浓度的CH3COOH
平衡移动 右移 右移 右移 左移 左移 不移动
H+的物质的量（mol） 增大 增大 减小 减小 增大 增大
[H+]浓度(mol) 减小 增大 减小 减小 增大 不变
PH值 增大 减小 增大 增大 减小 不变
导电能力 减弱 增强 增强 增强 增强 不变
1．弱电解质的判断：以CH3COOH为例，可从以下角度来判断CH3COOH是弱电解质：
⑴0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液，测其pH大于1。
⑵测CH3COONa溶液的pH大于7。
⑶取pH=3的CH3COOH溶液1 mL，用水稀释到100 mL后，测其pH小于5。
⑷pH相同的HCl和CH3COOH溶液，取相同体积分别用标准NaOH溶液测浓度，CH3COOH溶液消耗的NaOH溶液体积大。
⑸0.1 mol·L－1的HCl与过量的Mg反应，当加入CH3COONa晶体后，反应速率减慢，但生成氢气的总量不变。
⑹0.1 mol·L－1的CH3COOH和HCl溶液，分别与Mg反应，起始时CH3COOH溶液的反应速率慢。
⑺pH与体积均相同的HCl和CH3COOH溶液，分别与过量的Mg反应，生成氢气的总量CH3COOH大于HCl。
⑻pH相同的HCl和CH3COOH溶液与Mg反应，与CH3COOH溶液反应速率减小得慢。
⑼向pH=3的HCl溶液中加入CH3COONa晶体，其pH增大。
⑽分别测同体积0.1 mol·L－1的CH3COOH溶液和HCl溶液的导电性，HCl强于CH3COOH。
2．相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较
c(H+) pH 中和碱的能力 与过量Zn的反应情况 稀释相同倍数后的pH
产生氢气的量 开始时的反应速率
盐酸 大 小 相等 相同 快 小
醋酸 小 大 慢 大
3．相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较
c(H+) c(酸) 中和碱的能力 与过量Zn的反应情况 稀释相同倍数后的pH
产生氢气的量 开始时的反应速率
盐酸 相等 小 弱 少 相等 大
醋酸 大 强 多 小
三、电解质溶液导电能力的强弱与电解质强弱影响溶液导电能力的因素：
①自由移动离子浓度的大小。（主要决定因素）湿度一定，离子浓度越在，导电能力越强。
②湿度：湿度越高，导电能力越强。（与金属导电相反）
③离子电荷数：电荷数越高，导电能力越强。
由此可知：强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质强。
如 较浓醋酸的导电能力可比极稀HCl溶液强。 CaCO3虽为强电解质，但溶于水所得溶液极稀，导电能力极差。
思考：若在某溶液中加入一种物质，出现沉淀，则溶液的导电能力一定减弱吗？（湿度不变）
分析：不一定。关键要看溶液中离子浓度有无显著变化。如：
（1）若在H2SO4溶液中加Ba(OH)2，因生成BaSO4沉淀和极难电离的水，使溶液中离子浓度降低，导电能力降低。
（2）若在H2SO4溶液中加BaCl2，虽有沉淀BaSO4生成，但同时生成了HCl，相当于1molSO42—被2molCl—代替，故导电能力有所增强。
（3）若在HCl溶液中加AgNO3，则导电能力几乎不变。
四、水的电离平衡
1．影响Kw的因素：Kw与溶液中[H+]、[OH—]无关，与温度有关。水的电离为吸热过程，所以当温度升高时，水的电离程度增大，Kw也增大。例如100℃，1LH2O有10—6mol电离，此时水的离子积常数为Kw=10—6·10—6=10—12.
2．影响水的电离平衡因素
（1）温度，升温促进水的电离，降温则相反
（2）向纯水中引入H+或OH—，会抑制水的电离
（3）向纯水中引入弱酸酸根阴离子或弱碱阳离子，将促进水的电离，此乃为盐类水解的实质。
酸、碱、盐溶液中水电离的定量计算。（列表比较如下：）
[H+]水与[OH—]水关系 x的计算式 室温x值 对水电离影响
纯水 [H+]水=[OH—]水 x= x=1×10—7mol/L 对水电离影响
酸溶液 x= x＜1×10—7mol/L
碱溶液 x= 抑制
正盐溶液 强酸弱碱盐强碱弱酸盐强碱强酸盐 x=[H+] x＞1×10—7mol/L 促进
x=[OH—]
x= x=1×10—7mol/L 无
注[H+]水、[OH—]水指水电离出的H+、OH—浓度 [H+]水、[OH—]指指溶液中的H+、OH—浓度
由上表可得重要规律：
（1）在任意湿度、任意物质的水溶液中（含纯水）的水本身电离出的[H+]水≡[OH—]水
（2）酸和碱对水的电离均起抑制作用
①只要碱的pH值相等（不论强弱、不论几元）对水的抑制程度相等，碱也同理。
②若酸溶液的pH值与碱溶液的pOH值相等，则两种溶液中水的电离度相等。
如pH=3的盐酸溶液与pH=11的氨水溶液在室温下，由水电离出的
[H+]水=[OH—]水==10—11mol/L
（3）在凡能水解的盐溶液中，水的电离均受到促进，且当强酸弱的碱盐的pH和强碱弱酸盐的pOH值相等时（同一湿度），则促进程度相等。
（4）较浓溶液中水电离出[H+]的大小：
①酸溶液中[OH—]等于水电离的[H+]
②碱溶液中[H+]等于水电离的[H+]
③强酸弱碱盐溶液中的[H+]等于水电离出[H+]
④强碱弱酸盐溶液中的[OH—]等于水电离出的[H+]
如pH=4的NH4Cl溶液与pH=10的NaAc溶液中，（室温）由水电离出的 [H+]水=[OH—]水==10—4mol/L
能否
电离
是否
完全考点17 化学平衡
一、化学平衡
化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里,正反应和逆反应的速率相等,反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态.
1．化学平衡的四特征
动：化学平衡是动态平衡，正、逆反应仍在进行；
等：同一物质的正、逆反应速率相等；
定：反应混合物中各组分的浓度保持一定；
变：影响化学平衡的外界条件改变时，化学平衡会发生移动。
2．化学平衡状态的判断方法
（1）对同一物质, 单位时间内的消耗量与生成量相等。即υ正=υ逆或υ消耗=υ生成。
（2）在反应混合物中各组分的浓度（百分含量）保持不变。即c(B)不随时间的改变而改变。
（3）反应混合物中各物质的物质的量或物质的量分数、各物质的质量或质量分数、各气体的体积或体积分数、体系的温度保持不变。
（4）对反应前后体积改变的可逆反应，其总物质的量、总体积、总压强、密度、平均相对分子质量保持不变。（对反应前后体积不变的可逆反应， 其总物质的量、总体积、总压强、密度、平均相对分子质量始终保持不变。）
（5）对于有颜色变化的可逆反应，颜色不再改变。
二、影响化学平衡的条件
1、勒沙特列原理：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）浓度 若其它条件不变，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，平衡向逆反应方向移动。
（2）压强 （1）在反应前后气体总体积改变的可逆反应，若其它条件不变，增大压强，化学平衡向气体体积缩小的方向移动；减小压强，化学平衡向气体体积增大的方向移动。
（2）在反应前后气体总体积不变的可逆反应，如I2(g) + H2(g) 2HI(g), 增大或减小压强都不能使化学平衡发生移动。
（3）改变压强对固态或液态物质的体积几乎无影响。因此平衡混合物都是固体或液体时，改变压强不能使化学平衡发生移动。
（3）温度　　若其它条件不变，升高温度，化学平衡向着吸热反应的方向移动；温度降低，化学平衡向着放热反应的方向移动。
（4）催化剂对正、逆反应速率的增大幅度是等同的，因此使用催化剂不影响化学平衡的移动。但使用催化剂可以减小可逆反应达到平衡所需要的时间。
2、反应混合物的浓度
（1）化学平衡发生移动，一般会引起反应速率、反应混合物的平衡浓度、百分含量等发生变化，但反应速率、平衡浓度变了，化学平衡不一定发生移动。
（2）可逆反应达到平衡状态时，反应混合物中各组分的浓度不随时间的变化而变化。
（3）化学平衡向右移动，生成物的物质的量必定增加。
（4）在反应混合物总质量不变的前提下如压强或温度的变化使化学平衡移动时，化学平衡总是向平衡混合物某组成成分百分含量增大的方向移动。百分含量越大，平衡移动的程度越大。
（5）增加某一反应物的浓度时，引起反应混合物总的物质的量增加，生成物的百分含量不一定会提高。
3、反应物的转化率 对于可逆反应aA(g)+bB(g) cC(g) +dD(g)：
（1）若不改变A、B的用量，化学平衡受温度或压强影响向正反应方向移动时，A、B的转化率增大；反之，则减小。
（2）若A、B的投料nA:nB＝a:b时，A、B的转化率相同。
（3）可逆反应达到平衡后，增加A的量，B的转化率增大，而A的转化率减小。反之则成立。
（4）反应物的转化率在化学平衡状态时达到最大。
4、平均摩尔质量
对于均是气体参加的反应，如aA(g)+bB(g) cC(g) +dD(g)， m总始终不变，若平衡向气体体积减小的方向移动，则平均摩尔质量增大；若向气体体积增大方向移动，则平均摩尔质量减小；若反应是气体体积不变的反应，则平均摩尔质量始终不变。
5、等效平衡
1．等效平衡原理:
化学平衡的建立与途径无关：
（1）只要可逆反应在相同条件下，无论是从正反应开始或从逆反应开始，还是从两端同时开始，
都可以建立相同的平衡状态。因此，可把不同的起始状态转化成相同的起始状态。
（2）反应开始时，容器中不论是只有反应物还是只有生成物，或者既有反应物又有生成物，不同的起始状态，只要按反应方程式中的化学计量数之比投入反应物或生成物，建立起的平衡状态都是相同的（各组分体积分数相同）。
（3）若外界条件一致，相同量的反应物，无论是一次加入还是分多次加入，建立的化学平衡都是同一平衡。
2．等效平衡的规律
（1）等温、等容条件下，反应前后气体体积数不相等的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，若按可逆反应化学计量数之比换算成同一边物质（一边倒），其物质的量相同,则两平衡互为等效平衡。
（2）等温、等容条件下，反应前后气体体积数相等的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，若按可逆反应化学计量数之比换算成同一边物质（一边倒），其物质的量对应成比例，则两平衡互为等效平衡。
（3）等温、等压条件下，任何有气体物质参加的可逆反应，改变起始时加入物质的物质的量，若按可逆反应化学计量系数之比换算成同一边物质（一边倒），其物质的量对应成比例，则两平衡互为等效平衡。
6、化学平衡图象题的解题步骤一般是：
看图像：一看面（即横纵坐标的意义）； 二看线（即看线的走向和变化趋势）；
三看点（即曲线的起点、折点、交点、终点），先出现拐点的则先达到平衡，说明该曲线表示的温度较高或压强较大，“先拐先平”。 四看辅助线（如等温线、等压线、平衡线等）；五看量的变化（如温度变化、浓度变化等），“定一议二”。
7.化学平衡计算公式
对于可逆反应：
（1）各物质的变化量之比＝方程式中相应系数比
（2）反应物的平衡量＝起始量－消耗量
生成物的平衡量＝起始量＋增加量考点12 晶体的类型与性质
一、晶体类型及性质比较
晶体类型 离子晶体 原子晶体 分子晶体
组成晶体的粒子 阳离子和阴离子 原子 分子
组成晶体粒子间的相互作用 离子键 共价键 范德华力（有的还有氢键）
典型实例 NaCl 金刚石、晶体硅、SiO2、SiC 冰（H2O）、干冰（CO2）
晶体的物理特性 熔点、沸点 熔点较高、沸点高 熔、沸点高 熔、沸点低
导热性 不良 不良 不良
导电性 固态不导电，熔化或溶于水能导电 差 差
机械加工性能 不良 不良 不良
硬度 略硬而脆 高硬度 硬度较小
（2）化学键与分子间作用力的比较
化学键 分子间力
概念 相邻的两个或多个原子间强烈的相互作用 物质的分子间存在的微弱的相互作用
范围 分子内或某些晶体内 分子间
能量 键能一般为：120～800 kJ·mol－1 约几个至数十个kJ·mol－1
性质影响 主要影响分子的化学性质 主要影响物质的物理性质
（3）晶体性质的比较:比较晶体的硬度大小、熔沸点高低等物理性质的依据是：
（4）非极性分子和极性分子
分子空间构型对称，正负电荷重心重合的分子叫非极性分子。
分子空间构型不对称，正负电荷重心不重合的分子叫极性分子。
（5）共价键与离子键之间没有绝对的界限
二、物质结构
1、胶体的带电：一般说来，金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带正电，非金属氧化物、金属硫化物 的胶体粒子带负电。
2、胶体的聚沉方法：（1）加入电解质；（2）加入电性相反的胶体；（3）加热。
3、污染大气气体：SO2、CO、NO2、NO，其中SO2、NO2形成酸雨。
4、共价化合物中一定含有共价键，含有共价键的化合物不一定是共价化合物。共价化合物形成的晶体可以是分子晶体(如干冰)也可以是原子晶体(如水晶)。
5、分子晶体中不一定有共价键，如惰性气体形成的晶体。
6、分子内的共价键越牢固，分子的化学性质越稳定，分子间的作用力越大，分子的熔沸点越高。
7、非极性共价键可以存在于单质，离子化合物、共价化合物中。
8、极性键、离子键都只有存在于化合物中。
9、由极性键构成的分子可以是极性分子，也可以是非极性分子。非极性分子中不一定含有非极性键。
10、原子晶体中只存在共价键。
11、原子晶体、离子晶体中都没有单个的分子存在。C、P、SiO2、NaCl都不能反映其真实的分子组成。但氯化钠蒸气中存在单个的分子。
12、晶体中有阳离子存在的不一定有阴离子，如金属晶体。有阴离子存在则一定有阳离子。
13、分子晶体的熔、沸点：组成和结构相似的物质，分子量越大熔、沸点越高。分子间能形成氢键的使熔沸点反常。
14、晶体的熔点：原子晶体 >离子晶体 >分子晶体 中学学到的原子晶体有： Si、SiC 、SiO2和金刚石。 原子晶体的熔点的比较是以原子半径为依据的： 金刚石 > SiC > Si （因为原子半径：Si> C> O）.
