高中化學課本知識大綱

1、高中化學課本知識大綱第一部分：必修一第一章 第一節(jié) 化學實驗的基本方法（其他實驗知識在選修六）考點一 物質(zhì)的分離與提純 1過濾：適用于分離一種組分可溶，另一種不溶的固態(tài)混合物。如：粗鹽的提純。2蒸發(fā)結晶：適用于混合物中各組分物質(zhì)在溶劑中溶解性的差異不同。3蒸餾法：適用于分離各組分互溶，但沸點不同的液態(tài)混合物。如：酒精與水的分離。主要儀器： 酒精燈、石棉網(wǎng)、蒸餾燒瓶、溫度計、冷凝器、牛角管、錐形瓶等。4分液：適用于分離互不相容的兩種液體。5萃?。哼m用于溶質(zhì)在互不相溶的溶劑里溶解度不同。如：用CCl4萃取溴和水的混合物。分層：上層無色，下層橙紅色。注：不用酒精萃取。第二節(jié) 化學計量在實驗中的應用考

2、點一 物質(zhì)的量、阿伏加德羅常數(shù)、摩爾質(zhì)量1.物質(zhì)的量（1）物質(zhì)的量是七個基本物理量之一，其意義是表示含有一定量數(shù)目的粒子的集體。符號為：n ，單位為：摩爾（mol）。（2）物質(zhì)的量的基準（NA）：以0.012kg12C所含的碳原子數(shù)即阿伏加德羅常數(shù)作為物質(zhì)的量的基準。阿伏加德羅常數(shù)可以表示為NA，其近似值為6.02×1023 mol-12.摩爾質(zhì)量（M）1摩爾物質(zhì)的質(zhì)量，就是該物質(zhì)的摩爾質(zhì)量，單位是g/mol 。1mol任何物質(zhì)均含有阿伏加德羅常數(shù)個粒子，但由于不同粒子的質(zhì)量不同，因此，1 mol不同物質(zhì)的質(zhì)量也不同；12C的相對原子質(zhì)量為12，而12 g 12C所含的碳原子為阿伏加

3、德羅常數(shù)，即1 mol 12C的質(zhì)量為12g。同理可推出1 mol其他物質(zhì)的質(zhì)量。3.關系式：n ；n 特別提醒：1.摩爾只能描述原子、分子、離子、質(zhì)子、中子和電子等肉眼看不到、無法直接稱量的化學微粒，不能描述宏觀物質(zhì)。如1mol麥粒、1mol電荷、1mol元素的描述都是錯誤的。2.使用摩爾作單位時，應該用化學式(符號)指明粒子的種類。如1mol水（不正確）和1molH2O（正確）；1mol食鹽（不正確）和1molNaCl(正確)3.語言過于絕對。如6.02×1023mol-1就是阿伏加德羅常數(shù)；摩爾質(zhì)量等于相對原子質(zhì)量、相對分子質(zhì)量；1摩爾任何物質(zhì)均含有阿伏加德羅常數(shù)個粒子等?？键c

4、二 氣體摩爾體積1.定義：單位物質(zhì)的量的氣體所占的體積，叫做氣體摩爾體積。2.表示符號：Vm 3.單位：L/mol（或L·mol-1）4.標準狀況下，氣體摩爾體積約為22.4L/mol5.數(shù)學表達式：氣體的摩爾體積， 即特別提醒：氣體摩爾體積的一個特例就是標準狀況下的氣體摩爾體積(V0)。在標準狀況下，1mol任何氣體的體積都約等于22.4 L。在理解標準狀況下的氣體摩爾體積時，不能簡單地認為“22.4 L就是氣體摩爾體積”，因為這個22.4 L是有特定條件的。這些條件就是：標準狀況，即0和101.325 kPa，氣體的物質(zhì)的量為1 mol，只有符合這些條件的氣體的體積才約是22.4

5、 L。因此，22.4 L是1 mol任何氣體在標準狀況下的體積。這里所說的標準狀況指的是氣體本身所處的狀況，而不指其他外界條件的狀況。例如，“1 mol H2O(g)在標準狀況下的體積為22.4 L”是不正確的，因為在標準狀況下，我們是無法得到氣態(tài)水的。1mol任何氣體的體積若為22.4 L，它所處的狀況不一定就是標準狀況。根據(jù)溫度、壓強對氣體分子間平均距離的影響規(guī)律知，溫度升高一倍或壓強降低一半，分子間距將增大一倍；溫度降低一半或壓強增大一倍，分子間距將減小一半。由此可知，1 mol任何氣體在0 、101 kPa條件下的體積與273 、202kPa條件下的體積應相等，都約為22.4L。考點三

6、 阿伏加德羅定律及其推論1.阿伏加德羅定律：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數(shù)。即：T1=T2；P1=P2 ；V1=V2n1 = n2 2.阿伏加德羅定律的推論：PV = n RT 用此公式去推成正比還是成反比就可以了。另：同溫同壓下，同體積的任何氣體的質(zhì)量比等于它們的相對分子質(zhì)量之比，也等于它們的密度之比。m1/m2=M1/M2=1/2(注：以上用到的符號：為密度，p為壓強，n為物質(zhì)的量，M為摩爾質(zhì)量，m為質(zhì)量，V 為體積，T為溫度；上述定律及其推論僅適用于氣體，不適用于固體或液體。)考點四 混合氣體的平均摩爾質(zhì)量1.已知混合物質(zhì)的總質(zhì)量m(混)和總物質(zhì)的量n(混)：M(混)2.已知

7、混合物各成分的摩爾質(zhì)量和在混合體系內(nèi)的物質(zhì)的量分數(shù)或體積分數(shù)。M(混)M1×n1%M2×n2%M1×V1%M2×V2%3.已知標準狀況下混合氣體的密度：M(混)22.4(混)4.已知同溫同壓下與單一氣體A的相對密度：考點五 物質(zhì)的量濃度1.定義：以1L溶液里所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量來表示溶液的濃度叫做物質(zhì)的量濃度.符號為：cB；單位為： molL-12.表達式：cB=(n為溶質(zhì)B的物質(zhì)的量，單位為mol；V為溶液的體積，單位為L)特別提醒：1.理解物質(zhì)的量濃度的物理意義和相關的量。物質(zhì)的量濃度是表示溶液組成的物理量，衡量標準是單位體積溶液里所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量

