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高三化学
总复习
一、化学基本概念和基本理论
专题一
化学基本概念
一、NA题
解题步骤
第一步：初步判断考点
物质状态
（2）有浓度无体积
（3）溶剂粒子
（4）粒子的电离、水解
（5）胶体粒子
（6）浓度变化
（7）特殊结构（化学键，特殊物质的M）
（8）化学反应（可逆反应和氧化还原反应）
第二步：定量计算
【步骤】已知数据
→
n
→要求的微粒数目
第三步：锁定答案：
排除干扰，细致计算，利用掌握知识，迅速做出判断！
二、氧化还原反应和离子反应
（一）判断方程式的正误
第一步：是否符合客观事实。主要看①该反应能否发生
②是否应该存在化合价的变化
第二步：符号是否使用恰当
↑
↓
第三步：拆分是否正确。熟记“五不拆”①单质②氧化物③沉淀④气体⑤弱电解质（弱酸、弱碱）
第四步：是否符合三大守恒。
①电子守恒
②电荷守恒
③原子守恒
第五步：反应物的用量（少量、足量、过量）；是否漏写离子反应；是否忽略隐含反应
【注】离子方程式正误判断的分析对象与关键把握
(
化学式
)
(
反应物
)
(
拆分是否正确
)
(
产物
)
(
是否错误或漏写
)
(
电子守恒
)
(
三守恒
)
(
电荷守恒
)
(
原子守恒
)
(
是否注意酸碱性
)
(
条件
)
(
是否注意氧化性、还原性的强弱顺序
)
(
是否符合定量关系
)
（二）书写方程式（重点考察）
第一步：写出已知的反应物和生成物
第二步：标出变价元素的化合价，求最小公倍数，确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数
第三步：观察法。根据原子守恒写出缺项物质，配平无变价的物质的系数
第四步：有离子参加的反应，根据电荷守恒，配平各物质的系数
第三步和第四步可根据具体题目颠倒顺序
【注】
1、非氧化还原型陌生方程式的书写知识储备
该类反应的书写和配平用到更多的是原子守恒，主要分为以下几种情况
广义的水解反应：化合物中的正电性的原子或原子团与OH-
结合，负电性的原子或原子团与H+
结合形成两种新的物质。
A-B
+
H-OH
→
AOH
+
HB
（2）酸（酸式盐）与碱可发生中和反应，强酸与弱酸盐可以反应
（3）铵盐、弱酸的酸式盐、难溶氢氧化物、难溶碳酸盐受热易分解
（4）多元弱酸盐与其多元弱酸反应生成其酸式盐
2、氧化还原型陌生方程式的书写知识储备
（1）在日常的学习、练习中，注意记忆、积累常见元素的化合价
（2）认识并掌握常见的氧化剂、还原剂
（3）掌握常见氧化剂、还原剂发生氧化还原反应所得的产物，有时候物质的氧化还原产物还要根据题中的情境信息考虑。
常见氧化剂及其还原产物
氧化剂
Cl2
(X2)
O2
Fe3+
酸性
KMnO4
MnO2
酸性
K2Cr2O7
HClO
浓H2SO4
HNO3
H2O2
PbO2
Fe
还原
产物
Cl-
(X-)
H2O
或O2-
或OH-
Fe2+
Mn2+
Mn2+
Cr3+
Cl-
SO2
NO2(浓)
NO(稀)
H2O
Pb2+
Fe3+
常见还原剂及其氧化产物
还原剂
金属单质
Fe2+
H2S/S2-
SO2/S
HI/I-
NH3
CO
氧化
产物
金属离子
Fe3+
S、SO2
SO3、S
I2
N2、NO
CO2
离子共存
【易忘易漏点】
分散系
(1)概念：把一种(或多种)物质分散在另一种(或多种)物质中所得到的体系。
(2)分类：按照分散质粒子直径的大小（分散系之间的本质特征）
（3）胶体的性质及应用
①丁达尔效应
可见光束通过胶体时，在入射光侧面可看到光亮的通路，这是胶体粒子对光线散射而形成的，可用此性质来鉴别溶液和胶体。
②聚沉：使胶体粒子聚集形成沉淀析出的现象。
方法：加入电解质溶液、加热、搅拌或加入带相反电荷的胶体粒子。
应用：如制作豆腐，明矾净水。
③电泳：由于胶体粒子带有电荷，在电场作用下，胶体粒子在分散剂中作定向移动的现象。
应用：工业上的静电除尘。
④渗析：胶体粒子不能透过半透膜，溶液中的粒子可以透过半透膜。
应用：提纯胶体；血液透析。
⑤胶体的制备：以Fe(OH)3胶体的制备为例
实验原理：
实验步骤：取一个小烧杯，加入25mL的蒸馏水，
将烧杯中的蒸馏水加热至沸腾，
向沸水中逐滴加入5-6滴FeCl3饱和溶液，
继续煮沸至溶液呈红褐色，
停止加热。
（4）三种分散系比较
专题二
物质结构
元素周期律
基本概念
元素：具有相同核电荷数（质子数）的同类原子的总称。
核素：具有一定数目质子和一定数目中的一种原子。
同位素：质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同原子。（即同一元素的不同核素互称为同位素）
质量数：忽略电子的质量，将核内所有质子和中子的相对原子质量取近似整数值相加，所得的数值。
质量数（A）=
质子数（Z）+
中子数（N）
电子层：在含有多个电子的原子里，电子分别在能量不同的区域内运动，我们把不同的区域简化为不连续的壳层，也称作电子层。分别用1，2，3，4，5，6，7或K、
L、
M、
N、
O、
P、
Q来表示从内到外的电子层。
原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，得到原子序数。
同素异形体：同种元素形成的结构、性质不同的单质，互称为同素异形体。
化学键：使离子相结合或原子相结合的作用力通称为化学键。
离子键：带相反电荷离子之间的相互作用。
共价键：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。
分子间作用力：分子之间存在的一种把分子聚集在一起的作用力。
氢键：分子之间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用。
【注】强弱：化学键?>?氢键
>?分子间作用力
离子化合物：由离子键构成的化合物。（含金属的化合物和含铵根离子的盐）
共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物。
常见考点
（一）元素周期律（主族元素）
同周期，从左到右，电子层数相同，最外层电子数逐渐增多，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强；同主族，从上到下，电子层数逐渐增多，最外层电子数相同，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱
（二）元素金属性、非金属性强弱的判断
1、元素金属性强弱的判断
（1）元素的金属性越强，
金属单质失电子能力越强，还原性越强，
金属单质与水或酸反应置换出氢越容易，反应越剧烈，
金属元素最高价氧化物的水化物—氢氧化物的碱性越强，
金属阳离子的氧化性越弱。
（2）按K，Ca，Na，Mg，Al，Zn，Fe，Sn，Pb，Cu，Hg，Ag，Pt，Au的顺序，金属性逐渐减弱（金属单质间的置换,强的置换弱的）
（3）原电池中，金属性强的作负极
（4）电解池中，阴极首先放电的阳离子，其对应元素的金属性弱
2、元素非金属性强弱的判断
（1）元素的非金属越强，
非金属单质得电子能力越强，氧化性越强，
非金属单质与氢气反应生成气态氢化物越容易，反应越剧烈，氢化物越稳定，
非金属元素最高价氧化物的水化物—最高价含氧酸的酸性越强，
非金属阴离子的还原性越弱，气态氢化物的还原性越弱。
（2）按F，O，Cl，Br，I，S的顺序，非金属性逐渐减弱（非金属单质间的置换,强的置换弱的）
（3）电解池中，阳极首先放电的阴离子，其对应元素的非金属性弱
（三）粒子半径大小的比较
一看电子层数，电子层数越多，半径越大
二看核电荷数，电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小
三看核外电子数，电子层数和核电荷数都相同时，电子数多的半径大，如：rCl－>rCl。
（四）物质结构
—
物质由原子，分子，离子构成
【注】物质的组成可概括为“宏观一素(元素)，微观三子(原子、分子、离子)”。
1、粒子间的数量关系
质子数
=
原子序数（适用于所有物质）
中子数
=
质量数
-
质子数
???
=
相对原子质量
-
原子序数（适用于所有物质）
【注】1、强弱：化学键?>?氢键
>?分子间作用力
2、含金属的化合物，含铵根离子的盐是离子化合物，一定有离子键，可能有共价键
3、共价化合物和非金属单质，只含有共价键
4、含氢键的物质：如H2O、NH3、HF、醇、羧酸分子、蛋白质分子等分子之间。
物质熔沸点的比较
1、碱金属元素(Li、Na、K、Rb、Cs)，从上到下，单质熔沸点逐渐降低
Li
＞
Na
＞
K
＞
Rb
＞
Cs。
2、卤族元素(F、Cl、Br、I)，从上到下，单质熔沸点逐渐升高
F2
＜
Cl2
＜
Br2
＜
I2
3、根据物质类别判断：原子晶体﹥离子晶体﹥分子晶体
原子晶体：金刚石﹥二氧化硅﹥碳化硅﹥单晶硅?
离子晶体：要看离子半径的大小和离子所带电荷的多少，离子半径越小，离子所带电荷越多则离子键越强，熔沸点越高。如：NaCl
﹤?MgCl2
＜
MgO
分子晶体：（最常考）
①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越强，其熔沸点越高。（一般规律）
②能形成分子间氢键时，物质的熔沸点会陡然增高，都能形成氢键时要比氢键的数目和强弱。（特殊情况）
如：组成和结构相似的物质，满足一般规律：SnH4
﹥
GeH4
﹥
SiH4
﹥
CH4
存在氢键的物质：SbH3
﹥
NH3
﹥
AsH3
﹥
PH3
H2O
﹥
H2Te
﹥
H2Se
﹥
H2S
HF
﹥HI
﹥
HBr
﹥
HCl
都存在氢键的物质：H2O
﹥
NH3
﹥
HF
﹥
CH4
【注】氢键是分子间存在的一种比分子间作用力稍强的相互作用。
氢键存在广泛，如蛋白质分子、醇、羧酸分子、H2O、NH3、HF等分子之间。
常温常压下物质的状态：固体﹥液体﹥气体
三、元素推断的解题思路
(
原子
或离子
结构特征
)
(
元素
名称
或
位置
)
(
元素的
特征
)
(
元素
化合价特征
的性质
)
(
元素的性质（
物理和化学
）
)
(
元素
含量等其他特征
?
)?????
(
根据化学方程式
)
(
根据化学式
)
(
若干元素原子序数间的关系
?
)
(
相对分
子质量
)
(
原子序数
)???????
??