15、酸性氧化物固态时可能是分子晶体也可能是原子晶体,含氧酸固态时是分子晶体
16、氢键不属于化学键，而属分子间作用力。HF、H2O、NH3、CH3CH2OH、CH3COOH等分子中有氢键外,在有机羧酸,醇,酚,胺,氨基酸和蛋白质中也有氢键的。分子间能形成氢键至使熔沸点反常。HF,HCl,HBr,HI的沸点高低顺序为HF>HI>HBr>HCl。在冰中每个水分子周围以氢键结合了4个水分子，平均每个水分子形成2个氢键，冰熔化时分子间空隙减少。
17、在NaCl晶体中，每个Na+周围与之距离最近且相等的Cl-有6个，形成正八面体形。每个Na+周围与之距离最近且相等的Na+有12个，每个晶胞中有4个NaCl单元。117克NaCl中含有晶胞的个数为0.5NA
18、在CSCl晶体中，每个Cs＋周围与之距离最近且相等的Cl-有8个，每个Cs＋周围与之距离最近且相等的Cs＋有6个。
19、在金刚石晶体中形成的环至少需6个C原子，平均每个C原子形成两个共价键。1mol金刚石中含C-C键2mol；在SiO2晶体中要形成一个封闭的环至少需12个原子。六个Si原子六个C原子。每个Si原子形成4个共价键，1mol SiO2晶体中含有4molSi-O键。平均每个Si原子结合2个氧原子；每个O原子形成2个共价键。
三、空间构形
（1）常见分子、离子的空间构型：CH4、SiH4、CCl4 、NH4+为正四面体型；BF3、甲醛分子为平面三角型；NH3 H3O+三角锥型（含1对孤对电子）；H2O、H2S V型（含2对孤对电子）；Cl2 HCl CO2 CS2 C2H2直线型
(2)有机分子的四个基本结构单元
　　(1)甲烷为正四面体结构，键角109о28′。　　(2)乙烯为平面型结构，键角120о。
　　(3)乙炔为直线型结构，键角180о。 　　(4)苯为平面型结构，键角120о。
　　(5)在1,3-丁二烯分子中，四个碳原子和六个氢原子都在同一平面上，键角接近120о。考点16 化学反应速率
化学反应的速率:
用单位时间内反应物浓度的减少(或生成物浓度的增加)来表示化学反应进行的快慢叫化学反应的速率.
浓度的单位,常用: mol/L. 则，化学反应速率的单位：mol/(L·min) 或 mol/(L·s)
1． 同一化学反应用不同的物质表示的化学反应速率各不相同，各物质的化学反应速率比等于对应化学计量系数比。如m A＋nB＝ pC＋qD的反应中，υ(A):υ(B):υ(C):υ(D)＝m:n:p:q
2．若其他条件不变时，增大反应物的浓度，化学反应速率增大；减小反应物的浓度，化学反应速率减小。
3．对于有气体参加的化学反应，若其他条件不变，增大压强，反应速率增大；减小压强，化学反应速率减小。
4．若其他条件不变时，升高温度，化学反应速率增大；降低温度，化学反应速率减小。实验测得，温度每升高10℃，化学反应速率增大2～4倍。
5．催化剂能够加快化学反应速率。
6．可逆反应中化学反应速率变化的规律
以 aA(g)+bB(g) cC(g) +dD(g)（正反应为放热反应, a+b＞c+d）为例说明正、逆反应速率的变化情况。
（1）若其他条件不变，加入A或B：υ正、υ逆都增大，但 υ正先增大, υ逆后增大。
（2）若其他条件不变，分离出C或D：υ正、υ逆都减小，但υ逆先减小 ，υ正后减小。
（3）若其他条件不变，增大压强：υ正、υ逆同时增大, 且υ正＞υ逆。
（4）若其他条件不变，减小压强：υ正、υ逆同时减小, 且υ正＜υ逆。
（5）若其他条件不变, 升高温度: υ正、υ逆同时增大, 且υ正＜υ逆。
（6）若其他条件不变，降低温度: υ正、υ逆同时减小, 且υ正＞υ逆。
（7）若其他条件不变，加入催化剂: υ正、υ逆同时增大, 且υ正=υ逆。考点5 碱金属元素
（1）碱金属元素单质的化学性质：
①相似性：碱金属元素在结构上的相似性，决定了锂、钠、钾、铷、铯在性质上的相似性，碱金属都是强还原剂，性质活泼。具体表现在都能与O2、Cl－、水、稀酸溶液反应，生成含R+（R为碱金属）的离子化合物；他们的氧化物对应水化物均是强碱；
②递变性：随着原子序数的增加，电子层数递增，原子半径渐大，失电子渐易，还原性渐强，又决定了他们在性质上的递变性。具体表现为：①与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂，②与H2O反应越来越剧烈，③随着核电荷数的增强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性增强：
；
（2）实验是如何保存锂、钠、钾：均是活泼的金属，极易氧化变质甚至引起燃烧，它们又都能与水、水溶液、醇溶液等发生反应产生氢气，是易燃易爆物质，存放它们要保证不与空气、水分接触；又因为它们的密度小，所以锂只能保存在液体石蜡或封存在固体石蜡中，而将钠、钾保存在煤油中；
（3）碱金属的制取：金属和主要是用电解熔融氯化物的方法制取；金属因为易溶于盐不易分离，且电解时有副反应发生，故一般采用热还原法用从熔融中把置换出来（不是普通的置换，而是采用置换加抽取的方法，属于反应平衡）；铷和铯一般也采用活泼金属还原法制取。
（4）．焰色反应操作的注意事项有哪些？
(1)蘸取待测物的金属丝本身在火焰上灼烧时应无颜色，同时熔点要高，不易被氧化．用铂丝效果最好，也可用铁丝、镍丝、钨丝等来代替铂丝．但不能用铜丝，因为它在灼烧时有绿色火焰产生．
(2)金属丝在使用前要用稀盐酸将其表面的氧化物洗净，然后在火焰上灼烧至无色，以除去能起焰色反应的少量杂质．
(3)观察钾的焰色时，要透过蓝色的钴玻璃片，因为钾中常混有钠的化合物杂质，蓝色钴玻璃可以滤去黄色火焰，以看清钾的紫色火焰．考点4 钠及其化合物的性质
一、知识网：
有关反应方程式：
⑴2Na + O2 =2Na2O
⑵2NaNa2O2
⑶2Na + 2H2O = 4NaOH + H2 2Na + 2H2O = 4Na+ + 4OH－ + H2
⑷2Na + Cl2 = 2NaCl
⑸2NaCl 2Na + Cl2
⑹Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O + Na2O + 2H+ = 2Na+ + H2O
⑺2Na2O2 + 4HCl = 4NaCl + 2H2O + O2 2Na2O2 + 4H+ = 4Na+ + 2H2O + O2
⑻2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O 2OH－ + CO2 = CO32-+ H2O
⑼Na2CO3 + Ca(OH)2 = CaCO3 + 2NaOH CO32-+ Ca2+ = CaCO3
⑽Na2O + H2O = 2NaOH Na2O + H2O = 2Na+ + 2OH－
⑾2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2 2Na2O2 + 2H2O = 4Na+ + OH－ + O2
⑿2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2
⒀Na2O + CO2 = Na2CO3
⒁Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2 CO32-+ 2H+ = H2O + CO2
⒂Na2CO3 + CO2 + H2O = 2NaHCO3 CO32-+ CO2 + H2O = 2HCO3-
⒃NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O HCO3-+ OH－ = CO32-+ H2O
⒄NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2 HCO3-+ H+ = H2O + CO2
⒅NaCl + NH3 + CO2 + H2O = NH4Cl + NaHCO3
二．钠的性质
(1)钠的物理性质及钠跟水的反应：2Na + 2H2O = 4NaOH + H2 2Na + 2H2O = 4Na+ + 4OH－ + H2
(2)钠与氧气的反应 ：⑴2Na + O2 =2Na2O ⑵2NaNa2O2
钠在空气中放置发生的变化：钠放置在空气中，首先被氧气氧化成Na2O；Na2O进一步与空气中的水蒸气反应生成NaOH；NaOH吸收空气中的水蒸气和CO2生成碳酸钠晶体；碳酸钠晶体会逐渐风化而成Na2CO3。即其变化过程是：　　
　　这里发生的反应有：①4Na+O2＝2Na2O　 ②Na2O+H2O＝2NaOH　 ③2Na+2H2O＝2NaOH+H2↑　
④ 2NaOH+CO2+9H2O＝Na2CO3·10H2O　 ⑤Na2CO3·10H2O＝Na2CO3+10H2O
三、钠的氧化物
　　1．Na2O：白色，具有碱性氧化物的通性，不稳定，可继续氧化成Na2O2
　　2．Na2O2：淡黄色固体
　　①淡黄色，跟水反应放出O2→供氧剂、漂白剂；2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2↑
　　②跟CO2反应放出O2→供氧剂、漂白剂。 2Na2O2+2CO2═2Na2CO3+O2↑
四、钠盐
　　1．Na2CO3：
　　（1）物理性质：易溶于水的白色粉末
　　（2）化学性质：①与酸反应放出CO2，与Ca(OH)2反应生成NaOH；
②Na2CO3·10H2O易风化，水解显碱性
（3）用途：制玻璃、造纸、制皂、洗涤剂
　　（4）制法：氨碱法（索尔维法）、侯氏制碱法
　　2．NaHCO3：
　　（1）物理性质：易溶于水的白色细小晶体，溶解度比Na2CO3小（相同温度下）
　　（2）化学性质：
　　 ①与酸反应放出CO2（剧烈） HCO3-+H+=H2O+CO2↑
碳酸氢钠、碳酸钠分别与同浓度、同种酸作用时前者反应速率快
　　 ②与NaOH反应生成Na2CO3　 HCO3-+OH-＝CO32-+H2O
　　 ③受热易分解　 2NaHCO3 Na2CO3+H2O+CO2↑
　　 ④水解显弱碱性HCO3- +H2O H2CO3+OH-
　　（3）用途：发酵粉、灭火剂、治胃酸过多
一般说来，碳酸和碳酸盐的热稳定性有下列规律：
（1）H2CO3＜MHCO3＜M2CO3（M为碱金属）
　　（2）同一主族元素（如碱金属元素）的碳酸盐：　　Li2CO3＜Na2CO3＜K2CO3＜Rb2CO3
　　（3）碱金属的碳酸盐＞碱土金属的碳酸盐＞过渡元素的碳酸盐。
　3．Na2SO4：
　　（1）晶体Na2SO4·10H2O　 ，俗名芒硝
　　（2）用途：制玻璃、造纸、染色、纺织、制水玻璃、缓泻剂
　4．常见碳酸盐及碳酸氢盐溶解性规律
　　（1）易溶于水的碳酸盐其溶解度大于相应碳酸氢盐。例：Na2CO3溶解度大于NaHCO3的溶解度。
　　（2）难溶于水的碳酸盐其溶解度小于相应碳酸氢盐。例：CaCO3的溶解度小于Ca(HCO3)2的溶解度。考点2 离子反应方程式与离子共存
一、离子共存问题
离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子（包括氧化一还原反应）. 判断离子共存时，审题一定要注意题中给出的附加条件。如酸性溶液（H＋）、碱性溶液（OH-）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H＋或OH-=1×10-amol/L(a>7或a<7)的溶液；MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性；注意题目要求“一定大量共存”还是“可能大量共存”；“不能大量共存”还是“一定不能大量共存”。
1．不能在酸性溶液中大量共存的离子
(1)有气体产生。如：CO32－ HCO3－　S2－　　SO32－ HSO3－ S2O32－ 等。
(2)生成难电离物质：OH－　PO43－ HPO42－ H2PO4－　SiO32－　 F－CIO－ CH3COO－C6H5O－
2．不能在碱性溶液中大量共存的离子：Mg2+ AI3+ 　Zn2+　Fe2+ Fe3+　 H＋ Cu2+ Ag+ NH4+
3．不能在酸性溶液中也不能在碱性溶液中大量共存的离子 HCO3－HPO42－ H2PO4－HSO3－ HS－
4．相互间生成沉淀而不能共存的离子
SO42－与Ba 2+ Pb2+ Ca2+ 不能共存； CO32－与Ca2+ Mg2+ Ba 2+ 不能共存；
S2－与Cu2+ Pb2+ 不能共存。 Ag+与SO42－　S2－　CO32－　PO43－　Cl－　Br－　I－不能共存。
5．相互间发生氧化还原反应而不能共存的离子
酸性条件下NO3－ MnO4－ CIO－与 Fe2+ S2－ HS－　SO32－ HSO3－ Br－　　I－不能共存；
Fe3+与I－ S2－ 不能共存