8、的多少。這里的溶質(zhì)可以是單質(zhì)、化合物，也可以是離子或其他的特定組合，單位是mol；體積指溶液的體積而不是溶劑的體積，單位是L；因此，物質(zhì)的量濃度的單位是mol·L-1。2.明確溶液中溶質(zhì)的化學成分。求物質(zhì)的量濃度時，對一些特殊情況下溶液的溶質(zhì)要掌握清楚，如NH3溶于水得NH3·H2O，但我們習慣上認為氨水的溶質(zhì)為NH3；SO3溶于水后所得溶液的溶質(zhì)為H2SO4；Na、Na2O、Na2O2溶于水后所得溶液的溶質(zhì)為NaOH；CuSO4·5H2O溶于水后所得溶液溶質(zhì)為CuSO43.熟悉表示溶液組成的其他物理量。表示溶液組成的物理量除物質(zhì)的量濃度外，還有溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)、質(zhì)

9、量物質(zhì)的量濃度等。它們之間有區(qū)別也有一定的聯(lián)系，如物質(zhì)的量濃度（c）與溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)（）的關系為c=g·mL-1×1000mL·L-1×/Mg·mol-1?？键c六 物質(zhì)的量濃度溶液的配制1.物質(zhì)的量濃度溶液的配制步驟：（1）計算：如溶質(zhì)為固體時，計算所需固體的質(zhì)量；如溶液是液體時，則計算所需液體的體積。（2）稱量：用天平稱出所需固體的質(zhì)量或用量筒量出所需液體的體積。（3）溶解：把稱量出的溶質(zhì)放在燒杯中加少量的水溶解，邊加水邊震蕩。（4）轉(zhuǎn)移：把所得的溶解液用玻璃棒引流注入容量瓶中。（5）洗滌：用少量的蒸餾水洗滌燒杯和玻棒2-3次，把每次的洗滌液

10、一并注入容量瓶中。（6）定容：向容量瓶中緩緩注入蒸餾水至離容量瓶刻度線1-2cm處，再用膠頭滴管滴加蒸餾水至凹液面與刻度線相切。（7）搖勻：蓋好瓶塞，用食指頂住瓶塞，另一只手托住瓶底，反復上下顛倒搖勻，然后將所配的溶液倒入指定試劑瓶并貼好標簽。2.誤差分析：根據(jù)c=n/V =m/MV來判斷，看m、V是變大還是變小，然后確定c的變化。特別提醒：在配制物質(zhì)的量濃度的溶液時，按操作順序來講，需注意以下幾點：1.計算所用溶質(zhì)的多少時，以下問題要弄清楚：溶質(zhì)為固體時，分兩種情況：溶質(zhì)是無水固體時，直接用cB=n(mol)/V(L)=m(g)/M(g·mol1)/V(L)公式算m；溶質(zhì)是含結晶水

11、的固體時，則還需將無水固體的質(zhì)量轉(zhuǎn)化為結晶水合物的質(zhì)量。溶質(zhì)為濃溶液時，也分兩種情況：如果給定的是濃溶液的物質(zhì)的量濃度，則根據(jù)公式c(濃)×V(濃)=c(稀)×V(稀)來求V(稀)；如果給定的是濃溶液的密度()和溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)()，則根據(jù)c=g·mL-1×V(mL)×/Mg·mol-1/V(mL)來求V(mL)。所配溶液的體積與容量瓶的量程不符時：算溶質(zhì)時則取與實際體積最接近的量程數(shù)據(jù)做溶液的體積來求溶質(zhì)的多少，不能用實際量。如：實驗室需配制480mL1moL·L-1的NaOH溶液，需取固體NaOH的質(zhì)量應為20.0g，而不

12、是19.2g；因為容量瓶只能配制其規(guī)定量程體積的溶液，要配制符合要求的溶液時，選取的容量瓶只能是500 mL量程的容量瓶。故只能先配制500 mL溶液，然后再取出480mL。2.稱、量溶質(zhì)時，一要注意所測數(shù)據(jù)的有效性（即精度）。二要選擇恰當?shù)牧科?，稱量易潮解的物質(zhì)如NaOH時，應用帶蓋的稱量瓶（或小燒杯）快速稱量；量取液體時，量器的量程與實際體積數(shù)據(jù)相差不能過大，否則易產(chǎn)生較大誤差。3.容量瓶使用前要用蒸餾水洗滌23次；溶解或稀釋溶質(zhì)后要冷卻溶液至室溫；定容、搖勻時，不能用手掌貼住瓶體，以免引起體積的變化；搖勻后，如果液面降到刻度線下，不能向容量瓶中再加蒸餾水了，因為瓶塞、瓶口是磨口的，有少量

13、溶液殘留。4.定容時如果液面超過了刻度線或搖勻時灑出少量溶液，均須重新配制。第二章 化學物質(zhì)及其變化第一節(jié) 物質(zhì)分類考點一 物質(zhì)的組成 1.元素宏觀概念，說明物質(zhì)的宏觀組成。元素是質(zhì)子數(shù)相同的一類原子的統(tǒng)稱。質(zhì)子數(shù)相同的微粒不一定是同一種元素，因為微粒的含義要比原子廣泛。2.分子、原子、離子微觀概念，說明物質(zhì)的微觀構成。(1)分子是保持物質(zhì)化學性質(zhì)的一種微粒。（單原子分子、雙原子分子、多原子分子）(2)原子是化學變化中的最小微粒。（不是構成物質(zhì)的最小微粒）(3)離子是帶電的原子或原子團。（基：中性原子團）3.核素具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子 同位素具有相同質(zhì)子數(shù)和不同中子數(shù)的原