【元素推断的题眼】
1、短周期元素中常见原子的核外电子排布规律
(1)原子核中无中子的原子H。
(2)原子最外层有1个电子的元素:H、Li、Na。
(3)原子最外层有2个电子的元素:Be、Mg、He。
(4)原子最外层电子数等于次外层电子数的元素:Be、Ar。
(5)原子最外层电子数是次外层电子数2倍的元素:C;是次外层电子数3倍的元素:O;是次外层电子数4倍的元素:Ne。
(6)原子电子层数与最外层电子数相等的元素:H、Be、Al。
(7)原子电子总数为最外层电子数2倍的元素:Be。
(8)原子次外层电子数是最外层电子数2倍的元素:Li、Si。
(9)原子内层电子总数是最外层电子数2倍的元素:Li、P。
常见元素特征（含量和性质）
(1)形成化合物种类最多的元素,单质是自然界中硬度最大的物质,气态氢化物中氢的质量分数最高的元素:C。
(2)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:N。
(3)地壳中含量最多的元素,氢化物沸点最高的元素或氢化物在通常情况下呈液态的元素:O。
(4)单质最轻的元素:H;单质最轻的金属元素:Li。
(5)单质在常温下呈液态的非金属元素:Br;单质在常温下呈液态的金属元素:Hg。
(6)最高价氧化物及其对应的水化物既能与强酸反应,又能与强碱反应的元素:Al。
(7)气态氢化物和最高价氧化物对应的水化物能发生化合反应的元素:N,能发生氧化还原反应的元素:S。
(8)单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素:Li、Na、F。
(9)最活泼的非金属元素(或无正价的元素,无含氧酸的非金属元素,其无氧酸可腐蚀玻璃的元素,其气态氢化物最稳定的元素,阴离子的还原性最弱的元素):F。
3、1～20号元素原子结构以及在周期表中的位置
专题三
化学反应与能量
化学反应过程中，不仅有物质的变化，同时还伴随有能量的变化，并可以热能、电能或光能等形式表现出来。
微专题1化学能与热能
一、基本概念
1、各种物质都储存有化学能，在发生化学反应时，其能量的变化，通常主要表现为热量的变化——吸热或者放热
2、吸收热量的化学反应叫吸热反应；释放热量的化学反应叫放热反应。
【注】NaOH
固体溶于水放热，浓H2SO4稀释放热，是物理变化，不是放热反应。
弱酸、弱碱的电离是吸热过程，是物理变化。
（1）焓：焓是与内能有关的物理量，是物质所具有的能量。符号是H，单位KJ
（2）焓变：对于一个化学反应，生成物的总焓值与反应物的总焓值之差称之为焓变。符号是△H，单位KJ/mol
（3）反应热：化学反应吸收或释放的热量。单位KJ/mol
（4）键能：是表征化学键强度的物理量，可以用键断裂时所需的能量大小来衡量。单位KJ/mol
【注】
1、在恒压条件下（敞口容器中），反应热等于焓变。
2、一个确定的化学反应是吸热还是放热，由反应物总能量与生成物总能量的相对大小来决定的，即由焓变决定的。
当反应物总能量
＞
生成物总能量，该反应放热，△H
＜
0
当反应物总能量
＜
生成物总能量，该反应吸热，△H
＞
0
△H
=
生成物总能量
-
反应物总能量
3、在化学反应过程中，反应物分子断裂化学键要吸收能量，生成物分子形成化学键要释放能量。
反应物分子断键吸收的总能量
＞
生成物分子成键释放的总能量，该反应吸热，△H
＞
0
反应物分子断键吸收的总能量
＜
生成物分子成键释放的总能量，该反应放热，△H
＜
0
△H
=
反应物分子断键吸收的总能量
-
生成物分子成键释放的总能量
中和热：强酸和强碱的稀溶液，发生中和反应生成1mol
H2O（l）时所释放的热量。
【注】不用弱酸、弱碱溶液，因为弱酸弱碱在水溶液中电离时吸收热量，使中和热的数值偏小
不用浓溶液，因为浓溶液稀释时会放出热量，使中和热的数值偏大
中和反应不能生成沉淀，因为生成沉淀会放出热量，使中和热的数值偏大
燃烧热：101kPa时，1mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，叫做该物质的燃烧热。
【注】C→CO2(g)、H
→H2O（l）、S
→SO2（g）
二、热化学方程式
1、概念：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。
2、书写：要注明反应物和生成物在反应时的状态，不用标明反应条件，系数与△H的数值要对应
【注】物质状态不同，能量不同，能量越低越稳定。
(
吸热
)能量高低：S
＜
l
＜
g
(
g
)
(
l
)
(
吸热
)
(
S
)
三、计算（重要考点）
1、用物质自身的能量来计算
△H
=
生成物总能量
-
反应物总能量
用键能来计算
△H
=
反应物分子断键吸收的总能量
-
生成物分子成键释放的总能量
【常见物质中化学键的数目】
1
mol
物质
金刚石
()
石墨
()
CO2
()
CH4
()
Si
()
SiO2
()
P4
()
化学键数
2NA
1.5NA
2NA
4NA
2NA
4NA
6NA
盖斯定律：不管化学反应是一步完成或分几步完成，其反应热是相同的。换句话说，化学反应的反应热只与体系的始态和终态有关，而与反应途径无关，这就是盖斯定律。
4、图像
（1）反应物的能量为a，生成物的能量为b
（2）E1：从反应物至最高点的能量数值表示正反应的活化能
E2：从最高点至生成物的能量数值表示逆反应的活化能
（3）ΔH
＝
b
-
a
=
E1
－
E2
（4）催化剂只影响正、逆反应的活化能，而不影响反应的焓变。
微专题2
化学能与电能
化学能与电能的相互转换必须通过一定的装置。
原电池：将化学能转变为电能的装置。
电解池：把电能转变成化学能的装置。
一、原电池
原电池基本模型
本质：自发的氧化还原反应
构成：两极
——
一液
——
一连线
①两个活泼性不同的电极（燃料电池的两个电极可以相同）
②电解质溶液简称电解液
③形成闭合回路
【注】带盐桥的原电池，盐桥的组成和作用
①盐桥中装有饱和的KCl、KNO3等溶液和琼脂制成的胶冻。
②盐桥的作用：a.连接内电路，形成闭合回路；b.平衡电荷，使原电池不断产生电流。
工作原理
放电时，负极上的电子通过导线流向正极，再通过溶液中离子形成内电路构成环路。
4、特点（正负极的判断方法）
正极：得降还，电子流入，阳离子流入，电极质量增加或产生气泡，材料是较不活泼金属或石墨
原电池
负极：失升氧，电子流出，阴离子流入，电极质量减小，材料是较活泼金属
电子的流向：负极
→
正极
电流的流向：正极
→
负极
离子的流向：阳离子
→
正极，阴离子
→
负极
5、电极反应式
(
根据已知条件，列出正负极的反应物和产物
)
(
列物质
)【书写方法】
(
标出化合价，找出得失电子的数量
)
(
标得失
)
(
根据电解液的酸碱性，补充缺少的物质
(
通常补充
H
+
、
OH
-
、
H
2
O)
)
(
看环境
)
(
根据电荷守恒，原子守恒配平
)
(
配守恒
)
【反应式的一般规律】
正极：电解液中的阳离子，得降还
负极：活泼金属电极，失升氧
6、分类
一次电池（干电池）
举例：普通锌锰电池，碱性锌锰电池，锌银电池，锂电池
化学电池
二次电池（可充电电池，蓄电池）
举例：铅蓄电池，镉镍电池，氢镍电池，锂离子电池
燃料电池
举例：氢氧燃料电池，甲烷燃料电池，乙醇燃料电池，熔融盐燃料电池
新型化学电源
举例：见题目中的新信息
【重要考点】
可充电电池
(
阳极，失升氧
(
接电源的正极
)
)特点
(
可充电电池
)
(
正极，得降还
)
(
充电
)
(
放电
)
(
阴极，得降还
(
接电源的负极
)
)
(
负极，失升氧
)
“正正负负”——原电池的正极充电时要与外接电源的正极相连，原电池的负极充电时要与外接电源的负极相连。
“颠颠倒倒”——原电池的正极反应倒过来，就是充电时电解池的阳极反应式。原电池的负极反应倒过来，就是充电时电解池的阴极反应式。
（2）对溶液中离子移动方向的判断
放电时，阳离子移向正极，阴离子移向负极；
充电时，阳离子移向阴极，阴离子移向阳极。
2、燃料电池（燃料作负极）
（1）电极：惰性电极
（通常是铂，起催化作用，不参与反应）
（2）燃料：H2、CO、烃（如
CH4）、醇、肼等
（3）电解质：（1）酸性电解质溶液
（2）碱性电解质溶液
（3）熔融氧化物
（4）熔融碳酸盐
（4）电极反应式的书写方法（分三步）
第一步：写出电极总反应式
（燃料电池的总反应与燃料的燃烧反应一致，若产物能和电解质反应则总反应为加合后的反应）
第二步：写出电极的正极反应式
（一般在正极发生还原反应的物质都是
O2，随着电解质溶液的不同，其电极反应有所不同）
⑴酸性电解质溶液环境下电极反应式：O2
+
4
H+
+
4e‐
==
2
H2O
⑵碱性电解质溶液环境下电极反应式：O2
+
2
H2O
+
4e‐
==
4OH‐
⑶固体电解质（高温下传导
O2‐）环境下电极反应式：O2
+
4e‐
==
2O2‐
⑷熔融碳酸盐（如熔融
K2CO3）环境下电极反应式：O2
+
2CO2
+
4e‐
==
2CO32‐
第三步：写出负极反应
电池的总反应式
==
电池正极反应式
+
电池负极反应
举例：甲烷燃料电池
①碱性介质中(以KOH为例)
②酸性介质中：
负极：CH4
－
8e－
＋
10OH－
===
CO
＋
7H2O，
CH4
－
8e－
＋
2H2O
===
CO2
＋
8H＋，
正极：2O2
＋
8e－
＋
4H2O
===
8OH－，
2O2
＋
8e－
＋
8H＋
===
4H2O，
总反应：CH4
＋
2O2
＋
2KOH
===
K2CO3
＋
3H2O。
CH4
＋
2O2
===
CO2
＋
2H2O。
3、新型化学电源
【突破方法】
二、电解池
电解原理模型
1、电解：使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程。
2、构成条件
①直流电源。
②与直流电源相连的两个电极。
③形成闭合回路。
④电解质溶液或熔融电解质。
3、工作原理
通电时，电子从电源的负极沿导线流入电解池的阴极，经过阴离子，阳离子的定向运动，再从电解池的阳极流出，并沿导线流回电源的正极。
4、特点（阴阳极的判断方法）
阴极：与电源负极相连，得降还，阳离子流入，析出金属（电极质量增加）或产生无色气体（H2）
电解池
阳极：与电源正极相连，失升氧，阴离子流入，电极质量减小或有非金属单质产生（呈气态的有02
、Cl2）
电子的流向：负极
→
阴极
；
阳极
→
正极
离子的流向：阳离子
→
阴极，阴离子
→
阳极
5、阴阳极的放电顺序
活性电极（除Au、Pt外的金属）
→
电极材料失电子，生成相应的金属阳离子
阳极
惰性电极
(通常是Pt、Au、石墨)
→
阴离子失电子，生成相应的单质或高价化合物
阴离子放电顺序
S2－
＞
I－
＞
Br－
＞
Cl－
＞
OH－
＞
含氧酸根离子
阴极：与电极材料无关,溶液中的阳离子得电子，生成相应的单质或低价化合物
阳离子放电顺序
Ag+
＞
Hg2+
＞
Fe3+
＞
Cu2+
＞
H+
(酸，
H+浓度较大时)
＞
Pb2+
＞
Sn2+
＞
Fe2+
＞
Zn2+
＞
H+
(水)
＞
Al3+
＞
Mg2+
＞
Na+
＞
Ca2+
＞
K+
6、电极反应式
【书写方法】
【反应式的一般规律】
阴极：电解液中的阳离子，得降还
阳极：活性电极或者电解液中的阴离子，失升氧
7、应用
(1)氯碱工业
①电极反应
阳极：2Cl－
－
2e－
==
Cl2↑
阴极：2H＋
＋
2e－
==
H2↑
②总反应方程式：2NaCl
＋
2H2O
2NaOH
＋
H2↑
＋
Cl2↑
总反应离子方程式：2Cl－
＋
2H2O
2OH－
＋
H2↑
＋
Cl2↑
【注】
1、该反应要用到阳离子交换膜，只允许阳离子(Na＋)通过，而阻止阴离子(Cl－、OH－)和分子(Cl2)通过，这样既能防止H2和Cl2混合发生爆炸，又能避免Cl2和NaOH溶液作用生成NaClO影响烧碱的质量。
2、离子交换膜的功能、类型、作用
(
功能
)
(
使离子选择性定向移动，平衡整个溶液的离子浓度或电荷
)
(
只允许阳离子通过，阻止阴离子和气体通过
)
(
离
子
交
换
膜
)
(
阳离子交换膜
)
(
类型
)
(
只允许阴离子通过，阻止阳离子和气体通过
)
(
阴离子交换膜
)
(
只允许质子
H