6．双水解的离子不能共存 如AI3+ Fe3+ NH4＋与AlO2－ CO32－ HCO3－ S2－
7．某些离子只能存在于一定PH范围内
（1）只能存在于酸性溶液中：水解呈酸性的离子：如Fe2+、Fe3+、Al3+、NH4+等
（2）只能存在于碱性溶液中：水解呈碱性的离子：如CO32－　HCO3－　S2－ HS－　HPO42－H2PO4－PO43－　F－ ClO－ AlO2－ SiO32－　CH3COO－　CN－ C6H5O－等
8．若溶液无色，则不能含有的离子是：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄棕色）、Cu2+（蓝色）、MnO4－（紫色）。
二、常见阴离子的检验
OH－: 　　能使无色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示剂分别变为红色、蓝色、黄色。
CO32－和HCO3－ :　　碳酸盐和碳酸氢盐遇酸即放出CO2气体，能使澄清石灰水变浑浊。
CO32－+ 2H+===H2O + CO2↑ HCO3－+ H+===H2O + CO2↑ CO2 + Ca(OH)2===H2O + CaCO3↓
NO3－: 　　浓溶液或晶体中加入铜片、浓硫酸加热，放出红棕色气体。
3Cu +8NO3－+8H+==3Cu(NO3)2 +4H2O+2NO↑ NO + O2===2NO2
PO43－:　方法一：加入AgNO3溶液，若有PO43－存在，即有浅黄色Ag3PO4沉淀生成，沉淀在硝酸中都能溶解。 PO43－ + 3Ag+===Ag3PO4↓
SO42－:　　硫酸盐遇可溶性钡盐，生成白色沉淀BaSO4，不溶于酸。SO42－ + Ba2+　==BaSO4↓
S2－:　 　硫化物与稀酸作用放出H2S气体，有臭鸡蛋气味，并能使乙酸铅试纸出现黑色。
S2－ + 2H+　==H2S↑　H2S + Pb(Ac)2==2HAc + PbS↓
SO32－: 方法一：亚硫酸盐遇强酸就放出SO2气体，该气体能使品红溶液褪色。能与BaCl2溶液反应，生成白色BaSO3沉淀，该沉淀溶于盐酸，生成无色有刺激性气味的SO2气体。
SO32－ + 2H+　==H2O + SO2↑　SO32－ + Ba2+　==BaSO3↓ BaSO3　+ 2H+　== Ba2++H2O + SO2↑
S2O32－:　　硫代硫酸盐遇强酸放出SO2，生成淡黄色硫沉淀。S2O32－ + 2H+==H2O + S↓ + SO2↑
Cl－:　能与硝酸银反应，生成白色的AgCl沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生成[Ag(NH3)2]+。
Ag+ ＋ Cl－===AgCl↓ Ag+ ＋ 2NH3.H2O===[Ag(NH3)2]+
Br－:　方法一：能与硝酸银反应，生成淡黄色AgBr沉淀，该沉淀不溶于稀硝酸。
Br－＋ Ag＋===AgBr↓
方法二：加入氯水，再加入氯仿，摇荡，氯仿层显黄色或红棕色，且加入淀粉试剂不变蓝，示有Br－。
2Br－＋ Cl2===2Cl－＋ Br2
I－ :　方法一：加入AgNO3溶液，有碘离子存在，即生成黄色AgI沉淀，沉淀不溶于硝酸和氨水。
I－＋ Ag+　==AgI↓
方法二：加入氯水，再加入氯仿，摇荡，氯仿层显紫红色，若加入过量氨水，紫红色消失。紫红色物质能使淀粉试剂变蓝。 2I－＋Cl2===2Cl－ + I2
三、常见阳离子的检验
H+　: 　能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。
K+　:　　　焰色反应检验，透过蓝色的钴玻璃呈紫色。
Na+　:　　焰色反应检验，火焰呈黄色。
Ca2+：　在含有Ca2+的溶液中加入(NH4)2C2O4，即生成白色CaC2O4沉淀，溶于HCl而不溶于HAc。
Ca2+ + C2O42－===CaC2O4↓
NH4+ :　 铵盐（或浓溶液）与NaOH浓溶液反应，并加热，能放出使湿润的红色石蕊试纸变蓝的有刺激性气味的气体。　　NH4+ + OH－====H2O + NH3↑　
Mg2+:　 能与NaOH溶液反应生成白色Mg(OH)2沉淀，该沉淀能溶于NH4Cl溶液。
Mg(OH)2 +2NH4+ === Mg2++2NH3.H2O
Al3+ : 在含有Al3+的溶液中加入氨水，即得白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于HCl和NaOH溶液。
Al3+ + 3NH3.H2O===3NH4+ + Al(OH)3↓
Fe2+ : 能与少量NaOH溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，立即显红色。
Fe 2+＋2OH－＝Fe (OH)2↓ 4Fe (OH)2＋O2＋2H2O ＝4 Fe (OH)3 2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl－
Fe3+ : 三价铁盐遇到硫氰化物溶液，能生成血红色Fe(SCN)3溶液。能与 NaOH溶液反应，生成红褐色Fe(OH)3沉淀。 3SCN－ + Fe3+===Fe(SCN)3 Fe 3+＋3OH－＝Fe (OH)3↓
Cu2+ :　 方法一　溶液颜色显蓝色；
方法二　含Cu2+的蓝色水溶液（浓的CuCl2溶液显绿色），能与NaOH溶液反应，生成蓝色的Cu(OH)2沉淀，加热后可转变为黑色的 CuO沉淀。含Cu2+溶液能与Fe、Zn片等反应，在金属片上有红色的铜生成。
Cu2+＋2OH－＝Cu(OH)2↓ 　Cu(OH)2 ==CuO+H2O Cu2+ +Fe ==Cu + Fe2+
Ag+ : 在含有Ag+的溶液中加入HCl，得白色AgCl沉淀，能溶于氨水，将此溶液经硝酸酸化后，又析出AgCl。 Ag+ + Cl－ ===AgCI↓ AgCl＋ 2NH3.H2O==[Ag(NH3)2]Cl
四、离子方程式常见错误判断及原因分析
注意：审题时应注意题中给出的附加条件。 ①加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液都有两种可能，酸溶液或碱溶液。②无色溶液则没有MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+。澄清溶液即没有沉淀。 ③遇淀粉碘化钾试纸变蓝色的溶液具有较强的氧化性。遇pH试纸变蓝色的溶液显碱性。
1、铜与浓盐酸反应 Cu+2H+==Cu2++H2↑ （错，不能反应）
2 、Fe+HCl(浓) 2Fe+6H+==2Fe3++3H2↑ （错，生成Fe2+）
3、.Ca(ClO)2溶液中通入少量SO2 Ca2++2ClO-+SO2+H2O==CaSO3↓+2HClO （错，要发生氧化还原反应）
4、FeS+HNO3(稀) FeS+2H+===Fe2++H2↑ （错，要发生氧化还原反应）
5、Na2SO3+HNO3(稀) SO32-+2H+==SO2↑+H2O （错，要发生氧化还原反应）
6、Fe(OH)2+ HNO3(稀) Fe(OH)2+2H+== Fe2++2H2O （错，要发生氧化还原反应）
7 、Fe(OH)3+HI Fe(OH)3+3H+ === Fe3++3H2O （错，要发生氧化还原反应）
8、NaAlO2溶液中通入过量CO2 2 AlO2-+CO2+3H2O==2Al(OH)3↓+CO32- （错，生成HCO3-）
9、C6H5ONa溶液中通入少量CO2 2C6H5O-+CO2+H2O----2C6H5OH+CO32- （错，生成HCO3-）
10、氨水中通入过量SO2 NH3 H2O+SO2===NH4++HSO3- (对)
11、 NaAlO2 溶液中加入少量盐酸 AlO2-+H++H2O== Al(OH)3↓ （对）
12、向碳酸钠溶液通入少量SO2 2 CO32-+SO2+H2O==2 HCO3-+ SO32- （对）
13、Na2S水解 S2-+2H2O==H2S+2OH- （错）
14、NaHSO4 溶液和Ba(OH)2溶液反应呈中性 H++SO42-+Ba2++OH-==BaSO4↓+H2O （错）
15、碳酸氢钠溶液与足量的足量澄清石灰水反应 HCO3-+Ca2++OH-==CaCO3↓+H2O （对）
16、FeBr2溶液中通入足量氯气 2Fe2++2Br-+2Cl2==2Fe3++Br2+4Cl- （错）
17、FeI2溶液中通入少量氯气2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl- （错）
18、NaClO溶液FeCl2溶液混合2ClO-+ Fe2++2H2O== Fe(OH)2↓+2HClO （错，发生氧化）
19、.Cl2+H2O Cl2+H2O====2H++Cl-+ClO- （错）
20、HF+NaOH H++OH-==H2O （错）
21、NaOH与H3PO4等物质的量反应OH-+ H3PO4== H2PO4- +H2O （对）
22、NH4HCO3与足量NaOH溶液反应HCO3-+OH-==CO32-+H2O （错）
23、NH4HSO3与少量NaOH溶液反应 NH4＋＋ OH— ＝NH3 H2O （错）
24 、NaHCO3+NaHSO4溶液混合 CO32-+2H+==H2O+CO2↑ （错）
25、NH4Al(SO4)2溶液中加入少量氢氧化钠溶液NH4+＋OH-＝NH3 H2O （错）
26、Ca(HCO3)2溶液中加入少量澄清石灰水HCO3-+Ca2++OH-==CaCO3↓+H2O （对）
27、过氧化钠溶于水2O22-＋2 H2O＝4 OH-＋O2↑ (错)
28、将少量二氧化硫通入次氯酸钠溶液中：SO2+H2O+ClO-==SO42-+Cl-+2H+ （错，H+与ClO-反应）
29、硫酸亚铁的酸性溶液中加入过氧化氢溶液:2 Fe2++ H2O2+2H+==2Fe3++2 H2O （对）
30、除去硝酸钾溶液中的Fe3+：Fe3＋＋3H2O＝Fe(OH)3↓＋3H+ （对）
31、等摩尔的氢氧化钡溶液和明矾溶液反应：3Ba2++6OH-+2Al3++3SO42-==3 Ba SO4↓+
2Al(OH)3↓ （对）
32、向稀硝酸中加入少量铁粉：3Fe＋8H＋＋2NO3－＝3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O （错）
33、用惰性电极电解MgC12溶液：2H2O+2C1- C12↑+H2↑+2OH- （错）考点7 物质的量浓度
1．物质的量浓度。
　　物质的量浓度是以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量。符号用cB表示，
表达式：CB＝ 单位常用mol/L。
注意：①单位体积为溶液的体积，不是溶剂的体积。②溶质必须用物质的量来表示。计算公式为概念中的单位体积一般指1升，溶质B指溶液中的溶质，可以指单质或化合物，如c（Cl2）=0.1mol/L，c（NaCl）=2.5mol/L；也可以指离子或其它特定组合，如c（Fe2+）=0.5mol/L, c（SO42-）=0.01mol/L等。
2．溶液的稀释与混合
(1)溶液的稀释定律
由溶质的质量稀释前后不变有：mB =m浓×ω浓=m稀×ω稀%
由溶质稀释前后物质的量不变有：CB =c浓×V浓=c稀×V稀%
(2)溶液在稀释或混合时，溶液的总体积不一定是二者混合的体积之和。如给出溶液混合后的密度，应根据质量和密度求体积。
3．物质的量浓度与溶质质量分数ω%的换算(ρ为该溶液的密度)：
4．一定物质的量浓度溶液的配制
(1)仪器：容量瓶，容量瓶有各种不同的规格，一般有100mL、250mL、500mL和1000mL等几种。(2)步骤：
①计算：计算所需固体溶质质量或液体溶质的体积。②用托盘天平称量固体溶质或用量筒量取液体体积。
③溶解：将溶质加入小烧杯中，加适量水溶解。④移液洗涤：将已溶解而且冷却的溶液转移到容量瓶中，并用玻璃棒引流，再洗涤烧杯和玻璃棒2—3次，将洗涤液倒入容量瓶中。⑤定容：缓缓向容量瓶中注入蒸馏水，直到容量瓶液面接近刻度线1cm-2cm时，改用胶头滴管滴加蒸馏水至溶液的凹液面正好与刻度线相切，盖好，反复上下颠倒，摇匀。最后将容量瓶中溶液转移到试剂瓶中备用。考点6 物质的量
一、阿伏加德罗定律
1．内容 在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同”。
2．推论：⑴同温同压下，V1/V2=n1/n2 ⑵同温同体积时，p1/p2= n1/n2=N1/N2
⑶同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1 ⑷同温同压同体积时，W1/W2=M1/M2=ρ1/ρ2