14、子互稱為同位素 同素異形體同種元素形成的結構不同的單質(zhì)特別提醒：離子基團定義帶電的原子或原子團化學中對原子團和基的總稱區(qū)別帶有正電荷或負電荷不帶電，為缺電子物質(zhì)，呈電中性聯(lián)系兩者通過得失電子可以互相轉(zhuǎn)化實例OH- NO2- Cl- CH3+-OH -NO2 -Cl -CH31.離子與基團：2.同位素與同素異形體：同位素同素異形體定義同種元素形成的不同種原子同種元素形成的不同種單質(zhì)區(qū)別是一種原子是一種單質(zhì)聯(lián)系同位素原子在一定條件下以一定的方式可構成同素異形體實例16O 和18O ；12C 和 14CO2和O3 ；金剛石和石墨 知識規(guī)律物質(zhì)到底是由分子、原子還是離子構成？這與物質(zhì)所屬的晶體類型有關

15、。如金剛石(C)、晶體Si都屬原子晶體,其晶體中只有原子；NaCl、KClO3屬離子晶體，其晶體中只有陰陽離子；單質(zhì)S、P4屬分子晶體,它們是由原子形成分子，進而構成晶體的。具體地：（1）由分子構成的物質(zhì)（分子晶體）：非金屬單質(zhì)：如H2、X2、O2、O3、N2、P4、S、C60、稀有氣體等非金屬氫化物：如HX、H2O、NH3、H2S等酸酐：如SO2、CO2、SO3、P2O5、N2O5 等酸類：如HClO4、HClO、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等有機物：如烴類、烴的衍生物、糖類、氨基酸等其它：如NO、N2O4、Al2Cl6等（2）由原子直接構成的物質(zhì)（原子晶體）：稀有氣體、金剛石、晶體

16、硅、二氧化硅、碳化硅、石墨（混合型晶體）等；（3）由陰陽離子構成的物質(zhì)（離子晶體）：絕大多數(shù)鹽、強堿、低價金屬氧化物。（4）由陽離子和自由電子構成的物質(zhì)（金屬晶體）：金屬單質(zhì)、合金考點二 物理變化和化學變化1.物理變化和化學變化的比較：（1）特征：有無新物質(zhì)生成（2）本質(zhì)：有無化學鍵的斷裂和形成（3）現(xiàn)象：物理變化大小、形狀、狀態(tài)改變化學變化發(fā)光、發(fā)熱、變色、析出沉淀等（4）典型實例：物理變化：升華 萃取 分液 蒸餾（分餾） 吸附 滲析 鹽析膠體聚沉 電泳 金屬導電 (11)焰色反應 （12）電離等化學變化：風化 裂化 硫化 老化 炭化 干餾 脫水 蛋白質(zhì)變性 水解 同素異形體互變 （11）電

17、解 (12)熔融鹽導電 (13)電解質(zhì)溶液導電 (14)水泥硬化等。2.化學之“化”風化-結晶水合物在自然條件下失去部分或全部結晶水的過程。催化-能改變反應速率，本身參與化學反應，但質(zhì)量和性質(zhì)在反應前后都不改變。歧化-同一物質(zhì)中同一元素且為同一價態(tài)原子間發(fā)生的氧化還原反應。酸化-向某物質(zhì)中加入稀酸使之呈酸性的過程。(酸性高錳酸鉀應用什么酸酸化？)鈍化-濃硫酸、濃硝酸在Fe Al等金屬表面氧化生成一種致密的氧化膜從而起到保護Fe Al等金屬的現(xiàn)象。水化-物質(zhì)與水作用的過程。氫化（硬化）-液態(tài)油在一定條件下與H2發(fā)生加成反應生成固態(tài)脂肪的過程。皂化-油脂在堿性條件下發(fā)生水解反應的過程。老化-橡膠、

18、塑料等制品露置于空氣中，因受空氣氧化、日光照射等作用而變硬發(fā)脆的過程。硫化-向橡膠中加硫，以改變其結構來改善橡膠的性能，減緩其老化速度的過程。裂化-在一定條件下，分子量大、沸點高的烴斷裂為分子量小、沸點低的烴的過程。酯化-醇與酸反應，生成酯和水的過程。硝化(磺化)-苯環(huán)上的H被-NO2或-SO3取代的過程?？键c三 物質(zhì)的分類 1.物質(zhì)的樹狀分類：（注意每一概念的定義）物質(zhì)單質(zhì)：金屬單質(zhì)、非金屬單質(zhì)（包括稀有氣體）混合物酸性氧化物 堿性氧化物兩性氧化物 不成鹽氧化物過氧化物氧化物氫化物酸、堿鹽 類：正鹽、酸式鹽、堿式鹽、復鹽純凈物 無機化合物化合物有機化合物：烴、烴的衍生物等特別提醒：1.純凈物

19、和混合物純凈物混合物有固定的組成和結構無固定的組成和結構有一定的熔沸點無一定的熔沸點保持一種物質(zhì)的性質(zhì)保持原有物質(zhì)各自性質(zhì)（1）常見混合物：分散系（如溶液、膠體、濁液等）；高分子（如蛋白質(zhì)、纖維素、聚合物、淀粉等）；（2）常見特殊名稱的混合物：石油、石油的各種餾分、煤、漂粉精、堿石灰、福爾馬林、油脂、天然氣、水煤氣、鋼鐵、黃銅（含Zn）、青銅（含Sn）、鋁熱劑、黑火藥等。2.化合物的分類標準有很多，還可以根據(jù)化學鍵的類型分為離子化合物和共價化合物、依據(jù)能否電離分為電解質(zhì)和非電解質(zhì)等。2.物質(zhì)的交叉分類（以氧化物為例）：金屬氧化物非金屬氧化物過氧化物、超氧化物（Na2O2 、KO2）酸性氧化物（