+
通过
)
(
质子交换膜
)
(
隔离某些物质，防止发生反应
（
2
）
用于物质的制备
（
3
）物质的分离、提纯
)
(
作用
)
(2)电解精炼铜
(3)电镀铜
【注】
电解精炼铜，粗铜中含有的Zn、Fe、Ni等活泼金属失去电子，变成金属阳离子进入溶液，
其他活泼性弱于铜的杂质以阳极泥的形式沉积。
电解过程中电解质溶液中的Cu2＋浓度会逐渐减小。
电镀时，阳极(镀层金属)失去电子的数目跟阴极镀层金属离子得到电子的数目相等，
因此电镀液中电解质的浓度保持不变。
3、电解或电镀时，电极质量减少的电极必为金属电极——阳极；
电极质量增加的电极必为阴极，
即溶液中的金属阳离子得电子变成金属吸附在阴极上。
(4)电冶金
利用电解熔融盐(或氧化物)的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。
【小结电化学的解题策略】
三、金属的腐蚀和防护
1、金属腐蚀：是金属与周围的空气或液体物质发生氧化还原反应而引起损耗的现象。
2、金属腐蚀的本质
金属原子失去电子变成金属阳离子，金属发生氧化反应。
3、金属腐蚀的类型
化学腐蚀
金属腐蚀
析氢腐蚀
电化学腐蚀
吸氧腐蚀
①化学腐蚀与电化学腐蚀
②析氢腐蚀与吸氧腐蚀（以钢铁的腐蚀为例进行分析）
铁锈的形成：2Fe
＋
O2
＋
2H2O
===
2Fe(OH)2
4Fe(OH)2
＋
O2
＋
2H2O
===
4Fe(OH)3
2Fe(OH)3
＋
(x－3)H2O
===
Fe2O3·xH2O(铁锈)
(
改变金属内部结构
)金属的防护
(
如：制成不锈钢
)
(
金属的保护
)
(
如：喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀、覆膜等
)
(
加保护层
)
(
电化学
保护法
)
专题四
化学反应速率与化学平衡
微专题
1
化学反应速率
定义：用来衡量化学反应进行快慢的物理量。
表示方法：通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量来表示。（均取正值）
3、表达式
：v(B)
=
4、单位：mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1
1
mol·L-1·s-1
=
60
mol·L-1·min-1
5、计算
公式法
v(B)
=
=
（不适用于固体和纯液体，是某段时间内的平均反应速率）
比值法
同一化学反应,各物质的反应速率之比等于化学方程式中的化学计量数之比。
对于反应m
A(g)
+
n
B(g)
=
p
C(g)
+
q
D(g),有
=
=
=
三段式法
6、化学反应速率的影响因素
内因：反应物本身的性质
外因：浓度、压强、温度、催化剂（重点考察）
外界条件对可逆反应的正、逆反应速率的影响方向是一致的,但影响程度不一定相同
(
增大反应物浓度时
,
v
正
瞬间增大
,
随后逐渐减小
,
v
逆
瞬间不变
,
随后逐渐增大
)
(
浓度
)
(
压强
)
(
增大压强
（减小容器的体积），
v
正
和
v
逆
都增大
，
气体分子数减少的方向的反应速率
增大的
程度更大
)
(
温度
)
(
升高温度
,
v
正
和
v
逆
都增大
,
吸热反应方向的反应速率增大的程度更大
)
(
使用催化剂
,
能同等程度地改变正、逆反应速率。
)
(
催化剂
)
(
反应物间的接触面积，光辐射，放射线辐射，超声波，电弧，强磁场，高速研磨等
)
(
其他因素
)
【注】
1、对于反应前后气体分子数不变的反应,改变压强可以同等程度地改变正、逆反应速率。
2、压强的改变，不一定会引起化学反应速率的改变（充入无关气体的情况）
（1）恒温恒容:充入无关气体总压增大
参加反应的物质浓度不变(活化分子浓度不变)反应速率不变。
（2）恒温恒压:充入无关气体体积增大
参加反应的物质浓度减小(活化分子浓度减小)反应速率减小。
3、对于没有气体参加的反应，改变体系压强，反应物的浓度不变，则化学反应速率不变。
4、固体反应物，量的增减，不能改变化学反应速率，固体的表面积改变才能改变化学反应速率。
7、理论解释——有效碰撞理论（了解即可）
（1）活化分子：能够发生有效碰撞的分子。
（2）活化能：活化分子所多出来的那部分能量。
如图
图中：E1为正反应的活化能，使用催化剂时的活化能为E3，E2为逆反应的活化能
（3）有效碰撞：活化分子之间能够引发化学反应的碰撞。
（4）活化分子、有效碰撞与反应速率的关系
微专题2
化学平衡
可逆反应：在同一条件下，正反应方向和逆反应方向同时进行的反应。
把从左到右的反应称作正反应，从右到左的反应称作逆反应。
一、化学平衡的建立
一个可逆反应在开始进行之初，正反应速率大于逆反应速率，随着反应的进行，正反应速率逐渐减小，逆反应速率逐渐增大，当反应进行到一定程度时，正反应速率与逆反应速率相等，反应物的浓度与生成物的浓度不再改变，达到一种表面静止的状态，我们称为“化学平衡状态”，简称化学平衡。
化学平衡是可逆反应达到的一种特殊的状态，是在给定条件下化学反应所能达到或完成的最大限度，即该反应进行的限度。
二、化学平衡的特征
(
研究对象是可逆反应
)
(
逆
)
(
v
正
=
v
逆
≠
0
)
(
等
)
(
动
)
(
达到化学平衡状态时，反应并没有停止，是动态平衡
)
(
达到化学平衡状态时，体系中所有反应物和生成物的质量（或浓度）保持不变
)
(
定
)
(
变
)
(
外界条件改变，平衡发生移动，在新的条件下建立新平衡
)
三、化学平衡状态的判断
——
三种方法
1、逆向相等：
反应速率必须一个是正反应速率，一个是逆反应速率
①同一物质(两种表述):v正
=
v逆，断键数
=
成键数
②不同物质：
=
2、变量不变
如果一个量是随反应的进行而改变的
--
变量,当该量“不变”时,反应达到平衡状态，即“变量不变”
→
平衡状态。
【注】常见的变量有：
①平衡体系中各物质的m
、n
、c和w、n
%
、V
%等
②一定条件下，混合气体的密度、混合气体的平均相对分子质量、每种气体的分压等
③有色体系的颜色，绝热体系内的温度
依据
Qc
与
K
的关系判断:若
Qc
=
K
，反应处于平衡状态。
四、化学平衡的移动
勒夏特列原理：如果改变影响化学平衡的条件之一(如温度、压强以及参加反应的化学物质的浓度)，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。
【注】
1、该原理适用于已达到平衡的反应体系，只改变一种条件
2、化学平衡移动的目的是“减弱”外界条件的改变，而不是“抵消”外界条件的改变。
（一）化学平衡移动的根本原因：外界条件的改变造成了v正≠v逆
（二）化学平衡移动的方向
①v正
＞
v逆，平衡向正反应方向移动
②v正
＝
v逆，平衡不移动
③v正
＜
v逆，平衡向逆反应方向移动
（三）外界条件对化学平衡的影响
改变影响平衡得一个条件
化学平衡移动的方向
化学平衡移动的结果
浓
度
增大反应物的浓度
向正反应方向移动
反应物的浓度减小，但比原来大
减小反应物的浓度
向逆反应方向移动
反应物浓度增大，但比原来小
增大生成物的浓度
向逆反应方向移动
生成物浓度减小，但比原来大
减小生成物的浓度
向正反应方向移动
生成物浓度增大，但比原来小
压强
增大压强
向气体分子数减小的方向移动
体系压强减小，但比原来大
减小压强
向气体分子数增大的方向移动
体系压强增大，但比原来小
温度
升高温度
向吸热反应方向移动
体系温度降低，但比原来高
降低温度
向放热反应方向移动
体系温度升高，但比原来低
对于反应前后气体数不变的反应，改变压强，平衡不移动。
使用催化剂，平衡不移动。
【注】平衡移动的几种特殊情况
1、改变固体或纯液体的量，对化学平衡没影响。
2、“惰性气体”对化学平衡的影响。
五、化学平衡常数
1、概念：在一定温度下，当一个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是一个常数，这个常数就是该反应的化学平衡常数（简称平衡常数），用符号K表示。
2、表达式：
对于反应m
A(g)
＋
n
B(g)
?
p
C(g)
＋
q
D(g)，
(固体和纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数表达式中)
3、注意：
（1）K只受温度影响，与反应物或生成物的浓度变化无关
（2）化学平衡常数是指某一具体反应的平衡常数。
若化学方程式中的化学计量数变化，化学平衡常数也要发生变化；
当化学反应逆向进行时,其平衡常数为原平衡常数的倒数；
两反应加和得到的新反应，其化学平衡常数是两反应平衡常数的乘积；
两反应相减，得到的新反应，其化学平衡常数是两反应平衡常数相除得到的商。如：
（3）一般地说，K
＞
105
时，该反应进行得就基本完全了；
K
＜
10-5
时，该反应很难进行。
4、应用
判断可逆反应进行的程度
K值越大，正反应进行的程度越大，该反应进行得越完全。
K值越小，正反应进行的程度越小，该反应进行得越不完全。
(
若
K
增大，则
正反应
为吸热反应
)判断可逆反应的热效应
(
升温，平衡向吸热反应方向移动
)
(
若
K
减小，则
正反应
为放热反应
)
(
若
K
增大，则
正反应
为放热反应
)
(
降温，平衡向放热反应方向移动
)
(
若
K
减小，则
正反应
为吸热反应
)
判断化学平衡移动的方向
在一定温度下的任意时刻，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值，称为浓度商Qc
Qc
＜
K，反应向正反应方向进行，v正
＞
v逆
Qc
＝
K，反应处于化学平衡状态，v正
＝
v逆
Qc
＞
K，反应向逆反应方向进行，v正
＜
v逆
六、平衡转化率
1、定义：平衡时，已转化了的某反应物的量与转化前该反应物的量（起始量）之比。
2、表达式
对于反应：a
A(g)
＋b
B(g)
?
c
C(g)
＋
d
D(g)，
反应物A的转化率可以表示为α(A)
＝
×100%。
3、平衡转化率的分析与判断方法
（1）反应a
A(g)
＋
b
B(g)
?
c
C(g)
＋
d
D(g)的转化率分析（反应物有两种）
①若反应物起始物质的量之比等于化学计量数之比，达到平衡后，它们的转化率相等。
②若只增加A的量，平衡正向移动，B的转化率提高，A的转化率降低。
③若按原比例同倍数地增加或减小A、B的浓度，等效于压缩或扩大容器体积（加压或减压），气体反应物的转化率与化学计量数有关。
同倍增大c(A)和c(B)
（2）反应m
A(g)
?
n
B(g)＋q
C(g)的转化率分析
（反应物只有一种）
在T、V不变时，增加A的量，等效于压缩容器体积（加压），A的转化率与化学计量数有关。
增大c(A)
（3）K值越大，正反应进行的程度越大，该反应进行得越完全，反应物转化率越大。
【重要考点】
“三段式”法
———
分析三个量：即起始量、转化量、平衡量。
计算模式
对于反应：m
A(g)
＋
n
B(g)
?
p
C(g)
＋
q
D(g)
令A、B起始物质的量(mol)分别为a、b，达到平衡后，A的消耗量为mx，容器容积为V
L。
　　　　　
m
A(g)
＋
n
B(g)
?
p
C(g)
＋
q
D(g)
起始(mol)　　　　　a　　　b　　　　0　　　0
转化(mol)　　　　　mx　　
nx　　　px　　　qx
平衡(mol)　　　　a－mx　　b－nx　　px　　　qx
则有：a.平衡常数：
b．A的平衡浓度：c(A)平
＝
mol·L－1
c．A的转化率：α(A)平
＝
×100%，
α(A)∶α(B)
＝
∶
＝
d．A的体积分数：φ(A)
＝
×
100%
e．平衡与起始压强之比：
＝
【解答化学平衡移动问题的步骤】
微专题3
化学反应进行的方向
科学家对于化学反应进行的方向，提出了互相关联的焓判据和熵判据，即凡是能够使反应体系焓减小、熵增大的反应方向，就是化学反应自发进行的方向。
1、熵：描述体系混乱程度的物理量，符号为S，熵值越大，体系混乱度越大。
2、常见的熵增过程
①同一种物质的不同状态：S(g)
＞
S(l)
＞
S(s)
②反应后气体物质的量增加的反应。
化学反应方向的判据（T
≥
0）
微专题4
化学反应速率、化学平衡图像
已知反应m
A
+
n
B(g)
?