注意：
①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。 ②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。
二、阿伏加德罗常数
物质的量是以阿伏加德罗常数来计量的，0.012kg碳-12所含的碳原子数就是阿伏加德罗常数(NA)。6.02×1023是它的近似值。注意：叙述或定义摩尔时一般用“阿伏加德罗常数”，在具体计算时常取“6.02×1023”。
注意：
（1）阿伏加德罗定律也适用于混合气体。
（2）考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3、乙醇等。
（3）物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及稀有气体He、Ne等单原子分子，Cl2、N2、O2、H2双原子分子。胶体粒子及晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。
（4）要用到22.4L·mol－1时，必须注意气体是否处于标准状况下，否则不能用此概念；
（5）某些原子或原子团在水溶液中能发生水解反应，使其数目减少；
（6）注意常见的的可逆反应：如NO2中存在着NO2与N2O4的平衡；
（7）不要把原子序数当成相对原子质量，也不能把相对原子质量当相对分子质量。
（8）较复杂的化学反应中，电子转移数的求算一定要细心。如Na2O2+H2O；Cl2+NaOH；电解AgNO3溶液等。
（9）常见有关阿伏加德罗常数(NA)的考题：
1、标况下，2.24L Cl2完全溶于水转移电子数为0.1NA (错，溶于水不等于与水反应）
2、标准状况下，22.4L HF所含分子数为NA （标准状况下HF是液体）
3、标准状况下,2.24L Cl2与氢氧化钠完全反应转移电子0.2NA (错，0.1NA )
4、7.8克Na2O2与CO2完全反应，转移电子0.2NA (错，0.1NA )
5、标准状况下，1L辛烷完全燃烧生成CO2 8 L （错，标准状况下辛烷是液体）
6、3.4g H2O2完全分解转移电子0.2NA (错，0.1NA )
7、2.4g Mg无论与O2还是N2完全反应，转移电子都是0.2NA (对)
5.6g Fe与Cl2 完全反应，转移电子0.2NA (错，0.3NA )
6.4g Cu 与S完全反应，转移电子0.2NA (错，0.1NA )
10、1mol白磷分子中含有P-P键为1.5NA (错，6NA )
11、12g金刚石中含C-C键4NA (错，2NA )
12、12g石墨中含C-C键1.5NA (对 )
13、28 g乙烯、丙烯的混合物中含有6 NA对共用电子对 (对 )
14、1molC17H36含有共价键总数为52NA (对 )
15、6.0g SiO2晶体中含有0.2NA个Si-O键, (错，0.4NA )
16、6.0g SiO2晶体中含有0.2NA个O原子 （对）
17、1L 1mol/L NH4Cl溶液中，所含NH 4+的总数为NA （错，< NA )
18、1L1mol/L饱和FeCl3溶液滴入沸水中完全水解生成Fe(OH)3胶粒NA个 （错，< NA )
19、1mol/LCH3COOH溶液中，所含CH3COO—小于NA （错，无体积不能确定）
20、1mol —OH中所含电子数为9NA （对）
21、1molCH3+所含的电子数为8NA (对)
22、2 NO2和 44g N2O4的混合气体所含原子数为3NA (对)
23、25℃ 1mLH2O中所含OH-为10-10NA （对）
24、2.9g2CaSO4·H2O含有的结晶水分子数为0.02NA （错，0.01NA）
25、2molSO2和1molO2混合，在密闭容器中一定条件下反应，充分反应后容器中的分子数大于2NA (对)
26、T℃1LPH=6的纯水中含10－6NA 个OH- （对）
27、18g D2O所含的电子数为10NA (错)
28、过量的Fe粉加入稀硝酸中，当溶解5.6g时转移的电子数为0.3NA （错，0.2NA）考点9 原子结构
1．几个量的关系(X)
六种量包括 ：质子数 中子数 电子数 质量数 原子序数 元素相对原子质量
1.质量数（A）＝质子数（Z）+ 中子数（N）
2.原子中：质子数＝核电荷数＝原子序数＝原子的核外电子数
3.质子数（Z）＝ 阳离子的核外电子数 + 阳离子的电荷数
4.质子数（Z）＝ 阴离子的核外电子数 － 阴离子的电荷数
5.元素的相对原子质量：各种同位素的相对原子质量与同位素所占原子个数百分比的乘积之和，计算结果是一个平均值。其计算公式为：Mr ＝A×a% + B×b% + C×c% + ……
2．同位素
⑴要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。
⑵特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。
注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。
3．相对原子质量
⑴原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它是相对质量，单位为1，可忽略不写。
⑵元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。
4．原子和离子结构示意图
注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。
②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图(通过比较核内质子数和核外电子数)。
5．微粒半径大小比较规律
⑴同周期元素(稀有气体除外)的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。
⑵同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。
⑶电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。
⑷同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。
⑸稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。
⑹电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径，但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子层数少的阴离子半径。考点1 氧化还原反应
一、概念关系
定义：有电子转移（得失或偏移）的反应
氧化还原反应中概念间的对应关系：
①失电子　化合价升高　还原剂　还原性　被还原　　氧化反应　氧化产物
②得电子　化合价降低　氧化剂　氧化性　被氧化　还原反应　还原产物
以上氧化还原反应中的概念对应关系我们可总结为一副对联：
升失氧化还原剂　　　降得还原氧化剂
二、常见的氧化剂
　　　　A活泼非金属单质：F2 CI2 Br2 O2等
具有　　B高价元素含氧酸盐：H2SO4 HNO3 HCIO
得电　　　KMnO4 KNO3 KCIO3等
子的　　C某些（过）氧化物：MnO2 Na2O2 H2O2 SO3
能力　　D高价金属阳离子：Fe3+ Cu2+ Ag+等
三、常见的还原剂
具有　　A活泼金属：K　Ca　Na　Mg　Al　Zn　Fe等
失电　　B气体：CO　H2　 NH 3等
子的　　C含低价或中间价元素化合物：H2S　 HI
能力　　　Na2SO3等
四、反应规律
1、“价性统一”规律　　元素在物质中所处的价态，决定着该元素的氧化还原性。一般说来，“同种元素多种价，高价氧化低价还，中间价态两俱全”。即：
①某种元素处于最高价态时，则含有该元素的物质具有氧化性。如：KMnO4、H2SO4 、 HNO3 、FeCl3 等。
②某种元素处于最低价态时，则含有该元素的物质就具有还原性。如HCI、Na2S等。
③某元素处于中间价态时，则含有该元素的物质，即具有氧化性又具有还原性。如： S、Fe2+、SO2等。
此规律用于判断元素或物质是否有氧化性、还原性。
2、“强生弱”规律 　　在氧化还原反应中，虽然氧化剂、氧化产物都具有氧化性，还原剂、还原产物都具有还原性，但其氧化性与还原性的强弱有所不同。其氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物，即规律是“氧生还，还生氧，强强生弱弱”：
氧化剂　＋　还原剂　＝　还原产物　＋氧化产物
（强氧化性） （强还原性） （弱还原性）（弱氧化性）
此规律用于制备物质或比较物质间氧化性、还原性的强弱。如：2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl2，氧化性：
Fe3＋＞Cu2＋，还原性：Cu＞Fe2＋。
3、“化合价归中”规律 氧化还原反应中，同一元素不同价态之间发生氧化还原反应时，化合价的变化一定遵循“高价 + 低价 中间价”的规律。也可归纳为：“只靠拢，不交叉”；根据这个规律：便于我们判断氧化产物和还原产物，标明电子转移的关系。例如：
H2S + H2SO4 = S + SO2 + 2H2O
4、“强先弱后”规律 一种还原剂同时与多种氧化剂相遇时，氧化性强的物质先被还原，并按“强先弱后”的先后顺序依次发生反应。一种氧化剂同时与多种还原剂相遇时，还原剂也按由强至弱的顺序依次与氧化剂反应。如，将锌粉加入到含Cu2＋、Fe2＋的溶液中，铜将先被置换出来。根据这个规律，可判断氧化还原反应发生的先后次序，写出相应的化学方程式。如：把Cl2通入FeBr2溶液中：2Fe2+ + Cl2 = 2Fe3+ + 2Cl—，
2Fe2+ + 4Br— +3Cl2 = 2Fe3+ + 2Br2 + 6Cl—。
5、“电子守恒”规律 　在氧化还原反应的发生过程中，氧化剂所得电子完全来自于还原剂所失电子，即氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。
五、氧化性、还原性强弱比较
1、根据反应式比较　如反应规律2“强生弱”规律
2、根据活动性顺序比较　
①金属活动性顺序：
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb（H）Cu Hg Ag Pt Au
还 原 性 渐 弱
K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+（H+）Cu2+ Fe3+ Ag+
氧 化 性 渐 强
②非金属活动顺序：
氧化性 F2> Cl2 > O2> Br2>I2>S> P>C>Si> H2
还原性 F－< Cl－< Br－3、根据元素周期表比较　
同周期从左到右氧化性增强：Na4、根据氧化产物的价态高低比较　　如：2Fe+3CI2=2 Fe CI3 Fe+ S =FeS 　氧化性：CI2> S
总的来说，比较氧化性和还原性强弱的根本依据在于得失电子能力的大小，即得失电子的难易，而绝不能以得失电子的数目多少判断。
5、根据原电池的两极和电解池两极的放电顺序判断：
原电池中：活拨性较强的金属为负极，活拨性较弱的金属为正极
电解池：
⑴阳极放电顺序： 金属＞S2—＞I—＞Br—＞Cl—＞OH—＞含氧酸根＞F—（实际上在水溶液中的电解，OH—后面的离子是不可能放电的，因为水提供的OH—会放电）
⑵阴极放电顺序： 阴极上的阳离子放电顺序：　Ag+＞Fe3+＞Cu2+＞Fe2+＞Zn2+＞H+＞Al3+＞Mg2+（类似，在水溶液中的电解，H+后面的离子一般是不放电的，因为水提供的H+会放电）
六、反应条件对氧化－还原反应的影响．
1．浓度：可能导致反应能否进行或产物不同
8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O S+6HNO3(浓)===H2SO4+6NO2↑+2H2O
4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O 3S+4 HNO3(稀)===3SO2+4NO↑+2H2O
2．温度：可能导致反应能否进行或产物不同
Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O
3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O
3．溶液酸碱性.