20、Mn2O7 、CrO3、SiO2）堿性氧化物（Na2O 、K2O）兩性氧化物（Al2O3 、ZnO）不成鹽氧化物（NO、CO）特別提醒：1.酸酐：通常所講酸酐是針對含氧酸而言的，對于一般的無機含氧酸來說，酸酐是酸中心元素的等價氧化物，如H2SO3SO2；HNO3N2O5 。對于某些有機酸，其酸酐中還含有其他元素，如醋酸酐(CH3CO)2CO；某些金屬元素也有相應的含氧酸，如HMnO4Mn2O7 ，H2CrO4CrO3；難溶性酸的酸酐一般不能直接與水化合，如SiO2。2.非金屬氧化物不一定是酸酐，酸酐也不一定是非金屬氧化物。3.過氧化物不是堿性氧化物（與水反應除了生成堿外還生成其它物質(zhì)如O2）3

21、.酸和鹽的分類(1)酸：根據(jù)分子中最多能夠電離出的H+ 數(shù)來分為一元酸、二元酸、三元酸、多元酸。HOPOHH O 如H3PO3其分子結構如圖，其中只有2個-OH直接與中心原子成鍵，最多可電離2個H+，故為二元酸。CH3COOH分子中雖有4個H，但根據(jù)-COOH數(shù)確定它為一元酸。(2)鹽：正鹽、酸式鹽、堿式鹽、復鹽如：H3PO4是三元酸，其鈉鹽有正鹽（Na3PO4）、酸式鹽（NaH2PO4）、（Na2HPO4）；H3PO3是二元酸，其鈉鹽有正鹽（Na2HPO3）、酸式鹽（NaH2PO3）考點四 溶液、飽和溶液、不飽和溶液1.溶液的概念：一種或幾種物質(zhì)分散到另一種物質(zhì)里形成的均一、穩(wěn)定的混合物。2

22、.溶液的組成:溶液=溶質(zhì)+熔劑 溶質(zhì)：被分散的物質(zhì)。如食鹽水中的NaCl；氨水中的NH3；碘酒中的I2 溶劑：溶質(zhì)分散其中的物質(zhì)。如食鹽水、氨水中的水；碘酒中的酒精3.溶解過程：溶質(zhì)分散到溶劑里形成溶液的過程叫溶解。物質(zhì)溶解時，同時發(fā)生兩個過程：溶解是一個物理、化學過程，并伴隨著能量變化，溶解時溶液的溫度是升高還是降低，取決于上述兩個過程中放出和吸收熱量的相對大小。如：濃硫酸稀釋溶液溫度升高，NH4NO3溶于水溶液溫度降低。4.溶解平衡在一定條件下，溶解速率等于結晶速率的狀態(tài)叫溶解平衡。溶解平衡是動態(tài)平衡，溶解和結晶仍在進行。達到溶解平衡的溶液是飽和溶液，它的濃度一定，未達到溶解平衡的溶液是不

23、飽和溶液，通過加入溶質(zhì)、蒸發(fā)溶劑、改變溫度等方法可使不飽和溶液成為飽和溶液。未溶解的固體溶質(zhì)溶液中的溶質(zhì)考點五 溶解度、溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)1.固體的溶解度(1)定義：在一定溫度下，某固態(tài)物質(zhì)在100g溶劑里達到飽和狀態(tài)時所溶解的質(zhì)量，叫做這種物質(zhì)在這種溶劑里的溶解度。注意點：一定溫度 100g溶劑 達到溶解平衡狀態(tài)（飽和狀態(tài)）單位是克(g)(2)有關關系式：S(溶解度)= 陡升型(KNO3)緩升型(NaCl)下降型(Ca(OH)2)S/gT/(3)溶解度曲線：溶解度曲線是溶解度隨溫度變化的一種表示方法。溶解度曲線可表示：同一物質(zhì)在不同溫度時的不同溶解度；不同物質(zhì)在同一溫度時不同溶解度；物質(zhì)溶解度受

24、溫度變化影響的大?。槐容^不同物質(zhì)的溶解度的大小。2.氣體的溶解度 在一定溫度和1.01×105Pa時，1體積溶劑里達到溶解平衡時溶解的氣體體積數(shù)（要換算成標準狀況時的氣體體積）。氣體溶解度隨溫度的升高而減小，隨壓強的增大而增大。3.溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)（a%）溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)=考點六 膠體及其性質(zhì)1.膠體的本質(zhì)特征：分散質(zhì)粒子的直徑大小在1nm100nm之間2.膠體的分類 氣溶膠霧、云、煙 按分散劑狀態(tài)分 液溶膠Fe(OH)3膠體、蛋白質(zhì)溶液膠體 固溶膠煙水晶、有色玻璃按分散質(zhì)分 粒子膠體分散質(zhì)微粒是很多分子或離子的集合體，如Fe(OH)3膠體 分子膠體分散質(zhì)微粒是高分子，如淀粉溶液，蛋白質(zhì)溶液

25、3.膠體的重要性質(zhì)丁達爾現(xiàn)象：光通過膠體時所產(chǎn)生的光亮的通路的現(xiàn)象。膠體的丁達爾現(xiàn)象是由于膠體微粒對光線的散射而形成的，溶液無此現(xiàn)象，故可用此法區(qū)別溶液和溶膠。布朗運動：膠體粒子所作的無規(guī)則的、雜亂無章的運動。布朗運動是分子運動的體現(xiàn)。電泳現(xiàn)象：在外加電場的作用下，膠粒在分散劑里向陰極或陽極作定向移動的現(xiàn)象。工業(yè)生產(chǎn)中可利用電泳現(xiàn)象來分離提純物質(zhì)。膠體微粒吸附的離子膠粒帶的電荷在電場中膠粒移動方向金屬氫氧化物、金屬氧化物陽離子正電荷陰極非金屬氧化物、金屬硫化物陰離子負電荷陽極例如：在電泳實驗中，F(xiàn)e(OH)3膠體微粒向陰極移動，使陰極附近顏色加深，呈深紅褐色。膠體的聚沉：一定條件下，使膠體粒子