p
C(g)
+
q
D(g)　
常见基本图像
（1）速率
—
时间图像
“三步分析”法
一看反应速率是增大还是减小；二看v正、v逆的相对大小；三看化学平衡移动的方向。
（2）物质的量
—
时间图像
浓度
—
时间图像
（3）转化率(或百分含量)—时间—温度图像
转化率(或百分含量)—时间—压强图像
“先拐先平，先平者大”原则
分析反应由开始(起始物质相同时)达到平衡所用时间的长短可推知反应条件的变化
①若为温度变化引起，温度较高时，反应达平衡所需时间短。如甲中T2
＞
T1
②若为压强变化引起，压强较大时，反应达平衡所需时间短。如乙中p1
＞
p2
③使用催化剂时，反应达平衡所需时间短。如图丙中a使用催化剂。
含量
—
温度
—
压强图像
转化率
—
温度
—
压强图像
m
＋
n
＞
p＋q，ΔH
＞
0　　　
m
＋
n
＜
p
＋q，ΔH
＞
0
m
＋
n
＞
p
＋
q，ΔH
＜
0　　
m
＋
n
＞
p
＋
q，ΔH
＞
0
m
＋
n
＞
x
＋
q，ΔH
＞
0　　
m
＋
n
＜
x
＋
q，ΔH
＜
0
“定一议二”原则：
①可通过分析相同温度下,不同压强时,反应物A的转化率(或C的含量)大小来判断平衡移动的方向，从而确定反应方程式中反应物与产物气体物质间的化学计量数的大小关系。
②通过分析相同压强下,不同温度时,反应物A的转化率(或C的含量)的大小来判断平衡移动的方向，从而确定反应ΔH的正、负。
几种特殊图像
（1）v
—
P
或
v
—
T
曲线的意义是外界条件(如温度、压强等)对正、逆反应速率影响的变化趋势及变化幅度。图中交点A是平衡状态，压强继续增大，正反应速率增大得快，平衡正向移动。
注：交点A之前增大p，只影响正、逆速率，A点之后增大p，既影响速率又影响平衡移动。
（2）含量
—
温度
或
含量
—
压强图像
M点前，表示化学反应从反应物开始，则v正
＞
v逆
M点为刚达到的平衡点
M点后为平衡受温度的影响情况，即升温，A%
增大(C%
减小)，平衡逆向移动，ΔH
＜
0
（3）L线上所有的点都是平衡点
图1中左上方(E点)，A%
大于此压强时平衡体系中的A%，要消耗A才能到达平衡，
E点必须向正反应方向移动才能达到平衡状态，所以，E点v正
＞
v逆；则右下方(F点)v正
＜
v逆
图2中，左下方(B点)α(A)小于此温度时平衡体系中的α(A)，要消耗A才能到达平衡，
B点必须向正反应方向移动才能达到平衡状态，所以B点v正
＞
v逆，则A点v正
<
v逆
【图像题解题思路】
专题五、电解质溶液
微专题1
基本概念
1、电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物。
2、非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能够导电的化合物。
3、强电解质：能够全部电离的电解质。
4、弱电解质：不能够全部电离的电解质。
(
化合物
)
5、电离：电解质在水溶液里或熔融状态下解离成自由移动阴阳离子的过程。（物理）
6、电离方程式
强电解质：完全电离，用“=”
弱电解质：部分电离，用“
?”
多元弱酸，分步电离，分步书写
多元弱碱，分布电离，但要一步书写
两性氢氧化物双向电离。如Al(OH)3的电离方程式：H＋
＋
AlO
＋
H2O
?
Al(OH)3??
Al3＋＋3OH－
（3）酸式盐：
a．强酸的酸式盐
如NaHSO4在水溶液里：NaHSO4
=
Na＋
＋
H＋
＋
SO
熔融时：NaHSO4
=
Na＋
＋
HSO
b．弱酸的酸式盐：
如NaHCO3：在水溶液里：NaHCO3
=
Na＋
＋
HCO
；HCO
?
H＋
＋
CO32-
熔融时：NaHCO3
=
Na＋
＋
HCO
【注】
1、电解质的强弱与溶液的导电能力没有必然联系。
2、溶液导电能力的强弱由溶液中能自由移动的离子的浓度决定，也与离子所带电荷数的多少有关。
微专题2
水的电离和溶液的pH
一、水的电离
1、电离方程式：水是一种极弱的电解质，电离方程式为H2O
?
H＋
＋
OH－
（水电离出来的c(H+)与c(OH-)始终相等。）
2、水的离子积常数：Kw
＝
c(H＋)·c(OH－)
（Kw适用于纯水和稀的电解质水溶液，室温下：Kw
＝
10－14）
【注】
外界条件对水的电离的影响
（1）加热，促进水的电离，Kw增大。
（2）加入酸或碱，抑制水的电离，Kw不变。
（3）加入能水解的盐，促进水的电离，Kw不变。
二、溶液的酸碱性
1、溶液的酸碱性取决于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相对大小。
2、溶液的pH：pH
=
-lgc(H＋)
溶液的pOH：pOH
=
-lg
c(OH-)。因为常温下,c(OH-)·c(H+)
=
10-14，所以
pH
+
pOH
=
14
（1）溶液的酸碱性跟pH的关系
室温下：
【注】溶液的酸碱性的判断方法：（未指明温度时，pH
=
7不代表溶液呈中性，如100
℃时,pH
=
6为中性溶液。）
pH
c(H+)/(mol·L-1)
c(H+)与c(OH-)的大小比较
酸性
<
7
>
10-7
c(H+)
>
c(OH-)
中性
=
7
=
10-7
c(H+)
=
c(OH-)
碱性
>
7
<
10-7
c(H+)
<
c(OH-)
适用温度
25?℃
任何温度
（2）pH的测定
①用pH试纸测定
把小片试纸放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在干燥的pH试纸上，试纸变色后，与标准比色卡对比即可确定溶液的pH。
【注】
1、pH试纸使用前不能用蒸馏水湿润，否则待测液因被稀释可能会产生误差。
2、用广泛pH试纸读出的pH只能是整数。
3、广范pH试纸(pH范围为1~14或0~10,可识别的pH差值约为1)和精密pH试纸(pH范围较窄,可识别的pH差值为0.2或
0.3)。
②pH计测定：可精确测定溶液的pH。读数时应保留两位小数
（3）pH的计算
微专题3
溶液中的三大平衡
一、弱电解质的电离平衡
弱电解质溶于水，部分电离产生的离子在溶液中相互碰撞又会结合成分子，所以弱电解质的电离过程是可逆的，存在电离平衡。
（一）电离平衡的建立
（二）电离平衡的特征
（三）影响弱电解质电离平衡的因素
内因:弱电解质本身的性质,是决定因素。
外界条件对电离平衡的影响（弱电解质的电离是吸热过程）
1、温度：温度升高，电离平衡正向移动，电离程度增大。
2、浓度：（1）增大弱电解质的浓度，电离平衡正向移动，电离程度减小。
（2）稀释溶液，电离平衡正向移动，电离程度增大。
3、同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的强电解质，电离平衡逆向移动，电离程度减小。
4、化学反应：加入能和电离出的离子反应的物质，电离平衡正向移动，电离程度增大。
【规律】越热越电离，越稀越电离。
（四）电离平衡常数
2、表达式
（1）一元弱酸HA的电离常数：根据HA
?
H＋＋A－，可表示为Ka＝
（2）一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH
?B＋＋OH－，可表示为Kb＝
（3）多元弱酸，分步电离，每一步都有对应的电离常数，分别用Ka1
、Ka2
、
Ka3
等表示。例如：
【注】Ka1
?
Ka2，所以一级电离电离出的离子浓度一般大于二级电离电离出的离子浓度。
3、特点
（1）电离常数只与温度有关，与电解质的浓度、酸碱性无关，由于电离过程是吸热的，故温度升高，K增大。
（2）多元弱酸是分步电离的，各级电离常数的大小关系是K1?K2……，所以其酸性主要决定于第一步电离。
4、应用
（1）判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，相同条件下，电离平衡常数越大，酸性(或碱性)越强。
（2）判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，电离平衡常数越大，对应的盐水解程度越小，碱性(或酸性)越弱。
（3）判断复分解反应能否发生，一般符合“强酸制弱酸”规律。
（4）判断微粒浓度比值的变化，弱电解质加水稀释时，能促进弱电解质的电离，溶液中离子和分子的浓度会发生相应的变化，但电离平衡常数不变，题中经常利用电离平衡常数来判断溶液中微粒浓度比值的变化情况。
例如：0.1
mol/L
CH3COOH溶液加水稀释，
＝
＝
，酸溶液加水稀释，c(H＋)减小，K值不变，则增大。
计算
---
两种类型(以弱酸HX为例)
（1）已知c(HX)始和c(H＋)，求电离常数(水的电离忽略不计)
　　　　　
HX　　　??
　H＋　＋　X－
：c(HX)始
0
0
：c(HX)始－c(H＋)
　c(H＋)　
c(H＋)
则：Ka
＝
＝
由于弱酸只有极少一部分电离，c(H＋)的数值很小，可作近似处理：c(HX)始－c(H＋)
≈
c(HX)始，
则Ka
＝
（3）已知c(HX)始和电离常数，求c(H＋)
根据上面的推导有Ka
＝
≈
则：c(H＋)＝。
（五）电离度
（1）概念：一定条件下，当弱电解质在溶液中达到电离平衡时，溶液中已经电离的电解质分子数占原来弱电解质总分子数的百分数。
（2）表达式：α＝
×100%。
（3）意义：衡量弱电解质的电离程度，在相同条件下(浓度、温度相同)，不同弱电解质的电离度越大，弱电解质的电离程度越大。
【注】通常弱电解质电离度多数在10%以内，但注意题目所给条件,有例外的情况。
盐类的水解平衡
（一）定义：在溶液中盐电离出来的离子跟水电离产生的H＋或OH－结合生成弱电解质的反应。
【注】盐类水解的条件:可溶性盐中必须有弱酸阴离子或弱碱阳离子。
（二）实质：
规律：
难溶不水解，有弱才水解；
无弱不水解，越弱越水解；
都弱都水解，谁强显谁性；
同强显中性，都弱不一定。
（四）水解方程式
一般情况下盐类水解的程度较小,应用“
?”连接反应物和生成物。水解生成的难溶性或挥发性物质不加
“↓”或
“↑”符号。（多数盐类水解度在1%以内,但注意题目所给条件,有例外的情况。）
1、多元弱酸盐的水解是分步进行的，应分步书写，因为第一步水解程度较大，一般只写第一步水解的离子方程式。
如Na2CO3的水解分两步，第一步为
第二步为
2、多元弱碱阳离子的水解简化成一步完成，如FeCl3溶液中：Fe3＋＋3H2O
?Fe(OH)3＋3H＋。
3、水解分别显酸性和碱性的离子组由于水解相互促进进行完全的（能发生双水解的），书写时要用“===”“↑”“↓”等。
常见的能发生双水解的离子组：
（1）Al3＋与HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－、ClO－。
（2）Fe3＋与HCO、CO、AlO、SiO、ClO－。
（3）NH与SiO、AlO。
【注】1、NH与CH3COO－、HCO虽能发生双水解反应，但水解程度都不大，故能大量共存。
2、Fe3＋在中性条件下已完全水解。
（五）影响盐类水解平衡的因素
1、内因：形成盐的酸或碱越弱，其盐就越易水解。相同条件下的水解程度：正盐
>
相应酸式盐
如水解程度：Na2CO3
>
Na2SO3，Na2CO3
>
NaHCO3
2、外界条件对盐类水解平衡的影响（盐类的水解是吸热反应）
（1）温度：温度升高，水解平衡正向移动，水解程度越大。
（2）溶液的浓度：溶液越稀，水解平衡正向移动，水解程度越大。
(
(4)
加能水解的盐
)
【规律】越热越水解，越稀越水解。
盐的水解常数
1、定义：一定温度下,当盐类水解反应达到平衡时,生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数,该常数就是盐的水解常数。
表达式
（1）
（2）
（3）多元弱酸根有多级水解Kh1、Kh2，Kh1
?
Kh2
【注】
特点
（1）盐的水解常数只与温度有关，盐的水解是吸热反应，故温度升高，Kh增大。
（2）多元弱酸根有多级水解Kh1、Kh2，Kh1
?