2S2- ＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O 5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2O
S2-、SO32-，Cl-、ClO3—在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存. Fe2+与NO3-在碱性条件下共存,但当酸化后即可反应.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O 。 一般含氧酸盐作氧化剂,在酸性条件下,氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性KMnO4溶液氧化性较强.
冷、稀4
高温考点15 氮和磷
一、 氮和磷
（一）、氮族元素的相似性和递变性
1.相似性
①最外层都有5个电子，化合价主要有－3、+3和+5。
②气态氢化物的通式：RH3
③最高价氧化物对应的水化物通式为HRO3 或H3RO4
2.递变性 原子结构的递变性：
随着核电荷数的增大，电子层数增多，原子半径增大。
化学性质的递变性： ①元素的非金属性减弱，金属性增强，N、P、As为非金属，Sb、Bi为金属。
②单质氧化性减弱，还原性增强。
③氢化物的稳定性减弱：NH3 ＞PH3＞AsH3
④最高价氧化物对应水化物的酸性减弱：HNO3＞H3PO4＞H3 AsO4
3、氮族与同周期比较 ①最高价氧化物对应水化物的酸性：H3PO4＜H2SO4＜HCIO4
②气态氢化物的稳定性：PH3＜H2S＜HCI
（二）、氮气
1、结构：电子式： ，结构式： 。
2、化学性质： 氮气（N≡N）的结构非常稳定，所以化学性质很稳定。但要注意，N2一旦吸收能量变为N原子则性质较活泼。
N2+3H2 2NH3（氧化性）人工固氮 N2+3Mg Mg3N2 Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑
N2+O2 2NO（还原性）自然固氮
（三）、氮的氧化物 N2O NO N2O3 NO2（N2O4） N2O5
1、一氧化氮
NO是一种无色的有毒的不溶于水的气体；极易与氧气反应生成二氧化氮：2NO + O2 == 2NO2
2、二氧化氮：NO2是一种红棕色、有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大，具有强氧化性。溶于水跟水反应生成硝酸和一氧化氮：3NO2+H2O=2HNO3+NO；与N2O4（无色）可相互转化：2NO2 N2O4
3、NO2和Br2(气)的鉴别 (红棕色) （无色）
NO2和溴蒸气在性质上的相似之处：①均有氧化性 ②溶于水后溶液呈酸性 ③能与碱溶液反应
④鉴别两者不能用淀粉KI试纸、碱溶液等。
（四）、磷及其化合物
1、磷有两种同素异形体：白磷 和 红磷
2、磷的化学性质 两种磷在物理性质上有很大的差异，但在化学性质基本相同。
（1）与氧的反应：P + 5O2 ＝ 2P2O5 （冒白烟）
（2）与氯气的反应：2P + 3Cl2 (不足)＝2PCl3（液体） 2P + 5Cl2 (足量) ＝ 2PCl5（固体） 产生白色的烟雾。
3、磷的化合物
①五氧化二磷（P2O5） 物性：白色固体 ，有强的吸水性，作干燥剂。
化性：P2O5 + H2O（冷水）＝ 2HPO3 （剧毒） P2O5 + 3H2O（热水）＝ 2H3PO4（无毒）
②磷酸（H3PO4） 物性：浓H3PO4无色黏稠夜体，不挥发。
化性：H3PO4是一种三元中强酸，具有酸的同性；高沸点非氧化性酸 (制HI、HBr还原性、挥发性酸)：
磷酸比硝酸稳定，不易分解。
③磷酸盐 种类：可形成三种盐，正盐，一氢盐、二氢盐。
溶解性按正盐、一氢盐、二氢盐依次渐增。其钠或钾盐水解，其二氢盐呈微酸性，一氢盐微碱性，正盐碱性较强。H2PO4－、HPO42－不能在酸性溶液中共存。
二、 氨和铵盐
(一)、氨
⑴分子结构：电子式 结构式 三角锥型
⑵物理性质：无色有刺激性气味的气体，比空气轻，易液化，极易溶于水（1：700），形成喷泉。
1、喷泉实验
（1）喷泉实验的原理是：烧瓶内压强与外界压强存在较大的压强差。
（2）能发生喷泉实验的物质：(A) NH3、HCl、HBr、HI和H2O (B) CO2、SO2、CI2等和NaOH溶液
（3）喷泉实验的途径：① 减少 “上瓶”的压强 ② 增加“下瓶”的压强
（4）喷泉实验的延伸：①尾气处理(防倒吸装置) ②烧瓶中溶液的物质的量浓度等计算：1 \ 22.4
2、化学性质：
(1)碱性 ①与水反应：NH3＋H2ONH3·H2ONH4＋＋OH― 氨水中的成分 ：分子：NH3、H2O、NH3·H2O
离子：NH4+、OH－、H＋
液氨、氨水、一水合氨的区别：氨水是混合物，是氨气的水溶液，其溶质是一水合氨，溶剂是水。还含有NH4+，H+，OH-等离子。 一水合氨是纯净物，化学式为NH3.H2O ;液氨是指温度在-33℃情况下的单质氨。
②跟酸作用生成铵盐：H＋ +NH3 = NH4＋ NH3+HCl=NH4Cl（白烟） 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4
③与CO2反应：NH3 ＋CO2 ＋H2O == NH4HCO3 NH3 +CO2 +H2O+NaCl＝NH4Cl+NaHCO3↓(候氏制碱法)
(2)具有还原性：4NH3＋5O2 ＝ 4NO＋6H2O 4NH3＋6NO＝5N2＋6H2O 8NH3＋3Cl2＝6NH4Cl＋N2
(3)与盐反应（Al3+、Fe2+、Fe3+、Mg2+等）
NH3·H2O+Al2(SO4)== 3NH3·H2O+Al3+=Al(OH)3↓+3NH4+
3、氨气的实验室制法
（1）药品：氯化铵晶体、熟石灰固体
（2）原理：2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O
（3）装置：固+固，加热型 (与O2的发生装置相同)
（4）干燥：用碱石灰 （CaO 与NaOH固体混合物）
（5）收集：向下排空气法
（6）验满：用湿润的红色石蕊试纸，现象是变蓝，或用沾有浓HCl的玻璃棒接近瓶口有白烟。
（7）棉花团的作用：防止与空气形成对流，提高集气速度和纯度。
4、实验室制取氨气的其他方法
（1）加热浓氨水法 NH3·H2O==NH3↑+H2O。
（2）浓氨水加碱石灰法：碱石灰吸水、溶解时放热,增大OH－浓度平衡向左移动。
5、实验室制取氨气的注意事项
(1)铵盐不能用硝酸按和碳酸按；Ca(OH)2不能用NaOH代替。
(2) 因氨极易溶于水，故只能用向下排空气法收集；收集仪器必须干燥。
(3)干燥剂不能用浓H2SO4、P2O5、CaCI2（CaCI2.8 H2O）
6、工业制NH3 ：
H2的来源：水煤气
7、关于氨水的几个问题
（1）氨气或液氨溶于水得氨水，氨水的密度比水小，并且氨水浓度越大密度越小，计算氨水浓度时，溶质是NH3，而不是NH3 H2O。
（2）在氨水溶液中存在如下平衡：NH3+H2ONH3 H2O NH4++OH—，氨水显弱碱性，具有碱的通性。氨水可使红色石蕊试纸变蓝，故常用湿润的红色石蕊试纸检验NH3的存在。
（3）氨水是混合物，溶液中存在微粒有：
三种分子：NH3 H2O、NH3、H2O
三种离子：NH4+、OH—、及少量H+
（4）氨水是弱电解质溶液，但电解质是NH3 H2O而不是NH3。
（5）氨水是很好的沉淀剂，可使多种阳离子：Mg2＋、Fe3＋、Al3＋、Ag＋、Cu2＋等生成沉淀。其中AgOH、（或Ag2O）、Cu(OH)2 等沉淀遇过量的氨水会生成络离子而溶解。如：
Al3＋+3 NH3 H2O=Al(OH)3↓ +3NH4＋ Ag＋+ NH3 H2O=AgOH+NH4＋ 2AgOH=Ag2O+H2O
Ag2O +4 NH3 H2O=2[Ag(NH3)2]+ +2OH―+3H2O
利用此性质在实验室中用氨水制取Al(OH)3 和银氨溶液。
（6）涉及氨水的离子方程式的书写
①氨水作反应物，用分子式NH3 H2O表示。
②生成氨水时，如使用的反应物为浓溶液或在加热条件下，用下式表示：NH4＋+OH― NH3↑+H2O
③生成氨水时，如使用的反应物为稀溶液，用下式表示：NH4＋+OH― = NH3·H2O
二、铵盐
1、物理性质：氨盐均是离子晶体，离子化合物，均易溶于水。
2、化学性质：
（1）铵盐受热易分解：NH4Cl＝NH3↑+HCl↑ (NH3+HCl=NH4Cl) （假升华现象）NH4HCO3 ＝NH3↑+H2O+CO2↑
但NH4NO3，（NH4）2SO4受热分解产物复杂，NH4NO3加热或撞击易爆炸。
（2）氨盐与碱反应时，溶液较稀生成一水合氨；溶液较浓或加热生成氨气
(NH4)2SO4+Ba(OH)2==2NH3↑+ 2H2O + BaSO4↓
（3）氨盐的检验：铵盐与碱共热可产生氨气，作为检验铵离子的方法：跟强碱溶液作用，加热能产生使润湿红色石蕊试纸变蓝的气体放出。
(4) 铵盐的分解规律
1.不稳定性酸的铵盐分解产物为NH3和酸酐及水。如NH4HCO3 NH3+CO2+H2O
2.挥发性酸对应的铵盐产物为NH3和相应酸。如 NH4Cl NH3+HCl
（3）氧化性酸的铵盐分解产物不附合上述规律。如NH4NO3和（NH4）2SO4（因HNO3和H2SO4有强氧化性，NH3在加热时有还原性
第三节 硝酸和硝酸盐
一、硝酸
1、物理性质：纯净的硝酸是无色、有刺激性气味的液体。浓硝酸易挥发，在空气中遇水蒸气呈白雾。98%的硝酸称为“发烟硝酸”，69%的硝酸称为浓硝酸。任意比溶于水。密度比水小。
2、化学性质
（1）酸的通性（HNO3 == H＋+NO3―）
①与指示剂作用,浓硝酸与石蕊试液变红，加热褪色
②与活泼金属反应不产生H2。
③与碱和碱性氧化物反应：比较与CuO、FeO的反应：
④与盐反应：比较与Na2CO3、Na2SO3的反应