26、凝結而產(chǎn)生沉淀。膠體聚沉的方法主要有三種：a.加入電解質(zhì) b.加入與膠粒帶相反電荷的另一種膠體 c.加熱。如：制皂工業(yè)生產(chǎn)中的鹽析，江河入?？谌侵薜男纬傻鹊?。滲析：依據(jù)分散系中分散質(zhì)粒子的直徑大小不同，利用半透膜把溶膠中的離子、分子與膠粒分離開來的方法。利用滲析可提純膠體。第二節(jié) 離子反應考點一 電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)1.電解質(zhì)、非電解質(zhì)電解質(zhì)非電解質(zhì)定義在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物在水溶液中和熔融狀態(tài)下均不能導電的化合物本質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠電離的化合物在水溶液中和熔融狀態(tài)下均不能發(fā)生電離的化合物導電實質(zhì)產(chǎn)生了自由移動的離子沒有產(chǎn)生自由移動的離子結構特點離子化

27、合物和某些具有極性鍵的共價化合物某些共價化合物共同點均為化合物注意點電解質(zhì)非、電解質(zhì)的區(qū)分與化合物的水溶性無關.舉例NaCl Ba(OH)2 CH3COOHCH3CH2OH C12H22O112.強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)強電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義在水溶液中能全部電離的電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)電離程度完全部分電離平衡不存在存在溶液中存在微粒種類水合離子、水分子水合離子、水分子弱電解質(zhì)分子電離過程不可逆、不存在電離平衡可逆、存在電離平衡相互關系均為電解質(zhì)。在相同條件下,強電解質(zhì)溶液的導電能力強于弱電解質(zhì)溶液電離方程式書寫規(guī)律用等號HnA=nH+An-用可逆符號,弱酸分步電離HnA H+ +HA(n

28、-1)-HA(n-1)- H+ +H2A(n-2)-舉例強酸：HCl H2SO4 HNO3 HClO4 HBr HI強堿：KOH NaOH Ba(OH)2等.絕大部分鹽：BaSO4 BaCl2. 等弱酸：CH3COOH HCN H2S H2CO3等弱堿：NH3H2O Cu(OH)2等.H2O及小部分鹽：(CH3COO)2Pb等.特別提醒：1.電解質(zhì)是指在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?。水溶液中或熔融狀態(tài)下，這兩者之間只需滿足一者就行了，但必須強調(diào)的是其本身能夠?qū)щ?，而不是反應的生成物。如SO2、SO3的水溶液雖然能導電，但它們都不是電解質(zhì)，原因是在溶液中真正起到導電作用的是它們與水反應的

29、生成物H2SO3、H2SO4，而不是它們自己本身。Na2O的水溶液的導電雖然也是它與水反應生成的NaOH導電，但因為其在熔融狀態(tài)下本身能夠?qū)щ?，所以Na2O是電解質(zhì)。2.電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物，單質(zhì)它既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。3.判斷某電解質(zhì)是強電解質(zhì)還是弱電解質(zhì)關鍵是看它在水溶液中電離時是完全電離還是部分電離，與其溶解度大小、導電能力強弱等因素無關?？键c二 離子方程式的書寫1.離子反應：指在溶液中（或熔化狀態(tài)下）有離子參加或離子生成的反應。2.離子方程式：用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子。3.離子方程式的書寫：（1）書寫規(guī)則：單質(zhì)、氧化物、不溶物、難電離的物質(zhì)（弱酸、弱堿及

30、水等）不能拆開來寫。如Cl2、Na2O等不可以拆開寫成Cl-、Na+、O2-；BaSO4不可以拆開寫成Ba2+、SO42-形式。易溶于水，易電離的物質(zhì)的離子符號的改寫同電離方程式中的離子形式。如NaHCO3改寫Na+、HCO3-；NaHSO4應改寫Na+,H+,SO42-微溶物，若出現(xiàn)在反應物中一般改寫成離子符號（懸濁液除外）；若出現(xiàn)在生成物中一般不改寫。固體與固體物質(zhì)反應不寫離子方程式。如實驗室制取NH3的離子方程式為：2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3+2H2O濃H2SO4、濃H3PO4一般不拆開寫成離子形式；HCl、HNO3無論濃稀，均應改寫成離子符號。如Cu片與濃H2S

31、O4反應的離子方程式為：Cu+2H2SO4（濃）=CuSO4+SO2+2H2O（2）書寫步驟（以CuSO4溶液與BaCl2 溶液反應為）寫出反應的化學方程式：CuSO4+BaCl2=CuCl2+BaSO4把易溶于水、易電離的物質(zhì)拆開寫成離子形式，難溶的物質(zhì)或難電離的物質(zhì)以及氣體等仍用化學式來表示。上述化學方程式可改寫成：Cu2+SO42-+Ba2+ +2Cl- =Cu2+2Cl-+BaSO4刪去方程式兩邊不參加反應的離子符號：Ba2+ + SO42- =BaSO4檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否相等。特別提醒： 常見離子方程式的書寫錯誤（1）不配平（一般表現(xiàn)為等式兩邊原子不守恒

32、或電荷數(shù)不守恒）。如Fe3+Cu =Cu2+Fe2+； Na+H2O=Na+OH-+H2 （2）該改的不改或不該改的改了。如Na2O溶于水：O2- + H2O = 2OH-；大理石和稀鹽酸反應：CO32-+2H+=CO2+H2O；醋酸銨溶液與燒堿溶液共熱：CH3COONH4+OH- =CH3COO-+ NH3+H2O；乙醛做銀鏡反應：CH3CHO+2Ag(NH3)2OHCH3COO-+NH4+2Ag+3NH3+H2O等等（3）與反應事實不相符合。如鐵片溶于稀HCl：2Fe+6H+ =2Fe3+ 3H2；鋁條溶于稀HNO3：2Al+6H+ = 2Al3+3H2（4）不是離子反應的寫離子方程式。離