Kh2……，其水解程度主要决定于第一步水解。
应用
（1）判断盐的水解程度，相同条件下，水解常数越大，盐的水解程度越大。
（2）判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱，水解常数越大，对应的盐溶液的碱性(或酸性)越强。
【注】弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子电离程度和水解程度的相对大小。
若电离程度小于水解程度，溶液显碱性。
常见物质：NaHCO3
、NaHS
、Na2HPO4
若电离程度大于水解程度，溶液显酸性。
常见物质：NaHSO3
、NaH2PO4
盐类水解的应用
【注】“四规律”判断盐溶液蒸干所得物质
盐溶液水解生成难挥发性酸时，蒸干后一般得原物质
如CuSO4(aq)CuSO4(s)；Al2(SO4)3(aq)Al2(SO4)3(s)。
盐溶液水解生成易挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物
如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。
考虑盐是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，
因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；
KMnO4―→K2MnO4＋MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。
3、还原性盐在蒸干时会被O2氧化。
如，Na2SO3(aq)Na2SO4(s)。
FeCl2(aq)Fe(OH)2(s)Fe(OH)3(s)Fe2O3。
4、弱酸阴离子易水解的强碱盐,蒸干后一般得到原物质,如Na2CO3等。
三、难溶电解质的溶解平衡
溶解度：在一定温度下，某固态物质在100g溶剂中达到饱和状态时所溶解的溶质的质量，叫做这种物质在这种溶剂中的溶解度。符号:S，单位：g
概念：在一定温度下，当难溶电解质溶于水形成饱和溶液时，沉淀溶解速率和沉淀生成速率相等的状态。
（二）溶解平衡的建立
（三）溶解平衡的特点
影响沉淀溶解平衡的因素
【注】沉淀溶解达到平衡时，再加入该难溶物对平衡无影响。
（五）溶度积常数
1、定义
一定温度下,难溶电解质的饱和溶液中,电解质电离出的各离子浓度幂的乘积为一个常数,称为溶度积常数,简称溶度积。用符号Ksp表示。
表达式：对于一般的溶解平衡：AmBn(s)
?
mAn+(aq)
+
nBm-(aq)
Ksp
=
[
c(An+)]m·[c(Bm-)]n
3、特点
（1）Ksp只与难溶电解质的性质和温度有关,与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。一般情况下，升温，Ksp增大。
（2）对于相同类型的物质,Ksp越小，该物质在水中的溶解度越小，相关离子在溶液中越容易生成沉淀。
4、应用
（1）通过比较溶度积与溶液中有关离子浓度幂的乘积——离子积Qc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。Qc
=
[
c(An+)]m·[c(Bm-)]n
Qc
>
Ksp：溶液过饱和,有沉淀析出,Ksp直至溶液饱和,达到新的平衡
Qc
=
Ksp：溶液饱和,沉淀与溶解处于平衡状态
Qc
<
Ksp：溶液未饱和,无沉淀析出,若加入过量难溶电解质,难溶电解质溶解直至溶液饱和
（2）比较Ksp
，判断离子生成沉淀的先后顺序
①对同一类型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀效果越好。
例如：Cl－、Br－、I－的混合溶液中，由于AgCl、AgBr、AgI的Ksp相差较大，逐渐滴加Ag＋可按I－、Br－、Cl－的顺序先后沉淀。
②对不同类型的沉淀，其沉淀先后顺序，要根据Ksp分别计算出沉淀时所需离子浓度,所需离子浓度小的先沉淀。如AgCl和Ag2CrO4的分步沉淀。
（3）根据两种含同种离子的化合物的Ksp数据,求溶液中不同离子浓度的比值。
（4）判断沉淀金属离子所需pH，适用于难溶性氢氧化物的计算
（六）沉淀溶解平衡的应用
1、沉淀的生成
（1）调节pH法
如除去CuCl2溶液中的杂质FeCl3，可以向溶液中加入CuO，调节溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去。
离子方程式为Fe3＋
＋
3H2O
?
Fe(OH)3
＋
3H＋，CuO
＋
2H＋
=
Cu2＋
＋
H2O
（2）沉淀剂法
如用H2S沉淀Hg2＋的离子方程式为Hg2＋
＋
H2S
=
HgS↓＋
2H＋
【注】化学上通常认为残留在溶液中的离子浓度小于10-5
mol·L-1时，沉淀就达完全。
2、沉淀的溶解：设法不断地移去溶解平衡体系中的相应离子，使平衡向沉淀溶解的方向移动，就可以使沉淀溶解。
酸溶解法
如CaCO3溶于盐酸，离子方程式为CaCO3
＋
2H＋
=
Ca2＋
＋
CO2↑＋
H2O
盐溶解法
如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，离子方程式为Mg(OH)2
＋
2NH
=
Mg2＋
＋
2NH3·H2O
配位溶解法
如Cu(OH)2溶于NH3·H2O溶液，离子方程式为Cu(OH)2
＋
4NH3·H2O
=
[Cu(NH3)4]2＋
＋
2OH－
＋
4H2O
氧化还原溶解法：有些金属硫化物(CuS、HgS等)不溶于非氧化性酸,但能溶于氧化性酸,通过减小c(S2-)而达到沉淀溶解的目的。
如3CuS
+
8HNO3(稀)
=
3Cu(NO3)2
+
3S↓+
2NO↑+
4H2O
3、沉淀的转化
（1）实质：沉淀转化的实质就是沉淀溶解平衡的移动。
【注】
1、一般说来，溶解度小的沉淀转化成溶解度更小的沉淀容易实现。
如：
2、沉淀的溶解度差别越大，越容易转化。
（2）沉淀转化的应用
①锅炉除水垢
CaSO4(s)
CaCO3(s)
Ca2+(aq)
其反应如下:CaSO4
+
Na2CO3
?
CaCO3
+
Na2SO4，CaCO3
+
2HCl
=
CaCl2
+
CO2↑+
H2O
②矿物转化
CuSO4溶液遇ZnS(闪锌矿)转化为CuS(铜蓝)的离子方程式为ZnS(s)
+
Cu2+(aq)
=
CuS(s)
+
Zn2+(aq)
四、溶液中粒子浓度的大小比较
【解题思路】
（一）熟悉两大理论,构建思维基点
1、电离理论
（1）弱电解质(弱酸、弱碱)的电离是微弱的,电离产生的微粒较少,同时还要考虑水的电离,
水的电离能力远小于弱酸或弱碱的电离能力。
（2）多元弱酸的电离是分步进行的,且以第一步电离(第一步电离程度远大于第二步电离)为主。
2、水解理论
（1）弱离子的水解是微弱的,但由于水的电离,
水解后酸性溶液中C(H+)或碱性溶液中C(OH-)总是大于水解产生的弱电解质的浓度。
（2）多元弱酸的酸根离子，其水解是分步进行的，且以第一步水解为主。
【注】通常弱电解质电离度多数在10%以内,多数盐类水解度在1%以内,但注意题目所给条件,有例外的情况。
（二）把握三种守恒,明确等量关系
1、电荷守恒
电解质溶液中,无论存在多少种离子,溶液都呈电中性,即阴离子所带负电荷总数等于阳离子所带正电荷总数。
【注】其特点为表达式中包含溶液中的所有离子,没有弱电解质分子。
2、物料守恒（原子守恒）
电解质溶液中,由于某些离子能够水解,离子种类增多,但这些粒子所含某些原子的总数始终不变，符合原子守恒。
【注】其特点为表达式中包含电解质对应的各种微粒,包括离子和弱电解质分子。
3、质子守恒
电解质溶液中，电离、水解等过程中得到的质子(H＋)数等于失去的质子(H＋)数。
【注】质子守恒的关系式也可以由电荷守恒式与物料守恒式推导得到。质子守恒式中不含有溶质的离子。
（三）何时考虑水解平衡、电离平衡
1、弱电解质溶液:仅考虑电离平衡(还有水的电离平衡)。
2、含弱离子的盐类:仅考虑水解平衡(还有水的电离平衡)。
3、弱酸—弱酸盐混合液,弱碱—弱碱盐混合液,酸式盐溶液:既考虑弱酸碱电离平衡,又考虑盐所含弱离子的水解平衡(酸式酸根离子既水解又电离)。
【思维流程】
【套用公式】
粒子浓度关系
思考套用公式
一边全为阴离子,
另一边全为阳离子
电荷守恒式
一边微粒全含有一种元素,
另一边微粒全含有另一种元素
物料守恒式
一边微粒能电离H+,
另一边微粒能结合H+
质子守恒式
两边没有明显特征
三守恒式结合
微专题4
电解质溶液图像分析
一、一强一弱溶液的稀释图像?
1、相同体积、相同浓度的盐酸、醋酸
2、相同体积、相同pH的盐酸、醋酸
3、pH与稀释倍数的线性关系
【注】
1、稀释相同倍数时，强酸、强碱的pH变化程度大，
2、无限稀释都只能无限趋近于7，但酸要小于7，碱要大于7。
二、酸碱中和滴定图像
解决酸碱中和滴定曲线类问题的关键是巧抓“5点”，即曲线的起点、恰好反应点、中性点、反应一半点和过量点，先判断出各个点中的溶质及溶液的酸碱性。
沉淀溶解平衡图像
曲线型
横、坐标通常是难溶物溶解后电离出的离子浓度。
曲线上任意一点都达到了沉淀溶解平衡状态，此时Qc
＝
Ksp。在温度不变时，无论改变哪种离子的浓度，另一种离子的浓度只能在曲线上变化，不会出现在曲线以外。
曲线上方区域的点均为过饱和溶液，此时Qc
＞
Ksp
曲线下方区域的点均为不饱和溶液，此时Qc
<
Ksp
如：常温下,CaSO4
在水溶液中的沉淀溶解平衡曲线(Ksp=9×10-6)
【注】溶液在蒸发时，离子浓度的变化分两种情况：①原溶液不饱和时，离子浓度都增大；②原溶液饱和时，离子浓度都不变。
直线型
横坐标：pM为阳离子浓度的负对数
纵坐标：pR
为阴离子浓度的负对数
四、弱电解质分布系数图像
分布曲线是指以
pH
为横坐标、分布系数(即组分的平衡浓度占总浓度的百分数)为纵坐标的关系曲线。
解题关键是：会识图，用好特殊点
微专题5
酸碱中和滴定
用已知浓度的酸(碱)来测定未知浓度的碱(酸)的实验方法叫作酸碱中和滴定。
实验原理：
反应原理：H+
+
OH-
=
H2O
即中和反应中酸提供的H+(总量)与碱提供的OH-(总量)的物质的量相等。
2、计算原理：c标·V标
=
c待·V待
二、实验用品
（一）仪器：酸式滴定管(如图A)、碱式滴定管(如图B)、
滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。
（二）试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
【注】
滴定管的“0”刻度在上，越往下数值越大，因为下端有一部分没有刻度，滴定管的全部容积大于它的最大刻度值。读数可估计到0.01
mL。
2、滴定管装液体之前，要先用蒸馏水洗涤，再用待装液润洗2～3次。
滴定管中的液体在滴定前均要排出尖嘴中的气泡。
3、酸式滴定管下端为玻璃塞,能耐酸和氧化剂的腐蚀,可用于盛装酸性或氧化性溶液,但不能盛装碱性溶液。
4、碱式滴定管下端为橡胶管和玻璃珠,橡胶易被酸性或氧化性溶液腐蚀,所以碱式滴定管只能盛装碱性或非氧化性溶液。
三、实验操作
（一）滴定准备“八动词”
【注】