⑵氧化性 氧化能力：浓HNO3 > 稀HNO3，所以硝酸发生化学反应时要特别关注H+的浓度。
①与金属反应：
反应规律：硝酸与金属的反应复杂，一般浓硝酸还原为NO2；稀硝酸还原为NO；与金属反应硝酸既起氧化剂的作用，又起酸的作用。金属越活泼，N还原的价态越低，可使HNO3还原为N2O、N2或NH3。
A．几乎和所有金属反应（除金、铂等少数金属外）。
B．铁、铝遇冷浓HNO3发生钝化，其原因是在铁、铝表面氧化生成一层致密的氧化膜，阻止反应进一步发生。
C．Cu等较不活泼的金属与浓硝酸反应得到NO2 ，与稀HNO3反应得NO,可以以此反应制NO2和NO气体。
3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O Cu + 4HNO3(浓) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O
D．Mg、Zn、Fe等较活泼的金属与稀HNO3反应根据稀HNO3的浓度不同可得NO、N2O、N2、NH4NO3等不同产物。4Zn+10HNO3（较稀）=4Zn(NO3)2＋N2O↑＋5H2O
4Zn+10HNO3（极稀）=4Zn(NO3)2＋NH4NO3＋3H2O
E．硝酸与变价金属（如Fe）反应，根据硝酸的量的多少分别得到低价、高价或两种价态共存的混合物。
F．与还原剂Fe2+、I－、S2－、SO32－的反应（即Fe2+、I－、S2－、SO32－在酸性中与NO3─不共存）
3Fe2+ + 4H+ + NO3－ == 3Fe3+ + NO↑+ 2H2O 3FeO+10HNO3(稀)=3Fe(NO3)3+NO↑+5H2O
G．与非金属反应：一般浓HNO3被还原为NO2，稀HNO3被还原为NO，非金属常被氧化为最高价含氧酸或高价氧化物： C+4HNO3（浓）=CO2↑+ 4NO2↑+2H2O S+6HNO3（浓）=H2SO4+6NO2↑+2H2O
H．王水的氧化性最强，王水是浓硝酸和浓盐酸体积比为1 ：3的混合物。
⑶不稳定性（见光或受热分解）
4HNO3========4NO2↑+O2↑+2H2O（说明系数与NO2溶于水的相同）硝酸的浓度越大，越容易分解
4、与有机物的反应（硝化反应） 硝化反应：硝基苯、三硝基甲苯的制取 酯化反应：硝酸乙酯、硝化甘油、硝化纤维 与含有苯环结构的蛋白质作用，呈黄色。
二、硝酸盐
1、硝酸盐极易溶于水，所以溶液中硝酸根不与其他阳离子反应。
2、硝酸盐的典型的化学性质是热分解，在加热时都能分解，并有氧气放出，因此硝酸盐在高温时可作氧化剂。2Cu(NO3)2 = 2CuO+4NO2↑+O2↑
3、硝酸（HNO3 ）、硝酸盐（NO3－）的检验（鉴定、鉴别）
操作： HNO3 、NO3－ (aq) 有红棕色的气体（NO2）生成
原理：Cu＋2NO3－(浓)＋4H＋= Cu2＋＋2NO2↑＋2H2O
或 3Cu＋2NO3－(稀)＋8H＋=3Cu2＋＋2NO↑＋4H2O 2NO＋O2 = 2NO2↑（红棕色）
重点一、铜和硝酸反应的实验
1、在浓硝酸中放入铜片：
（1）开始反应的化学方程式为：
（2）若铜有剩余，则反应将结束时的反应方程式是_________________________________。
（3）待反应停止后，再加入少量25％的稀硫酸，这时铜片上又有气泡产生，其原因是___ _。
H2SO4提供H+，NO3-继续与Cu发生3Cu + 8H＋+2NO3－ = 3Cu2＋+ 2NO↑+ 4H2O
重点二、硝酸与金属反应的计算
3Cu + 8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O Cu + 4HNO3(浓) = Cu(NO3)2 + 2NO2↑ + 2H2O
①电子守恒: 浓HNO3 : n(氧化剂)=n(酸性介质) 稀HNO3 : 1/4 硝酸被还原
②元素守恒: n(总HNO3)=n(氧化剂)+n(酸介质)+n(余) n(总HNO3)=n(气体) + 2×n(Cu2+) +n(余)
③利用离子方程式计算: 3Cu + 8H＋+2NO3－ = 3Cu2＋+ 2NO↑+ 4H2O
重点三 高中化学中的连续氧化
1．氮族元素的连续氧化
2．氧族元素的连续氧化
3．碳族元素的连续氧化
4．碱金属的连续氧化 Na → Na2O → Na2O2
5.有机物的连续氧化 CH3CH2OH → CH3CHO → CH3COOH
N2+3H2 2NH3
铁触煤，500℃
20—50大气压
△
△
△
△
或光照
Cu
浓硫酸考点20 盐类的水解
一、盐类水解的规律
谁弱谁水解 谁强显谁性 越弱越水解 无弱不水解 双弱双水解
二、盐类水解的应用
1： 确定盐溶液的离子种类和数目；
例2．在相同温度下，等体积等物质的量的浓度的4种稀溶液：①Na2SO4、②H2SO4、③NaHSO4、④Na2S中所含离子种类数由多到少的顺序是（ ）
A. ①=④>③=② B. ④=①>③>② C. ①>④>③>② D. 　④>①>③>②
2：判断溶液的酸碱性
例1 温度相同、浓度均为0.2mol/L的①(NH4)2SO4、②NaNO3、③NH4HSO4、④NH4NO3、⑤C6H5－ONa、
⑥CH3COONa溶液，它们的pH值由小到大的排列顺序是
A． ③①④②⑥⑤ B. ①③⑥④②⑤ C. ③②①⑥④⑤ D. ⑤⑥②④①③
3：判断溶液中有关离子能否大量共存
如AI3+ Fe3+ NH4＋与AlO2－ CO32－ HCO3－ S2－ 因发生水解而不能共存。
4：解释平衡体系移动的方向；
1．下列物质的水溶液在加热时pH值变小的是 ( ) A. 氯化铁 B. 氯化钠 C. 盐酸 D. 碳酸钠
5：比较盐溶液中离子浓度的大小
比较盐溶液中离子浓度的大小用到三个守恒：
Na2CO3： c(Na+) > c(CO32－) > c(OH－) > c(HCO3－) > c(H+)
电荷守恒c(Na+)＋c(H+)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)
物料守恒：c(Na+)＝2〔c(CO32－) ＋c(HCO3－)＋c(H2CO3)〕
质子守恒：c(OH－) ＝c(H+)＋c(HCO3－) ＋2c(H2CO3)
NaHCO3： c(Na+) > c(HCO3－) > c(OH－) > c(H+)
电荷守恒：c(Na+) ＋c(H+)＝c(HCO3－)＋2c(CO32－)＋c(OH－)
物料守恒：c(Na+) ＝c(CO32－) ＋c(HCO3－)＋c(H2CO3)
质子守恒：c(OH－) ＝c(H2CO3) ＋c(H+) －c(CO32－)
例1 常温下，将NaOH溶液与CH3COONa溶液混合，不可能出现的结果是　（　　）
A．PH＞7 且c(OH－) ＞c(Na+)＞c(H+)＞c(CH3COO－)
B. PH＞7 且c(Na+)+ c(H+)=c(OH－) +c(CH3COO－)
C. PH＜7 且c(CH3COO－) ＞c(H+)＞c(Na+)＞c(OH－)
D. PH =7 且c(CH3COO－) ＞c(Na+)＞c(H+)= c(OH－)
特殊性 ①单一溶液：H2PO4－、HSO3－电离大于水解显酸性；HCO3－、HPO42－、HS－水解大于电离显碱性；②混合溶液中：等物质的量的NH4+－NH3 H2O、CH3COOH－CH3COO – 电离大于水解。
例5 ①在0.1mol/LCH3COONa和0.1mol/LCH3COOH的混合溶液中各离子浓度的大小关系为：
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
②相同物质的量浓度的NH4CI和NH3 H2O混合：
　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　　
6：判断中和滴定达到终点时时溶液的pH值及对指示剂的选择
①若用强碱滴定弱酸，反应达到终点时，因生成强碱弱酸盐，溶液显碱性，所以应选用在碱性变色的指示剂　　　　酚酞。如CH3COOH与 NaOH溶液互相滴定时，选用酚酞做指示剂。②若用强酸滴定弱碱，反应达到终点时，因生成强酸弱碱盐，溶液显酸性，应选用在酸性变色的指示剂　　　甲基橙。如NH3 H2O与HCl的反应。②若用强酸滴定强碱，反应达到终点时，酚酞或甲基橙都可以作指示剂。
例1．实验室现有3种酸碱指示剂，其pH的变色范围如下：甲基橙：3.1～4.4 石蕊：50～8.0 酚酞：8.2～10.0
用0.1000mol·L－1NaOH溶液滴定未知浓度的CH3COOH
溶液，反应恰好完全时，下列叙述正确的 ( )
A．溶液呈中性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 B．溶液呈中性，只能选用石蕊作指示剂
C．溶液呈碱性，可选用甲基橙或酚酞作指示剂 D．溶液呈碱性，只能选用酚酞作指示剂
7：加热或制取某些盐（FeCI3、AICI3、MgCO3）晶体时，要考虑到盐的水解。如 ：
AlCl3+3H2O Al(OH)3+HCl △H＞0（吸热）
①升温，平衡右移
②升温，促成HCl挥发，使水解完全
AlCl3+3H2O Al(OH)3+3HCl↑
↓灼烧
Al2O3
例1．把三氯化铁溶液蒸干灼烧，最后得到的固体产物是
A. 无水三氯化铁 B. 氢氧化铁 C. 氧化亚铁 D. 三氧化二铁
8：解释某些活泼金属(如Mg)与强酸弱碱溶液反应产生氢气。例如镁条插入CuSO4溶液中有H2放出：
NH4++H2O NH3·H2O+H+ Mg+2H+===Mg2++H2↑
9： 实验室贮存试剂、制备物质、物质的检验。
在配制FeCl3、AlCl3、CuCl2、SnCl2等溶液时为防止水解，常先将盐溶于少量相应的酸中，再加蒸馏水稀释到所需浓度.Na2SiO3、Na2CO3、NH4F等不能贮存磨口玻璃塞的试剂瓶中，因Na2SiO3、Na2CO3水解呈碱性，产生较多OH—，NH4F水解产生HF，OH—、HF均能腐蚀玻璃.