33、子反應發(fā)生在水溶液中或熔融狀態(tài)下，否則就不能寫離子方程式。如濃硫酸與食鹽共熱制HCl；濃硫酸與Cu共熱制SO2；實驗室制CH4和NH3等都無離子方程式。（5）亂用、 符號。如FeCl3溶液的水解：Fe3+ + 3H2O = Fe(OH)3+ 3H+；F2通入水中：2F2+2H2O=4HF+O2；Na2CO3的水解：CO32-+H2O=HCO3-+OH-（6）多步水解或電離的方程式一步完成或水解與電離方程式分不清楚。如Na2S溶于水：S2-+2H2O H2S +2OH- ；H2S溶于水：H2S 2H+ + S2-。（7）漏寫一種產(chǎn)物。如CuSO4溶液與Ba(OH)2溶液混合：Ba2+SO42-=

34、BaSO4；Ba(OH)2溶液中滴加稀H2SO4：H+ + OH- = H2O。（8）隨便約簡或不約簡。如Ba(OH)2溶液不斷滴加稀H2SO4：Ba2+H+OH-+SO42-=BaSO4+ H2O；Al2(SO4)3溶液中加氨水：2Al3+ +6NH3·H2O=2Al(OH)3+6NH4+考點三 溶液中的離子共存1.離子共存條件：同一溶液中若離子間符合下列任意一個條件就會發(fā)生離子反應，它們之間便不能在溶液中大量共存。生成難溶物或微溶物：如：Ba2+與CO32-，Ag+與Br-，Ca2+與SO42-等不能大量共存。生成氣體或揮發(fā)性物質(zhì)：如：NH4+與OH-，H+與CO32-、HCO3

35、-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等不能大量共存。生成難電離物質(zhì)：如：H+與CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-等因生成弱酸不能大量共存；OH-與NH4+因生成的弱堿不能大量共存；H+與OH-生成水不能大量共存。發(fā)生氧化還原反應：氧化性離子(如Fe3+、NO3-、ClO-、MnO4-(H+)等)與還原性離子(如S2-、I-、Fe2+、SO32-等)不能大量共存。2.附加隱含條件的應用規(guī)律：溶液無色透明時，則溶液中一定沒有有色離子，如Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-強堿性溶液中肯定不存在與OH-反應的離子，如Fe3+、 Fe2+、HCO3-、NH4+、Al3+強酸性溶液

36、中肯定不存在與H+反應的離子,如HCO3-、CO32-、S2-、CH3COO-、AlO2-第三節(jié) 氧化還原反應考點一 氧化還原反應、氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物概念定義注意點氧化反應物質(zhì)失去電子的反應物質(zhì)失去電子的外部表現(xiàn)為化合價的升高還原反應物質(zhì)得到電子的反應物質(zhì)得到電子的外部表現(xiàn)為化合價的降低被氧化元素失去電子的過程元素失去電子的外部表現(xiàn)為化合價的升高被還原元素得到電子的過程元素得到電子的外部表現(xiàn)為化合價的降低氧化產(chǎn)物通過發(fā)生氧化反應所得的生成物氧化還原反應中，氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物可以是同一種產(chǎn)物，也可以是不同產(chǎn)物，還可以是兩種或兩種以上的產(chǎn)物。如反應4FeS2+11O2=2Fe2O3

37、+8SO2中，F(xiàn)e2O3和SO2均既為氧化產(chǎn)物，又為還原產(chǎn)物。還原產(chǎn)物通過發(fā)生還原反應所得的生成物氧化劑得到電子的反應物常見氧化劑：(1)活潑的非金屬單質(zhì)；如鹵素單質(zhì)(X2)、O2、S等(2)高價金屬陽離子；如Fe3+、Cu2+等(3)高價或較高價含氧化合物；如MnO2、濃H2SO4、HNO3、KMnO4等(4)過氧化物；如Na2O2、H2O2等還原劑失去電子的反應物常見還原劑：活潑或較活潑的金屬；如K、Na、Zn、Fe等一些非金屬單質(zhì)；如H2、C、Si等較低態(tài)的化合物；CO、SO2、H2S、Na2SO3、FeSO4氧化性得到電子的能力物質(zhì)的氧化性、還原性的強弱與其得失電子能力有關，與得失電子

38、的數(shù)目無關。還原性失去電子的能力知識規(guī)律還原性 化合價升高 弱氧化性變化 產(chǎn)物反應物還原劑 氧化反應 氧化產(chǎn)物變化氧化劑 還原反應 還原產(chǎn)物 氧化性 化合價降低 弱還原性考點二 物質(zhì)的氧化性強弱、還原性強弱的比較。氧化性得電子性，得到電子越容易氧化性越強還原性失電子性，失去電子越容易還原性越強由此，金屬原子因其最外層電子數(shù)較少，通常都容易失去電子，表現(xiàn)出還原性，所以，一般來說，金屬性也就是還原性；非金屬原子因其最外層電子數(shù)較多，通常都容易得到電子，表現(xiàn)出氧化性，所以，一般來說，非金屬性也就是氧化性。1.根據(jù)金屬活動性順序來判斷:一般來說，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越容易，其陽離子得電

39、子還原成金屬單質(zhì)越難，氧化性越弱；反之，越不活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越難，其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越容易，氧化性越強。2.根據(jù)非金屬活動性順序來判斷:一般來說，越活潑的非金屬，得到電子還原成非金屬陰離子越容易，其陰離子失電子氧化成單質(zhì)越難，還原性越弱。3.根據(jù)氧化還原反應發(fā)生的規(guī)律來判斷: 氧化還原反應可用如下式子表示：規(guī)律：反應物中氧化劑的氧化性強于生成物中氧化產(chǎn)物的氧化性，反應物中還原劑的還原性強于生成物中還原產(chǎn)物的還原性。4.根據(jù)氧化還原反應發(fā)生的條件來判斷: 如：Mn02+4HCl(濃) MnCl2+C12+2H20 2KMn04+16HCl(濃)=2MnCl2+5C12