1、滴定管的检漏：关闭活塞，加水观察活塞周围有无水渗出，旋转活塞180°再检验有无水渗出。
2、洗涤：滴定管用水洗后一定要用待装液进行润洗；锥形瓶水洗后不能进行润洗。
（二）滴定过程“三动作”
（三）终点判断：滴入最后一滴，溶液颜色发生突变，且半分钟内不再变色,则说明达到滴定终点。
（四）指示剂选用及颜色变化
酸碱恰好中和时溶液不一定呈中性,最终溶液的酸碱性取决于生成盐的性质,强酸强碱盐的溶液呈中性,强碱弱酸盐的溶液呈碱性,强酸弱碱盐的溶液呈酸性。为了判定反应已完全，需要使用指示剂，所选指示剂变色要灵敏，变色范围要小，且变色范围尽量与所生成的盐溶液的酸碱性一致,因此中和滴定一般选用酚酞（8.2-10）、甲基橙（3.1-4.4）,而不用石蕊溶液。
1、常用酸碱指示剂及变色范围
2、不同滴定情况指示剂的选择
(1)强酸滴定强碱:甲基橙(黄色→橙色);酚酞(红色→无色)。
(2)强碱滴定强酸:甲基橙(红色→黄色);酚酞(无色→粉红色)。
(3)强酸滴定弱碱:甲基橙(黄色→橙色)。
(4)强碱滴定弱酸:酚酞(无色→粉红色)。
（五）酸碱中和滴定的关键
1、准确测定V标和V待,正确使用酸式、碱式滴定管。
2、准确判断中和反应是否恰好完全进行,借助酸碱指示剂判断滴定终点。
（六）数据处理
分别记录滴定管中液面的初次与二次读数，记录数据要精确到0.01
mL；
若几次平行实验所得到的数值比较接近，则取其平均值；
若某次实验的数据与另外几次相差较大，则舍去该数据。
（七）误差分析
根据计算式c待测
=
分析,c待测的大小取决于V标准的大小。
【注】因c(标准)与V(待测)已确定，因此只要分析出不正确的操作引起V(标准)的变化，即分析出结果。
V(标准)变大，则c(待测)偏高；V(标准)变小，则c(待测)偏低。
酸碱滴定曲线
在酸碱中和滴定过程中,开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大,滴入少量的碱(或酸)对其pH的影响不大。
当滴定接近终点(pH=7)时,很少量(一滴,约0.04
mL)的碱(或酸)就会引起溶液pH突变(如图所示)。
4、注意“滴定终点”“恰好中和”“呈中性”的不同。
①滴定终点：指示剂变色时即“达到了滴定的终点”,通常与理论终点存在着一定的误差(允许误差),而指示剂变色点都不是pH=7的情况。
②恰好中和：指酸和碱恰好完全反应生成盐和水的时刻,此时的溶液不一定呈中性。
③呈中性：溶液中的氢离子浓度等于氢氧根离子浓度(常温下pH=7)。强调的是反应后溶液为中性，而酸、碱不一定正好反应。可能酸不足，也可能酸过量，也可能恰好反应。这取决于酸碱的相对强弱。
滴定过程中的定量关系：①电荷守恒关系在任何时候均存在；
②物料守恒可以根据加入酸的物质的量和加入碱的物质的量进行确定，但不一定为等量关系。
四、中和滴定的拓展应用
中和滴定操作不仅适用于酸碱中和反应，也可以迁移应用于氧化还原反应及沉淀反应。
氧化还原滴定法
（1）原理：以氧化剂(或还原剂)为滴定剂，直接滴定一些具有还原性(或氧化性)的物质。
（2）实例
①
Na2S2O3溶液滴定碘液
②
酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液
（3）计算：用关系式法
沉淀滴定法
（1）定义：沉淀滴定是利用沉淀反应进行定量分析的方法。生成沉淀的反应很多，但符合定量分析条件的却很少，实际上应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－的浓度。
（2）原理(以溶液中Cl－含量的测定为例)
以铬酸钾为指示剂，在中性或弱碱性介质中，用硝酸银标准溶液测定卤素化合物含量。
Ag＋＋Cl－===AgCl↓(白色)　
Ksp(AgCl)＝2×10－10
2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4(砖红色)
Ksp(Ag2CrO4)＝1.12×10－12
因为AgCl和Ag2CrO4的溶度积不同，因而发生分级沉淀，当AgCl沉淀完全后，稍过量的AgNO3标准溶液与K2CrO4指示剂反应生成Ag2CrO4沉淀(砖红色)。
【注】沉淀滴定所用的指示剂本身就是一种沉淀剂，滴定剂与被滴定物反应所得生成物的溶解度要比滴定剂与指示剂反应所得生成物的溶解度小。
二、常见无机物及其应用
金属及其化合物（常考的金属元素有Na
Mg
Al
Fe
Cu
Cr
Mn）
（一）金属活动性顺序表中隐含的重要信息
（二）掌握常见金属及其化合物的性质和应用
颜色
物理性质
在水中的溶解性
还原性为主
氧化性
实验室
性质
化学性质
活泼性
应用
日常生活
酸碱性
工业生产
两性
特殊性质
热稳定性
钝化
（三）常见金属及其化合物的应用
物质
日常应用
原因分析
钠
核反应堆的传热介质
熔点较低,导热性好
过氧
化钠
呼吸面具或潜水艇中作为氧气来源
2Na2O2+2CO22Na2CO3+O2
2Na2O2+2H2O4NaOH+O2↑
碳酸
氢钠
发酵粉、膨松剂
2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2↑
胃酸中和剂
HC+H+H2O+CO2↑
泡沫灭火器
Al2(SO4)3+6NaHCO32Al(OH)3↓+6CO2↑+3Na2SO4
碳酸钠
清洗油污
水解,溶液呈碱性
制玻璃
Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2↑
氧化铝
耐火材料
熔点高
铝
铝制品
表面易生成致密的氧化膜
铝热剂(焊接钢轨)
2Al+Fe2O3Al2O3+2Fe(放出大量的热)
氢氧
化铝
胃酸中和剂
碱性较弱,Al(OH)3+3H+Al3++3H2O
明矾、铁盐
净水剂
在水中生成Al(OH)3[或Fe(OH)3]胶体,其可以和悬浮的杂质形成絮状不溶物而沉降下来
氧化铁
红色油漆和涂料
氧化铁是一种红棕色粉末
硫酸铜
配制农药,杀菌消毒
铜离子(重金属离子)能使蛋白质变性
二、非金属及其化合物（常考的非金属元素有
H
C
Si
Cl
O
S
N
P）
掌握常见非金属及其化合物的性质及应用
颜色
状态
物理性质
气味
环境污染
在水中的溶解性
环境保护（常考尾气处理）
氧化性为主
应用
实验室
性质
化学性质
还原性
日常生活
酸碱性
工业生产
漂白性
特殊性质
显色反应
【易忘易漏点】
一、漂白原理——“三种类型”
类型
原理
特点
举例
适用范围
氧化型
漂白剂利用自身氧化性，氧化有色物质，使之失去原有的颜色
不可恢复原来的颜色，化学变化
O3
H2O2
Na2O2
Cl2
HCl0
NaCl0
Ca(Cl0)2
可漂白所有
有机色质
化合型
漂白剂与某些有色物质发生化合反应，生成无色不稳定的物质
加热时能恢复原来的颜色，化学变化
SO2
具有选择性，漂白品红，棉，麻等
吸附型
某些固体具有疏松多孔的结构，能吸附有色物质，使之失去原有的
颜色
部分吸附剂可重复使用，物理变化
活性炭
一般用于
溶液漂白
【注】褪色不都是漂白
SO2使氯水，溴水，酸性高锰酸钾溶液褪色是因为SO2还原性，不是漂白性。
SO2使含酚酞的NaOH溶液褪色，因为SO2是酸性氧化物，不是漂白性。
二、常见的环境污染
环境污染
形成原因
温室效应
大气中CO2的含量不断增加
酸雨(PH＜5.6)
硫酸型酸雨：化石燃料的燃烧，含硫金属矿物的冶炼，排放的SO2
硝酸型酸雨：汽车尾气，工厂排放的氮氧化物NOX
光化学烟雾
氮氧化物和碳氢化合物的排放
臭氧空洞
氮氧化物和氟氯代烃的排放
赤潮(海洋中)和水华
含氮、磷等营养成分的生活污水和工、农业废水的排放
白色污染
难降解塑料的大量使用和任意丢弃
三、常见有毒气体的尾气处理方法
有毒气体
处理试剂或方法
反应原理
Cl2
NaOH溶液
Cl2+2NaOH
NaCl+NaClO+H2O
SO2
NaOH溶液
SO2+2NaOH
Na2SO3+H2O
NO2
NaOH溶液
2NO2+2NaOH
NaNO3+NaNO2+H2O
NO
O2(或空气)和NaOH溶液
4NO+3O2+4NaOH
4NaNO3+2H2O
CO
点燃
2CO+O2
2CO2
三、化工流程
(
原料
预
处理
)（1）粉碎：增大物质间的接触面积，加快反应速率
（2）灼烧、焙烧、煅烧
：使原料初步转化为下一步可溶解的物质
（3）溶浸①水浸：与水接触或溶解
②酸浸：与酸反应或溶解，使可溶性的金属离子进入溶液，不溶物过滤除去
③碱浸：除去原材料表面油污；溶解Al，Al2O3，SiO2等物质
【注】1、浸出率：原料溶解后，离子在溶液中含量的多少
2、提高原料浸出率的方法：升温，搅拌，增大反应物的浓度，增大物质间的接触面积
(
核心
反应
)
【反应类型】氧化还原反应，复分解反应，水解反应
【反应条件】
（1）调节溶液的PH：①使某些金属离子形成氢氧化物沉淀析出（最常见）②抑制某种离子水解
调节pH所用试剂为主要元素对应的氧化物、碳酸盐、碱，以避免引入新的杂质
（2）加沉淀剂：使某些金属离子形成沉淀析出
（3）加氧化剂：氧化某物质，生成目标产物或除去某些离子。
常用氧化剂：H2O2，
HNO3，
KMnO4，Cl2
（4）控制温度的作用
①调节反应速率
②控制平衡移动的方向，升温向吸热反应方向移动
③控制固体的溶解与结晶
④控制液体的沸点
⑤控制气体的溶解
⑥使催化剂达到最大活性
⑦防止副反应的发生
【注】温度不能过高，否则会造成物质挥发，氧化，促进水解，分解等，影响产品的生成
(
产品
分离
提纯
)（1）分离提纯固体和液体混合物
①过滤：用于分离不溶性固体和液体
②溶质的溶解度受温度影响较大：溶液→
蒸发浓缩→
冷却结晶→
过滤→
洗涤→
干燥→
得晶体
③溶质的溶解度受温度影响较小：溶液→
蒸发浓缩→
趁热过滤→
洗涤→
干燥→
得晶体
④萃取
【注】1、蒸发、反应时的气体氛围：如加热蒸发AlCl3，FeCl3，MgCl2溶液时为获得溶质，需在HCl气流中进行，防止其水解。
趁热过滤：防止温度下降，杂质会以晶体的形式析出，造成产物不纯
（2）分离提纯液体和液体混合物
①分液
②蒸馏（分馏）
（3）分离提纯固体和固体混合物
①升华：分离出固体混合物中某一种易升华的组分
②重结晶：晶体混合物
→
溶解
→
结晶
→
过滤
→
纯净的某晶体
【易忘易漏点】
1、沉淀（晶体）的洗涤：
（1）洗涤的目的：
除去沉淀表面附着或沉淀中包夹的可溶性离子
（2）洗涤剂的选择
洗涤试剂
适用范围
目的
冷水（冰水）
产物溶于水
洗去晶体表面的杂质离子；
降低被洗涤物质因溶解而造成的损失。
有机溶剂（酒精等）
固体易溶于水，
难溶于有机溶剂
减少被洗涤物质的溶解；
利用有机溶剂的挥发性除去固体表面的水分，产品易干燥。
洗涤方法：
沿玻璃棒往漏斗中加蒸馏水（或某洗涤剂）至液面浸没沉淀，待水自然流下后，重复操作2-3次。
检验沉淀是否洗净的方法：
取少量最后一次的洗涤液于试管中，向其中滴入某试剂，若———（现象），则沉淀洗涤干净。
2、检验溶液中离子是否沉淀完全（或沉淀剂是否过量）的方法：
将溶液静置一段时间后，取少量上层清液，滴入沉淀剂，若无沉淀生成，则离子沉淀完全。
【化工流程题问题设置的特点】
问题各自相对独立，五连带效应，一个问题解决不了不会影响下一个问题的解决
超纲知识，题目中要么有信息点拨，要么与解答题目无关