10．除杂
例：除去MgCl2溶液中的Fe3+可在加热搅拌条件下，加入足量MgO或MgCO3或Mg(OH)2，搅拌充分反应，后过滤除去。
加热至干考点8 卤族元素
一、氯及其化合物
1、氯气的化学性质
(1)氯气与金属的反应
Cl2 +2Na＝2NaCl（剧烈燃烧，产生白烟）
3Cl2 +2Fe＝FeCl3（剧烈燃烧，产生棕色烟，溶于水得黄色的氯化铁溶液）
Cl2+Cu＝CuCl2（剧烈燃烧，产生棕黄色烟，溶于水形成绿→蓝色的氯化铜溶液）
(2)氯气与非金属的反应
Cl2 +H2＝2HCl（氢气在氯气中燃烧，产生苍白色火焰，生成白雾；用强光照射氢气、氯气混合气体，发生爆炸，并产生大量白雾，生成物是氯化氢。得出广义燃烧的概念）
磷在氯气中也能燃烧，产生白色烟雾：3Cl2 +2P＝2PCl3 Cl2 +PCl3 ＝PCl5
(3)氯气和水的反应
常温下，1体积水中能溶解为 2 体积的氯气。 Cl2+H2O HCl+HClO
(4)氯气和碱溶液的反应
Cl2 + 2NaOH＝NaClO + NaCl + H2O Cl2＋2OH－＝Cl－＋ClO—+H2O
2Cl2＋2Ca(OH)2＝CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O（工业上用此原理制漂白粉）
（5）氯气与有机物的反应
CH4 + Cl2→ 2CH3Cl + HCl （取代反应） CH2=CH2 + Cl2 → CH2Cl-CH2Cl （加成反应）
2、氯气的制法
(1)实验室制法
原理→装置→除杂→干燥→验纯→收集→尾气处理
反应原理：强氧化剂氧化HCl中的Cl—为Cl2：
MnO2+ 4HCl（浓）= MnCl2 +Cl2↑+ 2H2O 2KMnO4＋16HCl浓＝2MnCl2＋2KCl＋5Cl2↑＋H2O
②发生装置：
③洗气：除HCl：通入饱和食盐水，除水蒸汽：通入浓H2SO4或P2O5固体或CaCl2固体。
④检验：①观察法（黄绿色）；②用湿润的淀粉－KI试纸（变蓝）；③湿润的蓝色石蕊试纸（变红）。
⑤收集方法：向上排空气法 排饱和食盐水的方法⑥尾气吸收：用NaOH溶液吸收：
Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O
⑥操作步骤：①检查装置的气密性。②在烧瓶中加入少量的二氧化锰粉末，分液漏斗中加入浓盐酸。③从分液漏斗慢慢向烧瓶中注入浓盐酸，缓缓加热。④当有连续气泡出现时开始收集Cl2。⑤多余的氯气用NaOH溶液吸收。
(2)氯气的工业制法：①2NaCl + 2H2O ＝ 2NaOH + H2↑+ Cl2 ↑ ② 2NaCl（熔融）＝ 2Na＋Cl2↑
3、氯水成分的多样性和性质的多重性
氯水中存在三个平衡：Cl2+H2O HCl+HClO； HClO H+＋ClO－； H2OH++ OH－；三种分子：Cl2 、H2O 、HClO；四种离子：H+ 、CI－、ClO－、OH－。其性质有：
不稳定性: 2HClO＝2HCl+O2↑
酸性:HCl+HClO +2NaOH＝NaClO + NaCl + 2H2O
强氧化性HClO＋Cl2: 能将Fe2+、I－、S2－、SO32－分别氧化为Fe3+、I2、S、SO42－。
漂白性HClO、沉淀反应:CI－+Ag+= AgCI↓。
4、次氯酸及其盐
次氯酸具有：①不稳定性
②弱酸性；酸性弱于碳酸： Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3↓＋2HCI
Ca(ClO)2＋2HCl(稀)＝CaCl2＋2HClO
③漂白性：氧化漂白，被漂白的物质不能恢复原色，能漂白酸碱指示剂。
次氯酸盐: ①水解ClO－+H2O HClO + OH－，显碱性。 ②强氧化性。
5、CI－的检验
加入AgNO3和稀硝酸，有不溶于稀硝酸的白色沉淀生成。次氯酸盐和氯酸盐不会生成白色沉淀。
二、卤族元素
1、结构的异同点及递变性
相同点： 元素原子最外层电子数相同，都是七个电子
不同点 核电荷数不同（增多）；电子层数不同（增加）；
递变性： 原子半径不同（增大）;非金属性: F ＞Cl ＞Br ＞I
原子结构特点
⑴最外层都有７个电子； ⑵同周期元素原子半径最小； ⑶易得电子形成阴离子；
⑷阴离子半径>原子半径； ⑸最低价－１价，最高价＋７价，氟无正价。
2．卤素单质的物理性质及递变规律
单 质 F2 Cl2 Br2 I2
颜 色 淡黄绿色 黄绿色 深棕红色 紫黑色
状 态 气体 气体 液体 固体
密 度 逐 渐 增 大
毒 性 剧毒 有毒 有毒 弱毒
熔沸点 依次升高（分子晶体，随M增大分子间作用力增强）
在水中的溶 剧烈 依次减小 ， 反应渐难
解性、颜色 反应 黄绿 橙黄 黄褐
有机溶剂 易溶 橙红 紫红
溶液颜色
物理特性： 液溴Br2易挥发，有毒、强腐蚀性，水封密闭，低温保存。
碘I2易升华（用于分离提纯碘I2）
3.卤素单质（X2）化学性质的相似性（与Cl2相似）及递变规律
⑴与金属反应：2 M ＋ n X2 2MX n ( X ＝ F、Cl、Br、（I2除外） )
2Fe＋3Cl2 ＝2FeCl3 Cu+Cl2 ＝ CuCl2 2Fe+3Br2=2FeBr3　Cu+Br2 = CuBr2
Fe+I2=FeI2 2Cu+ I2=2CuI （ Fe+S＝FeS 2Cu+S＝Cu2S ）
⑵与Ｈ2 反应：Ｈ2+X2=2HX
X2 ＋ H2 2HX （X ＝ F、Cl、Br、I ）反应渐难，生成物稳定性渐弱
F2 冷暗处爆炸；Cl2 光照或加热燃烧或爆炸；Br2 加热；I2 加热，反应可逆。
(3)与水反应：
X2 ＋ H2O HX ＋ HXO （X ＝ Cl、Br、I ）
溶解度渐小，反应渐难
特例： 2F2 ＋ 2H2O 4HF ＋ O2↑ ( 剧烈反应，甚至爆炸 ) (水做还原剂)
(4)与强碱反应：
X2 ＋NaOH NaX ＋NaXO ＋H2O （X ＝ Cl、Br、I ）( F例外 )
（5）X2 与还原性物质的反应 如：
H2S ＋X2 2HX ＋S SO2 ＋2H2O ＋X2 H2SO4＋ 2HX
(6)X2 与有机物的反应 —— 卤代和加成
(7)相互间置换： F2>Cl2>Br2>I2， 卤素单质（X2）活动性的比较 F2 ＞Cl2 ＞Br2 ＞I2 按顺序可发生前换后的置换反应，F2不能从水溶液中置换，其余置换可在水溶液中进行。(卤化氢与活泼卤素间也可置换)
Cl2+2Br－= Br2 + 2Cl－ Cl2+2I－= I2 + 2Cl－ Br2+2I－= I2 + 2Br－ (I2+S2－= S + 2I－)
4.X－（Cl－、Br－、I－）的检验、鉴定
⑴ AgNO3 + HNO3 试剂法： 产生不溶于硝酸的沉淀 AgCl↓(白色) 、 AgBr↓(淡黄色) 、 AgI↓(黄色)
⑵ Cl2（氯气或氯水）置换法 （必要时，加有机溶剂萃取）考点11 化学键 非极性分子和极性分子
一、化学键：
1．概念：化学键：相邻的原子之间强烈的相互作用．
离子键：存在于离子化合物中
2．分类： 共价键：存在于共价化合物中
金属键：存在于金属中
离子键：使阴、阳离子结合成化合物的静电作用。
离子化合物：由阴、阳离子相互作用构成的化合物。如NaCl Na2O Na2O2 NaOH Na2SO4等。
说明：
（1）静电作用既包含同种离子间的相互排斥也包含异种离子间的相互吸引。是阴、阳离子间的静电吸引力与电子之间、原子核之间斥力处于平衡时的总效应。
（2）成键的粒子：阴、阳离子
（3）成键的性质：静电作用
（4）成键条件：
①活泼金属（IA、IIA族）与活泼非金属（VIA、VIIA族）之间相互化合――――
离子键（有电子转移）
②阴、阳离子间的相互结合： （无电子转移）
（5）成键原因：
①原子相互作用，得失电子形成稳定的阴、阳离子；
②离子间吸引与排斥处于平衡状态；
③体系的总能量降低。
（6）存在：离子化合物中一定存在离子键，常见的离子化合物有强碱、绝大多数盐（PbCl2 Pb(CH3COO)2等例外），强的金属的氧化物，如：Na2O Na2O2 K2O CaO MgO等。
三．电子式：
1.概念：由于在化学反应中，一般是原子的最外层电子发生变化，所以，为了简便起见，我们可以在元素符号周围用小黑点（或×）来表示原子的最外层电子。这种式子叫做电子式
例如：
2.离子化合物的电子式表示方法：
在离子化合物的形成过程中，活泼的金属离子失去电子变成金属阳离子，活泼的非金属离子得到电子变成非金属阴离子，然后阴阳离子通过静电作用结合成离子键，形成离子化合物。所以，在离子化合物的电子式中由阳离子和带中括号的阴离子组成且简单的阳离子不带最外层电子，而阴离子要标明最外层电子多少。
如：
3．离子化合物的形成过程：
注：①不是所有的离子化合物在形成过程中都有电子的得失，如NH4+与Cl－结合成NH4Cl的过程。
②对于离子化合物化学式不等于分子式，在离子化合物中不存在分子，如NaCl的晶体结构为：
在这个结构中Na+和Cl-的个数比为1:1，所以氯化钠的化学式为NaCl。
四、中学常见物质电子式分类书写
1．Cl-的电子式为：
2．-OH： OH-电子式：
3．Na2S MgCl2
CaC2、 Na2O2
4． NH4Cl (NH4)2S
5．
结构式 电子式
6．MgCl2形成过程： + Mg + Mg2+
五．共价键：
1．概念：原子之间通过共用电子所形成的相互作用。
2．成键粒子：原子
3．成键性质：共用电子对两原子的电性作用
4．成键条件：同种非金属原子或不同种非金属原子之间，且成键的原子最外层电子未达到饱和状态
5．成键原因：①通过共用电子对，各原子最外层电子数目一般能达饱和，由不稳定变稳定；②两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态；③原子通过共用电子对形成共价键后，体系总能量降低。
6．存在范围：
①非金属单质的分子中（除稀有气体外）：如O2/F2/H2/C60
②非金属形成的化合物中，如SO2/CO2/CH4/H2O2/CS2
③部分离子化合物中，如Na2SO4中的SO42-中存在共价键，NaOH的OH-中存在共价键，NH4Cl中的NH4+存在共价键
7．共价化合物的电子式表示方法：
在共价化合物中，原子之间是通过共用电子对形成的共价键的作用结合在一起的，所以本身没有阴阳离子，因此不会出现阴阳离子和中括号
如：
共价化合物的形成过程：
六、极性键和非极性键：
共价键根据成键的性质分为非极性共价键和极性共价键。
1．极性键：不同种原子，对成键电子的吸引能力不同，共用电子对必然偏向吸引电子能力强（即电负性大）的原子一方，使该原子带部分负电荷（δ-），而另一原子带部分正电荷（δ+）。这样，两个原子在成键后电荷分布不均匀，形成有极性的共价键。
（1）不同种元素的原子形成的共价键叫极性共价键，简称极性键。
（2）形成条件：不同非金属元素原子间配对（也有部分金属和非金属之间形成极性键）。
（3）存在范围：气态氢化物、非金属氧化物、酸根、氢氧要、有机化合物。
2．非极性共价键：
（1）定义：（同种元素的原子）两种原子吸引电子能力相同，共用电子对不偏向任何一方，成键的原子不显电性，这样的共价键叫非极性键。简称非极性键。
（2）形成条件：相同的非金属元素原子间电子配对
（3）存在范围：非金属单质（稀有气体除外）及某些化合物中，如H2、N2、O2、H2O2中的O-O键、Na2O2中的O-O键。
3．物质中化学键的存在规律：
（1）离子化合物中一定有离子键，可能还有共价键。简单离子组成的离子化合物中只有离子键，如MgO、NaCl等，复杂离子（原子团）组成的离子化合物中既有离子键又有共价键，既有极性共价键，又有非极性共价键。如：只含有离子键：MgO、NaCl、MgCl2 含有极性共价键和离子键：NaOH、NH4Cl、Na2SO4
含有非极性共价键和离子键：Na2O2、CaC2、Al2C3等
（2）共价化合物中只有共价键，一定没有离子键。
（3）在非金属单质中只有共价键：
（4）构成稀有气体的单质分子，由于原子已达到稳定结构，在这些原子分子中不存在化学键。
（5）非金属元素的原子之间也可以形成离子键，如NH4Cl
4．化学键强弱的比较：
（1）离子键：离子键强弱的影响因素有离子半径的大小的离子所带电荷的多少，既离子半径越小，所带电荷越多，离子键就越强。离子键的强弱影响物质的熔沸点、溶解性，其中离子键越强，熔沸点越高。如：离子化合物AlCl3与NaCl比较，r(Al3+)＜r（Na+），而阴离子都是Cl-，所以AlCl3中离子键比NaCl中离子键强。