40、+8H2O 后者比前者容易(不需要加熱)，可判斷氧化性 KMn04>Mn025.根據(jù)反應速率的大小來判斷:如:2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快）， 2H2SO3+O2=2H2SO4（慢）， ，其還原性: Na2SO4>H2SO3>SO26.根據(jù)被氧化或被還原的程度來判斷:如：， 即氧化性:。又如:，即有還原性:。7.根據(jù)原電池的正負極來判斷：在原電池中，作負極的金屬的還原性一般比作正極金屬的還原性強。8.根據(jù)電解池中溶液里陰、陽離子在兩極放電順序來判斷。如:Cl-失去電子的能力強于OH-，還原性:。9.根據(jù)元素在周期表中位置判斷：(1)對同一周期金屬而言，從左到右其金

41、屬活潑性依次減弱。如Na、Mg、A1金屬性依次減弱，其還原性也依次減弱。(2)對同主族的金屬而言，從上到下其金屬活潑性依次增強。如Li、Na、K、Rb、Cs金屬活潑性依次增強，其還原性也依次增強。（3）對同主族的非金屬而言，從上到下其非金屬活潑性依次減弱。如F、Cl、Br、I非金屬活潑性依次減弱，其氧化性也依次減弱。10.根據(jù)（氧化劑、還原劑）元素的價態(tài)進行判斷：元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，處于中間價態(tài)既有氧化又有還原性。一般來說，同種元素價越高，氧化性越強；價越低還原性越強。如氧化性:Fe3+>Fe2+>Fe,S(+6價)>S(+4價)等，還原性:H2S&g

42、t;S>SO2，但是，氧化性：HClO4< HClO34< HClO24< HClO。注意：物質(zhì)的氧化性、還原性不是一成不變的。同一物質(zhì)在不同的條件下，其氧化能力或還原能力會有所不同。如：氧化性：HNO3（濃）HNO3（?。?；Cu與濃H2SO4常溫下不反應，加熱條件下反應；KMnO4在酸性條件下的氧化性比在中性、堿性條件下強。原子的氧化性一般都強于分子的氧化性。如：氧化性等。考點三 氧化還原反應方程式的配平方法1.配平原則：電子守恒、原子守恒、電荷守恒2.配平步驟（以高錳酸鉀和濃鹽酸反應制氯氣為例）：標出化合價變化了的元素的化合價。如：+7 -1 +4 0KMnO4+H

43、Cl=KCl+MnCl2+Cl2+H2O根據(jù)元素存在的實際形式調(diào)整發(fā)生了氧化還原反應的物質(zhì)的系數(shù)，使之成11的關系。如：+7 -1 +4 0KMnO4+2HCl=KCl+MnCl2+Cl2+H2O調(diào)整系數(shù)，使化合價升降總數(shù)相等?；蟽r 5× KMnO4+2HCl=KCl+MnCl2+Cl2+H2O化合價2×根據(jù)化合價升降總數(shù)相等確定發(fā)生氧化還原反應的物質(zhì)的化學計量數(shù)。如：2KMnO4+10HCl=KCl+2MnCl2+5Cl2+H2O利用元素守恒，用觀察方法配平?jīng)]有參加氧化還原反應的其他物質(zhì)的系數(shù)。如：2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O檢查

44、方程式兩邊各原子的個數(shù)是否相等，離子方程式還要檢查方程式兩邊的離子所帶的電荷數(shù)是否相等。考點四 電子轉(zhuǎn)移守恒應用電子轉(zhuǎn)移守恒法是依據(jù)氧化劑與還原劑得失電子數(shù)目相等這一原則進行計算的。電子轉(zhuǎn)移守恒法是氧化還原反應計算的最基本的方法。 轉(zhuǎn)移的電子數(shù)與化學方程式計量數(shù)成比例。表示方法：單線橋： 雙線橋： 2e- 失去2xe- -1 0 -1 0 0 -12 KBr + Cl2=Br2+2KCl 2 KBr + Cl2 = Br2+2KCl 得到2xe- 第三章 金屬及其化合物第一節(jié) 鈉及其化合物考點一 鈉1鈉的物理性質(zhì)：銀白色、有金屬光澤的固體，熱、電的良好導體，質(zhì)軟、密度比水小、熔點低。2鈉的化學

45、性質(zhì)鈉與水反應：現(xiàn)象及解釋：?。ㄕf明鈉的密度比水的密度?。蝗郏ㄕf明鈉的熔點低；該反應為放熱反應）；游（說明有氣體產(chǎn)生）；響（說明反應劇烈）；紅（溶液中滴入酚酞顯紅色；說明生成的溶液顯堿性）?；瘜W方程式為： 2Na+2H2O=2NaOH+H2；離子方程式為：2Na+2H2O=2Na+ +2OH-+H2。與氧氣反應：4Na+O2=2Na2O；2Na+O2Na2O2。3鈉的用途：制取納的重要化合物；作為中子反應堆的熱交換劑；冶煉鈦、鈮、鋯、釩等金屬；鈉光源?？键c二 氧化鈉及過氧化鈉氧化鈉與水反應：Na2O+H2O=2NaOH氧化鈉與二氧化碳反應：Na2O+CO2=Na2CO3過氧化鈉與水反應：2N

46、a2O2+2H2O=4NaOH+O2 （固體增重質(zhì)量為H的質(zhì)量）過氧化鈉與二氧化碳反應：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2（固體增重的質(zhì)量為CO的質(zhì)量）考點三 碳酸鈉與碳酸氫鈉的比較名稱碳酸鈉碳酸氫鈉化學式Na2CO3NaHCO3俗名純堿 蘇打小蘇打顏色、狀態(tài)白色固體白色晶體溶解性易溶于水易溶于水，溶解度比碳酸鈉小熱穩(wěn)定性較穩(wěn)定，受熱難分解2NaHCO3 Na2CO3 +H2O+CO2與鹽酸反應Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2比Na2CO3劇烈NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2與NaOH反應NaHCO3+NaOH= Na2CO3+H2O相互轉(zhuǎn)化除雜：Na