每题中基本上都有与流程图无关的问题，可以直接根据已学知识去完成
常见有机物及其应用
包括《必修2第三章有机化合物》和选修5《有机化学基础》
一、有机物结构和性质
1、能使酸性高锰酸钾溶液褪色的结构（氧化褪色）
碳碳双键、碳碳三键、
苯的同系物（和苯环直接相连的碳原子上有H）、
羟基（醇和酚）、
醛基
2、和Br2反应的物质（或结构）
物质
液溴(Br2)
溴水(Br2和H2O)
溴的四氯化碳溶液(Br2和CCl4)
褪色情况
(1)烷烃，光照，取代
(2)苯及苯的同系物，光照或者催化剂，取代
(3)碳碳双键，碳碳三键，加成
(1)气态烷烃不褪色，液态烷烃因萃取而褪色（如己烷）
(2)
CCl4、汽油，因萃取而褪色
(3)苯及苯的同系物，因萃取而褪色
(4)碳碳双键，碳碳三键，加成
(5)酚类和浓溴水，取代
(6)醛基，氧化
碳碳双键、碳碳三键，加成
3、和Na、NaOH、Na2CO3、NaHCO3反应的物质（结构）
Na
NaOH
Na2CO3
NaHCO3
羟基（醇和酚），
羧基
卤代烃，
酚羟基，
羧基，
酯基，
肽键
酚羟基，
羧基
羧基
二、常见有机反应类型
反应类型
反应试剂
反应条件
氧
化
反
应
燃烧
烷烃，烯烃，炔烃，苯及苯的同系物，醇，酚和O2，点燃
催化氧化
醇与O2在Cu作催化剂条件下发生催化氧化，生成醛、酮或不反应
2、醛与O2在Cu作催化剂条件下反应，生成羧酸
酸性高锰酸钾氧化
碳碳双键、碳碳三键、苯的同系物（和苯环直接相连的碳原子上有H）、羟基（醇和酚）、醛基
特
殊
氧
化
无色的苯酚晶体易被空气中的氧气氧化为粉红色
2、醛基与银氨溶液的反应:
CH3CHO
+
2Ag(NH3)2OH
CH3COONH4
+
2Ag↓+
3NH3
+
H2O
3、醛基与新制氢氧化铜悬浊液的反应:
CH3CHO+2Cu(OH)2+NaOH
CH3COONa+Cu2O↓+3H2O
取
代
反
应
取代
H原子
1、烷烃与卤素单质在光照下反应生成卤代烃＋HX
CH4+Cl2CH3Cl+HCl
2、烯烃的卤代:CH2
=
CH—CH3
+
Cl2
CH2
=
CH—CH2Cl
+
HCl
3、苯及苯的同系物的取代反应：
（1）卤代反应：
①与卤素单质在光照下反应，取代苯环侧链上的H原子
②与卤素单质在催化剂（FeCl3或FeBr3）作用下反应，加热，取代苯环上的H原子（邻位或对位）
硝化反应：与浓HNO3反应，浓硫酸作催化剂，加热，取代苯环上的H原子（邻位或对位）
4、卤代烃的水解:NaOH水溶液，加热，生成醇（或酚）
和NaX
R—X
＋
NaOH
R—OH
＋
NaX
5、醇的取代反应：
（1）与金属Na反应
（2）与HBr在加热条件下反应生成卤代烃和H2O
（3）在浓硫酸作催化剂加热条件下，发生醇分子间脱水，生成醚和H2O
（4）与羧酸在浓硫酸作催化剂加热条件下，发生酯化反应
6、酚的取代反应
（1）与Na、NaOH、Na2CO3反应（体现酚的弱酸性，酚不能使指示剂变色）
（2）苯酚与浓溴水反应，取代苯环上的H原子（酚羟基的邻位和对位）
7、羧酸与醇（或酚）在浓硫酸作催化剂加热条件下，发生酯化反应
水解型
1、酯的水解：无机酸只起催化作用，碱除起催化作用外，还能中和水解生成的酸，使水解程度增大。
2、二糖，多糖水解
3、油脂的水解①酸性条件下②碱性条件下—皂化反应
4、蛋白质的水解：在酸、碱或酶的作用下最终水解生成氨基酸。
加成
反应
烯烃，炔烃与X2，H2，HX,H20等反应
苯及苯的同系物与H2在Ni作催化剂的条件下反应，1个苯环加成3个H2
消
去
反
应
卤代烃，强碱的醇溶液，加热条件下反应
C2H5Br
＋
NaOH
CH2
=
CH2↑＋
NaBr
＋
H2O
＋
2NaOH
CH≡CH↑＋
2NaX
＋
2H2O
醇，浓硫酸作催化剂，加热条件下反应，发生醇分子内脱水，生成不饱和分子和H2O（乙醇消去反应的温度是170℃，其它醇只需注明加热）
C2H5OH
CH2
=
CH2↑+
H2O
加
聚
反
应
单烯烃的加聚:n
CH2
=
CH2
CH2—CH2
共轭二烯烃的加聚:
缩
聚
反
应
二元醇与二元酸之间的缩聚:
n
+n
HOCH2CH2OH
+(2n-1)H2O
羟基酸之间的缩聚:+(n-1)H2O
氨基酸之间的缩聚:
n
H2NCH2COOH++(2n-1)H2O
苯酚与HCHO的缩聚:n
+
nHCHO
+(n-1)H2O
还
原
反
应
醛基加氢:CH3CHO
+
H2
CH3CH2OH
硝基还原为氨基:
油脂的氢化(硬化)：氢化是指不饱和油脂与氢气发生加成反应生成饱和油脂的过程；通过氢化反应后,不饱和的液态油转化为常温下固态的脂肪的过程称为硬化
特
殊
反
应
苯酚遇FeCl3溶液显紫色
淀粉遇碘单质显蓝色
(1)蛋白质在Na2SO4，(NH4)2SO4等轻金属盐作用下，盐析（物理变化，可逆）
(2)蛋白质在重金属盐，受热，紫外线，甲醛，酒精作用下，变性（化学变化，不可逆）
(3)蛋白质灼烧时有烧焦羽毛的气味
(4)含苯环的蛋白质遇浓硝酸变黄色
三、限定条件下同分异构体的书写
【思维流程】
1、根据限定条件确定同分异构体中所含官能团，判定其可能的类别。
2、一般的书写顺序:
类别异构→
碳链异构（减碳法）→官能团位置异构。
3、确定同分异构体的种数或根据性质书写结构简式。
【同分异构体数目的判断方法】
记忆法
甲烷、乙烷、丙烷均无同分异构体，丁烷有2种，戊烷有3种
丙基(-C3H7)2种、丙烯基(-C3H6)3种、丁基(-C4H9)4种、丁烯基(-C4H8)8种、
戊基(-C5H11)8种、
苯环上连两个基团（相同或不相同），都是3种（邻、间、对）
苯环上连三个不同基团10种、其中两个基团相同6种、三个基团都相同3种；
【注】特别要熟记常见基团的同分异构体数目，然后把有机物看作由基团连接而成,由基团的同分异构体数目可推断有机物的同分异构体数目。
如：丁基(-C4H9)有4种,丁醇(C4H9—OH)有4种，C4H9—Cl有4种
2、等效氢法：分子中有n种不同的等效氢，其一元取代物就有n种。
（1）同一碳原子上的氢原子等效。
（2）同一碳原子所连甲基上的氢原子等效。
（3）处于镜面对称位置上的氢原子等效。
3、定一移一法（分析二元取代物的方法）
如：分析C3H6Cl2的同分异构体,先固定其中一个Cl的位置,移动另外一个Cl
4、换位思考法
将有机物分子中的不同原子或基团换位进行思考。
如：乙烷分子中共有6个H原子,若有一个氢原子被Cl原子取代所得一氯乙烷只有1种结构,那么五氯乙烷也只有1种结构
苯分子中有6个H原子,若有两个氢原子被Cl原子取代所得二氯取代物有3种结构,那么四氯取代物也有3种结构
四、有机物分子空间分布判断技巧
1、明确三类结构模板
结构
四面体形
平面形
直线形
模板
:碳原子形成的全部是单键,共5个原子构成四面体
:6个原子共面,键角约为120°
:12个原子共面,键角为120°
:4个原子共面
及苯环上处于对角线位置上的4个原子共直线
2、对照模板定共线、共面原子数目
复杂有机物分子的共面、共线问题可视为3个模板的组合。此过程中需要结合相关几何知识进行分析:如任意三点可确定一个平面,一条直线与某平面有两个交点时,则这条直线上所有点都在相应的平面内,碳碳单键能旋转,而碳碳双键不能旋转，另外还应考虑不同的平面有可能重合的问题。
3、审题时要注意关键词
如“最少或肯定”“最多或可能”共平面(共直线)的(碳)原子数目
五、有机物的提纯方法
1、洗气法
例如,甲烷中混有乙烯,可通过盛有稀溴水的洗气瓶除去乙烯。
2、改变溶解性
——
分液法(反萃取法)
例如,溴苯中混有溴,加入NaOH溶液,用分液漏斗分离;
硝基苯中混有HNO3,加入NaOH溶液,用分液漏斗分离。
3、增大沸点差
——
蒸馏法
例如,分离乙醇与乙酸,加入NaOH溶液蒸馏得到乙醇,再加入浓H2SO4,蒸馏得到乙酸。
六、有机综合推断题的解题策略
命题形式总体可分为三类:
有机推断型,结构已知型,
“半推半知”型
涉及的常见考点有:
有机物结构简式的确定、官能团的名称、反应类型的判断、有机物的命名、化学方程式的书写、同分异构体的分析和书写，合成路线设计等。
3、合成路线设计是近几年全国卷有机考查的亮点，通常在最后一问出现，合成路线的设计多以逆推为主,其思维模式如下:
①首先,确定要合成的有机物属于何种类型,以及题中所给的条件与所要合成的有机物之间的关系。
②以题中要求的最终物质为起点,考虑这一有机物如何从另一有机物甲经过一步反应制得。若甲不是所给已知原料,需再进一步考虑甲又是如何从另一有机物乙经一步反应制得的,过程中需要利用给定(或隐含)信息,一直推导到题目给定的原料为终点。
③在合成某产物时,可能会产生多种不同的方法和途径,应当在兼顾原料省、产率高的前提下选择最合理、最简单的方法和途径。
一般在流程图中反应物的官能团、连接方式与基础原料、合成目标物官能团的引入相似,即未学习的官能团演变在已知流程有展示,只要依葫芦画瓢即可。
【易忘易漏点】
三大化石燃料---煤、石油、天然气
化石燃料
组成成分
综合应用
煤
有机物和少量无机物组成的复杂混合物
干馏：把煤隔绝空气加强热使其分解的过程。（化学变化）
气态物质：焦炉气，包括H2、CO、CH4、C2H4
粗氨水：氨、铵盐
干馏
液态物质
粗苯：苯、甲苯、二甲苯
煤焦油：苯、甲苯、二甲苯、酚类、萘、沥青
固态物质：焦炭
2、气化：把煤转化为可燃性气体的过程。（化学变化）
碳和水蒸气反应制水煤气C＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)
直接液化：煤＋氢气液体燃料
3、液化
（化学变化）
间接液化：煤＋水水煤气甲醇等
石油
烷烃、环烷烃和芳香烃的混合物
分馏：利用原油中各组分沸点的不同进行分离的过程。（物理变化）
2、裂化：在一定条件下，把相对分子质量大的烃断裂成相对分子质量小的烃?（化学变化）。可提高轻质油的产量,特别是提高汽油的产量
3、裂解：深度裂化，产物呈气态（化学变化）
石油气（C4以下），
汽油（C5-C11）
原
常压
煤油（C11-C16）
油→蒸馏
柴油（C15-C18）
减压蒸馏：获得柴油、润滑油、燃料油、石蜡、沥青
重油
（C20以上）
裂化:
获得汽油、煤油、柴油等轻质油
裂解：获得乙烯、丙烯、甲烷等
天然气
只要成分
是CH4
作清洁的化石燃料
合成氨和生产甲醇
如何设计实验区分油脂和矿物油
油脂
脂肪
油
组
成
多种高级脂肪酸的甘油酯
多种烃(石油及其分馏产品)
含饱和烃基多
含不饱和烃基多
性
质
固态或半固态
液态
具有烃的性质,不能水解
具有酯的性质,能水解,
油兼有烯烃的性质(不饱和度高的)
鉴别
加含酚酞的NaOH溶液,加热,红色变浅
加含酚酞的NaOH溶液,加热,无变化
三大合成材料---塑料、合成橡胶和合成纤维
四、环境保护与绿色化学
绿色化学的核心就是利用化学原理从源头上减少或消除工业生产对环境的污染。
原子利用率
=
期望产物的总质量与生成物的总质量之比。
按照绿色化学的原则，最理想的“原子经济”就是反应物的原子全部转化为期望的最终产物，这时原子利用率为100%。
五、研究有机物的几种谱图
1、相对分子质量的测定——质谱法
用高能电子流等轰击样品分子，使该分子失去电子变成带正电荷的分子离子和碎片离子，分子离子、碎片离子各自具有不同的相对分子质量，它们在磁场的作用下达到检测器的时间将因质量的不同而先后有别，其结果被记录为质谱图。