（2）共价键：影响共价键强弱的因素有成键原子半径和成键原子共用电子对数，成键原子半径越小，共用电子对数目越多，共价键越稳定、越牢固。例如：r（H）＜r(Cl)，所以H2比Cl2稳定，N2中含有N≡N共价三键，则N2更稳定。
Cl
O
H
O
H
Cl
Mg2+
Cl
S
2–
Na+
Na+
Na+
Na+
O
O
2–
2–
Ca2+
C
C
H
H
N
H
H
S
2–
H
H
N
H
H
Cl
H
H
N
H
H
CO2
O
O
C
写结构式
补孤电子对
共用电子对代共价键
O
OO
C
O
OO
C
Cl
Cl
Cl
Cl考点10 元素周期表
周期表
1．位、构、性三者关系
结构决定位置，结构决定性质，位置体现性质。
2．几个量的关系
周期数=电子层数
主族数=最外层电子数=最高正价数 |最高正价|+|负价|=8
3．周期表中部分规律总结
⑴最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；最外层电子数为1或2的元素可能是主族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He除外)。
⑵在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差别有以下三种情况：①第1～3周期(短周期)元素原子序数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差15。④各周期元素种类数：2 8 8 18 18 32
结构
确定 决定
反映 反映
推测
位置 性质
推断考点13 氧族元素
一、氧族元素（O S Se　Te　Po 第ⅥA族）
1．原子结构:
相同点：最外层均为6个电子
不同点：随原子序数递增，电子层数依次增多，原子半径依次增大
2．元素主要性质
相似性：①最高正价为+6（氧除外），负价为-2价； ②均能形成气态氢化物H2R；
③最高价氧化物对应的水化物H2RO4是酸
递变性：①元素的非金属性逐渐减弱； ②形成的气态氢化物H2R的稳定性逐渐减弱；
③最高价氧化物对应的水化物酸性减弱。
3．氧族元素的非金属性比同周期卤素弱
①硫与铁、铜等金属反应时，只能将这些金属氧化成低价态的盐FeS、Cu2S等；而Cl2则将这些金属氧
化成高价态的盐FeCl3、CuCl2等。
②硫必须加热成蒸气才能与氢气化合，而氯气与氢气见光或点燃即可剧烈化合，生成的HCl比H2S稳定。
③Cl2可把氢硫酸中的硫置换出来， Cl2＋H2S＝S↓＋2HCl。
二、臭氧（O3）
臭氧是一种具有特殊气味的淡蓝色气体，密度比氧气大，与氧气互为同素异形体。
臭氧化学性质：
（1）极强的氧化性 O3＋2KI＋H2O=2KOH＋I2＋O2
（2）不稳定性 2O3=3O2(升温，分解速率加快)
（3）漂白和消毒
三、过氧化氢（H2O2）
过氧化氢是一种无色黏稠的液体，它的水溶液俗称双氧水。过氧化氢是含有极性键和非极性键的极性分
子，其结构式为H—O—O—H，电子式为：
3、 过氧化氢的化学性质
（1）H2O2是二元弱酸，具有酸性
（2）不稳定性 常温下缓慢分解：2H2O2==2H2O+O2 加入催化剂加速分解：2H2O2==2H2O+O2
（3）氧化性 H2O2＋SO2＝H2SO4 2Fe2＋＋H2O2＋2H＋＝2Fe3＋＋2H2O H2O2＋2KI＋2HCl＝2KCl＋I2＋2H2O
（4）还原性 2KMnO4＋5H2O2＋3H2SO4＝2MnSO4＋K2SO4＋5O2↑＋8H2O H2O2＋Cl2＝2HCl＋O2
注：H2O2的氧化产物为O2
（5） H2O2的保存方法 实验室里常把H2O2装在棕色瓶内避光放在阴凉处。
（6） H2O2的用途 作消毒、杀菌剂，作漂白剂、脱氯剂，纯H2O2还可作火箭燃料的氧化剂等。
四、硫
1．硫的存在：（1）化合态：①硫化物→硫铁矿（FeS2） 黄铜矿（CuFeS2）　 ②硫酸盐→石膏（2CaSO4·H2O）、芒硝 (Na2SO4·10H2O)、硫酸钡等（2）游离态：天然硫（火山口附近）
2．物理性质：淡黄色晶体，不溶于水，微溶于酒精， 易溶于CS2，很脆。　　
3．化学性质：
（1）与金属反应：2Na＋S ＝Na2S(爆炸)， Fe＋S ＝FeS(红热)， 2Cu＋S ＝Cu2S
（2）与非金属反应：H2＋S ＝H2S，O2＋S ＝SO2
五、二氧化硫的化学性质
1、酸性氧化物
能和碱反应生成盐和水：SO2+2NaOH===Na2SO3+H2O
能与水反应生成相应的酸：SO2+H2O===H2SO3 （二氧化硫的水溶液使紫色石蕊试液变红）
二氧化硫溶于水形成的亚硫酸只能存在于溶液中，它很不稳定，容易分解成水和二氧化硫，故二氧化硫溶于水的反应是可逆反应。SO2+H2OH2SO3
2. SO2与CO2性质的比较
名称 CO2 SO2
与H2O反应 CO2+H2OH2CO3 SO2+H2OH2SO3
与碱反应 CO2+2NaOH===Na2CO3+H2OCO2+NaOH===NaHCO3CO2+Ca（OH）2===CaCO3↓+H2O SO2+2NaOH===Na2SO3+H2OSO2+NaOH===NaHSO3SO2+Ca（OH）2===CaSO3↓+H2O
与盐反应 CO2+CaCO3+H2O===Ca（HCO3）2 CaSO3+SO2+H2O===Ca（HSO3）2
3、氧化性：
SO2气体通过氢硫酸，溶液变浑浊，有淡黄色不溶物出现。SO2＋2H 2S===3S↓＋2H 2O
4、还原性：与氧化剂O2、氯水、NO2、溴水、KMnO4(H+)反应： 　
2SO2 + O2===3SO2 SO2+X2 +2H2O＝2HX +H2SO4（X＝Cl2、Br2、I2）
5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O＝2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4（用于吸收SO2）
2Fe3+ + SO2 + 2H2O＝2Fe2+ + SO42 + 4H+
5、漂白性：SO2使品红溶液褪色
SO2能使某些有色物质褪色，是由于二氧化硫可跟某些有色物质化合成无色物质，而化合成的无色物质却是不稳定的，易分解而恢复原来有色物质的颜色。
6.SO2与CO2的相互鉴别
鉴别SO2气体的常用方法是用品红溶液，看能否使其褪色，有时还需再加热看能否再复原。
鉴别CO2气体的常用方法是用澄清石灰水，看能否使其变浑浊，足量时再变澄清。
当混有CO2时，不会影响SO2的鉴别；
当混有SO2时会干扰CO2的鉴别，应先除去SO2后再用澄清石灰水鉴别CO2气体。
除去CO2中的SO2，常用方法是使混合气体先通过足量溴水或酸性KMnO4溶液或饱和NaHCO3溶液(吸收SO2)，再通过品红溶液(检验SO2是否被除尽)。
六、亚硫酸及其盐
①亚硫酸（H2SO3）：酸性、不稳定性、弱氧化性、还原性
②二氧化硫、亚硫酸、亚硫酸盐的还原性比较：
还原性按SO2 H2SO3 Na2SO3顺序增强。因为H2SO3、Na2SO3通常就可被O2氧化。因此，保存和使用时要防止被氧化变质。而SO2则需在催化剂、加热条件下才能转化为SO3。
③亚硫酸盐的溶解性：K、Na的盐易溶，其他多数是难溶的。亚硫酸氢盐大多数易溶。如Ca (HSO3)2
七、硫酸
1．物理性质：无色油状液体，密度大，易溶于水（有吸水性），难挥发（沸点高）。
2．化学性质：
　 二元强酸，稀硫酸具有酸的通性（H+），浓硫酸会使蓝色石蕊试纸先变红，后变黑。
浓硫酸的特性：
Ⅰ．强氧化性：①Cu + 2H2SO4(浓)＝CuSO4 + SO2↑+ 2H2O　　②C + 2H2SO4(浓) ＝2SO2↑+ CO2↑+ 2H2O
　　 ③常温下，冷的浓H2SO4对Fe、Al有钝化作用
Ⅱ．吸水性： 常作干燥剂　
Ⅲ．脱水性： 将有机物质中氢氧元素的原子按2：1（物质的量比）结合成水而脱去。如蔗糖被浓H2SO4
炭化，乙醇被浓H2SO4脱水生成乙烯等，都体现了浓H2SO4的脱水性。
Ⅳ.催化作用：在某些有机反应中，浓H2SO4起催化作用，如酯化反应中起催化作用和脱水性。
Ⅴ.同时还会表现出酸性——成盐，如Cu + H2SO4(浓)＝
3．用途：
（1）利用H2SO4的强酸性制备物质： 　①制气　 Zn＋H2SO4(稀)= ZnSO4+H2↑，　　
②制化肥： NH3＋H2SO4＝(NH4)2SO4 ③制盐：CuO ＋H2SO4→CuSO4·5H2O（晶体）
　（2）利用浓H2SO4的高沸点性制易挥发性酸： CaF2（萤石）＋H2SO4（浓）＝CaSO4＋2HF↑（铅皿中） 　
NaCl（固）＋H2SO4（浓）＝NaHSO4＋HCl↑ 　NaNO3（固）＋H2SO4（浓）＝NaHSO4＋HNO3↑
　（3）利用H2SO4的稳定性制不稳定性的酸酐： 　　Na2SO3（固）＋H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋H2O
（4）利用浓H2SO4的强氧化性制SO2： 　 Cu ＋2H2SO4（浓）=　CuSO4＋SO2↑＋H2O
（5）利用浓H2SO4的脱水性：　　CH3CH2OH →C2H4↑＋H2O 　　HCOOH→CO↑＋H2O
（6）利用浓H2SO4的吸水性干燥O2、H2、Cl2、N2、CO2、SO2等，不能干燥NH3、HI、HBr等。
（7）利用浓H2SO4的脱水性、吸水性、催化性制有机物：如制硝基苯、乙酸乙酯、TNT等。
八、SO42检验
　　1．试剂：可溶性钡盐：BaCl2或Ba(NO3)2溶液；盐酸或稀硝酸。
　　2．原理：利用Ba2+ + SO42＝BaSO4↓（白色），BaSO4不溶于盐酸、硝酸的特性。
　　3．检验的误区：
　　①只加可溶性钡盐，不酸化。误将CO32 、SO32、Ag+等的干扰判断成SO42，此时上述离子同样会产生BaCO3、BaSO3、AgCl等白色沉淀。
　　②误将Ag+、Pb2+判成SO42。如待测液滴加BaCl2溶液，再加盐酸有白色沉淀便武断判定含SO42。其错误是未注意溶液中不含SO42而含Ag+或Pb2+也会有同样现象。因为：
　　 Ag+ + Cl ＝AgCl↓（白色）　 Pb2+ + 2Cl ＝PbCl2↓（白色）
　　③误将SO32判成SO42。如待测液中滴加用盐酸酸化的Ba(NO3)2溶液生成白色沉淀，便误以为有SO42。该错误是在未注意NO3具有强氧化性，在酸性环境中发生反应：
　　Ba2+ + SO32 ＝BaSO3↓（白色） 　　3BaSO3 + 2H+ + 2 NO3 ＝3BaSO4↓（白色）+ 2NO↑+ H2O
　　向待测液中滴加用硝酸酸化的BaCl2溶液产生白色沉淀便错误认定一定含SO42，也同样落入干扰离子转化为SO42从而生成BaSO4的陷阱中。
　　④检验的关键：既要注意试剂的选择，又要注意操作顺序的优化，方能排除干扰离子的误导，全面考虑，综合分析，正确推导。
　　⑤检验的方法：
　　　考点14 碳族元素.碳及其化合物
一、碳和硅的化学性质
化学性质 碳 硅
还原性 与单质反应 （不稳定）
与氧化物反应
与酸反应 不与、等反应，但有：
与水或碱溶液反应
与反应
二、 二氧化碳和二氧化硅的结构、性质比较
项目
类别 酸性氧化物 酸性氧化物
晶体类型 分子晶体 原子晶体
熔点和沸点 低 高，硬度大
化学性质 不溶于水，与水也不反应
联系
三、 硅及其化合物的特性
1. Si的还原性大于C，但C却能在高温下还原出Si：也能发生。
2. 非金属单质跟碱液作用一般无放出但Si却放出H2：
3. 非金属单质一般不跟非氧化性酸作用，但Si能与HF作用：
4. 非金属单质一般为非导体，但Si为半导体。
5. SiO2是的酸酐，但它不溶于水，不能直接将它与水作用制备H2SiO3。
6. 非金属氧化物的熔沸点一般较低，但SiO2的却很高。
7. 酸性氧化物一般不与酸作用，但SiO2能跟HF作用：
8. 无机酸一般易溶于水， 却难溶于水。
9. 因H2CO3的酸性大于H2SiO3，所以在Na2SiO3溶液中通入CO2能发生下列反应：
，但在高温下：
10. Na2SiO3的水溶液称水玻璃，但它与玻璃的成分大不相同，硅酸钠水溶液（即水玻璃）俗称泡花碱，但它却是盐的溶液，并不是碱溶液。

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