47、2CO3固體（NaHCO3）【充分加熱】；Na2CO3溶液（NaHCO3）【NaOH溶液】。 鑒別碳酸鈉和碳酸氫鈉兩種固體的方法：加熱出現(xiàn)氣體是碳酸氫鈉；加酸先出現(xiàn)氣體的是碳酸氫鈉，開始沒氣體后出現(xiàn)氣體的是碳酸鈉。但不能用澄清石灰水鑒別。第二節(jié) 鋁及其化合物考點一 鋁鋁是地殼中含量最多的金屬元素，主要是以化合態(tài)存在，鋁土礦主要成分是：Al2O3。（1）物理性質(zhì)：銀白色金屬固體，密度270g/cm3較強的韌性、有良好的延展性、導熱、導電性。（2）化學性質(zhì)：鋁是比較活潑的金屬，具有較強的還原性。與氧氣反應常溫下與空氣中的氧氣反應生成堅固的氧化膜，所以鋁有良好的抗腐蝕能力：4Al+3O2=2Al2O

48、3。與非氧化性酸反應2Al+6HCl=2AlCl3+3H2；2Al+3H2SO4=Al2（SO4）3+3H2常溫下鋁、鐵與濃硫酸、濃硝酸鈍化。與強堿反應2Al + 2 NaOH + 2H2O=2NaAlO2+3H2鋁熱反應：2Al+ Fe2O3 2Fe + Al2O3 焊接鐵軌,制難熔金屬?？键c二 鋁的化合物1Al2O3 （兩性氧化物） 與硫酸反：Al2O3+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2O；離子反應方程式：Al2O3+6H+=2 Al3+3H2O與氫氧化鈉反應：Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O；離子反應方程式：Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O 2Al(OH)

49、3 （兩性氫氧化物）與鹽酸反應：Al（OH）3+3HCl=AlCl3+3H2O；離子反應方程式: Al(OH)3 +3H+=Al3+3H2O與氫氧化鈉反應：Al(OH)3 +NaOH=NaAlO2+2H2O；離子反應方程式: Al(OH)3 +OH-=AlO2-+2H2O受熱分解 2 Al(OH)3 Al2O3+3H2OAl(OH)3實驗室制取：常用鋁鹽與足量氨水反應化學反應方程式：AlCl3+ 3(NH3·H2O)= Al(OH)3 +3NH4Cl離子反應方程式：Al3+ 3(NH3·H2O)= Al(OH)3+3NH4+3明礬：十二水合硫酸鋁鉀KAl(SO4)2

50、3;12H2O 易溶于水，溶于水后顯酸性，是因為：Al3+3H2O=Al(OH)3+3H+，因此明礬常用作凈水劑，是因為鋁離子水解生成氫氧化鋁、而氫氧化鋁具有吸附性，吸附水中的懸浮物而使其下沉。 考點三 鋁及鋁的化合物之間的轉(zhuǎn)化關系 過量氨水/少量NaOH HCl AlCl3 Al(OH)3Al2O3 電解 Al HCl NaOH 過量CO2O2 NaOH 或少量HClNaAlO2第三節(jié) 鐵 銅及其重要化合物考點一 “鐵三角”及其應用由于Fe是變價元素，在反應中可以失去2個電子，也可以失去3個電子，所以呈不同的價態(tài)。鐵遇弱氧化劑(如S、H+、Cu2+、I2等)時，鐵只能失去最外層的 2個 電子

51、，而生成 +2 價鐵的化合物，當遇到強氧化劑(如Cl2、Br2、HNO3等)時，鐵原子可以再失去次外層上的3個電子而生成 +3 價鐵的化合物。并且 +3 價比 +2 價穩(wěn)定。鐵三角”指的是Fe、Fe2+、Fe3+三者相互轉(zhuǎn)化的三角關系，具體應用有以下幾個方面：1共存問題（1）Fe2+在酸性條件下不能與強氧化性離子共存，如：NO3-、MnO4-、ClO- 等。不能與發(fā)生復分解和雙水解反應的離子共存，如：OH-、CO32-、HCO3-、S2-、SO32-等。（2）Fe3+：不能與還原性離子共存，如：I-、S2-、SO32-等。不能與發(fā)生復分解和雙水解反應的離子共存，如：OH-、CO32-、HCO3

52、-、AlO2-等；不能與SCN-共存；不能與苯酚共存。2分離與提純（1）FeCl2（雜質(zhì)FeCl3），加入鐵釘或鐵粉后過濾。（2）FeCl3（雜質(zhì)FeCl2），通入Cl2或滴加氯水或加入“綠色”氧化劑 H2O2： 2Fe2+H2O2+2H+2 Fe3+2H2O3制備物質(zhì)（1）工業(yè)冶煉鐵，如：Fe3O4+4CO3Fe+4CO2（2）制取氫氧化亞鐵實驗原理：FeSO4 + 2NaOHFe(OH)2+ Na2SO4實驗現(xiàn)象：生成灰白色沉淀，迅速轉(zhuǎn)化為灰綠色，最后變成紅褐色。要制得白色的Fe(OH)2沉淀，要注意以下幾點：硫酸亞鐵溶液中不能含有Fe3+，因此，硫酸亞鐵溶液應是 新制備的 。實驗用的氫氧化鈉溶液，溶解亞鐵鹽的蒸餾水應煮沸，以除去溶解在水中的氧氣。實驗時，用長膠頭滴管吸取氫氧化鈉溶液后，把滴管插入硫酸亞鐵溶液的底部，再輕輕擠膠頭滴管的膠頭，逐滴加入氫氧化鈉溶液，這時就會析出Fe(OH)2白色絮狀沉淀。特別提醒：Fe(OH)2制備的方法很多，核心問題兩點，一是溶液中的溶解氧必須除去，二是反應過程必須與O2隔絕?？键c二 金、銀、銅等金屬材料1物理性質(zhì)特性：金是 黃 色金屬；銀是 白 色金屬；銅是 紫紅 色金屬。共性：硬度較小，熔點較高，密度較大，有金屬光澤、良好的延展性、導電和導熱性。2化學性質(zhì)：金、銀、銅