横坐标：质荷比(分子离子、碎片离子的相对质量与其电荷的比值)，质荷比的最大值即为该有机物的相对分子质量。
纵坐标：分子离子、碎片离子的相对丰度（各种离子所占的百分数）
2、分子结构的鉴定
（1）红外光谱
当用红外线照射有机物分子时，分子中的化学键或官能团可发生振动吸收，不同化学键或官能团吸收频率不同，在红外光谱图上将处于不同的位置，从而可以获得分子中含有何种化学键或官能团的信息。
核磁共振氢谱
氢原子核具有磁性，如用电磁波照射氢原子核，它能通过共振吸收电磁波能量，发生跃迁。用核磁共振仪可以记录到有关信号，处于不同化学环境中的氢原子因产生共振时吸收电磁波的频率不同，在谱图上出现的位置也不同，各类氢原子的这种差异被称为化学位移δ
吸收峰数目
=
氢原子种类数
不同吸收峰面积之比
=
不同氢原子的个数之比
六、有机物的物理性质
(1)常见亲水基:羟基、醛基、羧基、氨基;常见憎水基:烃基、卤素原子、硝基、酯基等。凡是含有亲水基且憎水基相对质量较小(比如甲基、乙基等)的有机物一般都易溶于水。
(2)通常烃类、酯类、一元脂肪醇类、常见醛类密度小于水;硝基苯、四氯化碳、溴苯、苯酚、乙酸等密度大于水。
(3)C4以下的烃通常条件下为气体(新戊烷为气体特殊),随着分子中碳原子数目的增多,各类有机物的同系物熔点、沸点逐渐升高。同分异构体的支链越多,熔点、沸点越低。
四、化学实验
化学是以实验为基础的一门科学。了解科学探究的基本过程，学习运用以实验和推理为基础的科学探究方法。
了解化学实验室常用仪器的主要用途和使用方法
类别
名称
主要用途
使用方法和注意事项
可
直接
加热
用作少量试剂的反应容器,
收集少量气体，
装配成小型气体发生器等
液体不超过容积的；
加热固体时试管口应略向下倾斜。
用于溶液的蒸发、浓缩、结晶
用于固体物质的高温灼烧
把坩埚放在三脚架上的泥三角上直接加热；
取放坩埚时应用坩埚钳；
加热后可放在干燥器中或石棉网上冷却；
应根据加热物质的性质不同,选用不同材质的坩埚。
隔网
可
加热
用作固?液或液?液反应器
用于液体的蒸馏
常用于中和滴定，
也可作反应器
酸碱中和滴定时，不需要干燥，不能用待装液润洗
配制溶液、作反应器、
给试管水浴加热
配制溶液时，溶解固体、转移液体均需要玻璃棒
计量仪器
用于精确配制一定物质的量
浓度的溶液
常用规格有
50
mL、100
mL、250
mL、500
mL等
使用前应先查漏；无刻度,只有一条刻度线；
往容量瓶中转移液体时,应用玻璃棒引流,转移前液体应冷却到20
℃,不能加入刚配制的热溶液；
不能溶解固体，不能稀释浓溶液，不能加热，不能作反应容器，不能长期盛放溶液。
用于粗略量取一定体积的液体
(一般精确度≥0.1
mL)
无“0”刻度,刻度由下向上逐渐变大；
读数时应平视凹液面与刻度线相切处；
量筒内残留的液体为“自然残留液”,不应洗涤后转移；
不能加热,不能用于配制溶液,不能用作反应容器。
用于酸碱中和滴定,精确量取
一定量的液体
(精确度为0.01
mL)
刻度由上向下逐渐变大,“0”刻度在上
使用前应先查漏
酸式滴定管用来盛装酸性试剂和氧化性试剂，
碱式滴定管用来盛装碱性溶液
分离提纯
仪器
①用于过滤；
向小口容器中转移液体；
倒扣在液面上,用作防倒吸装置
②装配成气体发生装置
①过滤时注意“一贴、二低、三靠”
②装配气体发生装置时，应将长颈漏斗下端管口插入液面下，防止气体逸出
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,便于控制液体加入的快慢
使用前应检查活塞和上口塞子是否漏液；
分液时,下层液体从下口放出,上层液体从上口倒出；用分液漏斗滴加挥发性液体时,上口的塞子不能打开,且应使磨口塞上的凹槽和漏斗口颈上的小孔对准
内装固体干燥剂或吸收剂；
用于干燥或吸收气体
干燥剂为粒状，常用CaCl2、碱石灰、P2O5等
球形干燥管气体一般“粗进细出”，
用于蒸馏或分馏；
用于液体回流
冷却水下口进上口出
直形冷凝管一般用于蒸馏或分馏时冷凝蒸气；
球形冷凝管通常用于液体回流
【易忘易漏点】
一、“广口瓶”的多种应用
A装置
空瓶，可作集气瓶，两个导气管一短一长，用于收集密度比空气大（气体从a进入）或小的气体（气体从b进入）
充满水,可收集不溶于水且不和水反应的气体
装入浓硫酸，可进行气体干燥
（4）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。
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。
C装置,可用于安全防倒吸，长导管与另一弯管连接伸入溶液中,气体“短进长出”。
D装置，可用于安全防倒吸，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。
二、常考——防倒吸装置
三、防堵塞安全装置
四、试纸的使用
(1)类型及作用
(2)使用方法
①检验液体：取一小块试纸放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待测液的玻璃棒点在试纸中部，观察试纸颜色的变化。
③检验气体：一般先将试纸润湿，粘在玻璃棒的一端，并使其接近出气口，观察颜色的变化。
五、仪器洗涤
(1)水洗:洗掉一些易溶于水的物质。
(2)酸洗:洗掉氧化铁等氧化物或氢氧化铜等碱性物质。
(3)热碱洗:洗去S、苯酚或油脂(热纯碱溶液也可以洗掉油脂)类物质。
(4)CS2洗涤:洗掉S或白磷。
(5)酒精:洗掉苯酚等易溶于乙醇的有机物。
(6)稀硝酸:洗去银镜或铜镜。
(7)浓盐酸热洗:除掉MnO2。
掌握化学实验的基本操作
（一）化学实验的基本操作
1、常见计量具的使用?
2、药品的取用?
3、加热、蒸发
4、溶解、过滤、结晶?
5、萃取?、分液
6、蒸馏
7、升华?
8、气体的收集、净化
（二）一定物质的量浓度溶液的配制
溶液：溶液是由至少两种物质组成的均一、稳定的混合物
溶解度：在一定温度下，某固态物质在100g溶剂中达到饱和状态时所溶解的溶质的质量，叫做这种物质在这种溶剂中的溶解度。符号:S，单位：g
3、饱和溶液：在一定温度、一定量的溶剂中，溶质不能继续被溶解的溶液。
4、溶液浓度的表示方法：溶质的质量分数和物质的量浓度
（1）溶质的质量分数：溶质质量与溶液质量之比
（2）物质的量浓度：表示单位体积溶液里所含溶质的物质的量。符号：CB，单位：mol/L或mol·L－1
实验仪器：托盘天平，量筒，烧杯，玻璃棒，容量瓶，胶头滴管
容量瓶：使用前要先检漏后洗净。
检漏：向容量瓶中加入一定量的水，盖好瓶塞，
用食指摁住瓶塞，另一只手托住瓶底，把容量瓶倒立，观察是否漏水，
若不漏水，把容量瓶正立并将瓶塞旋转180°后塞紧，
再把容量瓶倒立，观察是否漏水，
若不漏水，该容量瓶可以使用。
关键词：加水→盖塞→倒立→观察→正立→旋塞180°→倒立→观察
注意：容量瓶不能溶解固体，不能稀释浓溶液，不能加热，不能作反应容器，不能长期盛放溶液。
实验步骤：
计算→称量→溶解→移液→洗涤→定容→摇匀→装瓶、贴签
注意事项：
（1）移液前需要将溶液冷却至室温，然后用玻璃棒引流至500
ml容量瓶中。
（2）洗涤：用适量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2～3次，洗涤液也都注入容量瓶中，并振荡容量瓶，使溶液混合均匀。
（3）定容时将蒸馏水注入容量瓶，待液面离容量瓶颈刻度线下1～2_cm时，改用胶头滴管滴加蒸馏水至溶液的凹液面最低处与刻度线水平相切。
（4）摇匀时盖好瓶塞，反复上下颠倒，摇匀。
【易忘易漏点】
一、识别危险化学药品的标志
二、了解实验室一般事故的预防和处理方法
1、化学试剂保存“十防”
2、化学灼伤的急救措施
灼伤物质
急救措施
各种酸(浓硫酸、硝酸等)
立即用水冲洗,接着用3%~5%?NaHCO3溶液冲洗,最后用水洗净,必要时涂上甘油。如果出现水泡,应涂上紫药水
氢氟酸
立即用流水长时间冲洗(15~30
min),然后用
3%~5%
NaHCO3溶液湿敷,
再涂上33%的氧化镁甘油糊剂或敷上1%的氢化可的松软膏
各种碱(氢氧化钠、氢氧化钾、氨水等)
先用大量水冲洗,然后涂上2%的硼酸或2%的醋酸
3、常见意外事故的处理
意外事故
处理方法
酸(或碱)洒在桌上
先用NaHCO3溶液(或稀醋酸)清洗,再用水冲,最后用抹布拭去
酸(或碱)溅在皮肤上
先用大量水冲洗,然后涂上NaHCO3溶液(或稀硼酸)
酸(或碱)溅进眼睛里
立即用大量水冲洗(切不可用手揉眼睛),边洗边眨眼睛。若为酸,再用3%的NaHCO3溶液淋洗;若为碱,再用2%的硼酸淋洗
酒精等有机物在实验台上着火
立即用湿抹布盖灭
液溴、苯酚沾在皮肤上
立即用酒精洗涤
温度计水银球打破
立即用硫粉覆盖
误食重金属盐
服用大量牛奶、蛋清或豆浆
金属钠、钾等着火
不能用泡沫灭火器和干粉灭火器扑灭,要用沙土盖灭
三、掌握常见气体的实验室制法（包括所用试剂，反应原理，仪器和收集方法）
1、Cl2的实验室制备
实验装置
2、NH3的实验室制备
实验装置
【注】实验室快速制取氨气的方法
3、SO2的实验室制备系统
【方案一】
【方案二】
4、H2的实验室制备
5、O2的实验室制备
6、NO(CO2)的制取与性质验证：3Cu
+
8HNO3(稀)
=
3Cu(NO3)2
+
2NO↑+
4H2O
7、NO2的实验室制备：Cu
+
4HNO3(浓)
=
Cu(NO3)2
+
2NO2↑+
2H2O
四、掌握常见物质检验、分离和提纯的方法
物质的检验：根据被检验物质的性质(主要是化学性质,也可以是特殊的物理性质)使被检验物质与加入的试剂产生作用,转变为某种已知物质,或产生某种特殊现象,从而确定被检验物质的成分。
1、固体的检验
2、气体的检验
(
待
检
验
气体
)
(
待
检
验
气体
)3、溶液的检验（溶液中离子的检验）
方法
离子
试剂
现象
沉
淀
法
Cl-、Br-、
I-
AgNO3溶液
和稀HNO3
分别产生白色沉淀(AgCl)、
淡黄色沉淀(AgBr)、
黄色沉淀(AgI)
Ag+
+
Cl-
=
AgCl↓
Ag+
+
Br-
=
AgBr↓
Ag+
+
I-
=
AgI↓
SO42-
先加入足量稀盐酸
再加入BaCl2溶液
加盐酸不产生沉淀,
加BaCl2溶液后生成白色沉淀
Ba2+
+
SO42-
=
BaSO4↓
Fe2+
NaOH溶液
白色沉淀→灰绿色沉淀→
红褐色沉淀
Fe2+
+
2OH-
=
Fe(OH)2↓(白色)
4Fe(OH)2
+
O2
+
2H2O
=
4Fe(OH)3(红褐色)
K3[Fe(CN)6]溶液
生成蓝色沉淀
3Fe2+
+
2[Fe(CN)6]3-
=
Fe3[Fe(CN)6]2↓(蓝色沉淀)
Fe3+
NaOH溶液
产生红褐色沉淀
Fe3+
+
3OH-
=
Fe(OH)3↓(红褐色)
气
体
法
NH4+
浓NaOH溶液和湿润的红色石蕊试纸
产生有刺激性气味的气体,且气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝
CO32-
先加氯化钡溶液
再加稀硝酸
（排除HCO3-
、
SO32-
SO42-
、

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