高考化学一轮复习笔记（详细）
必须掌握的化学思想与化学方法
1、 整体性原则：
——学会从整体出发，全面考虑问题； 2、 守恒意识：
——三大守恒内容：①质量守恒；②电荷守恒；③得失电子守恒 3、平衡意识：
——勒夏特列原理适用于一切平衡体系（化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡等） 4、合理性原则
——要学会运用常识、常理解题，要学会识别社会常理。杜绝不合逻辑的常识性错误 5、绿色化学思想
——①原子经济性；②杜绝污染源 6、组成分析
——组合与拆分；反应物、生成物的分子组成变化 7、特征反应（关注典型反应） ——解决问题的突破口；题眼、关键字 8、具体化
——可使问题意外地简单
化学知识体系网络
第一部分 基本概念与基本理论
(一) 物质的组成
1、 分子和由分子构成的物质
⑴分子是构成物质的一种能独立存在的微粒，它保持着这种物质的化学性质
分子有一定的大小和质量；分子间有一定距离；分子在不停地运动着（物理变化是分子运动状态改变的结果）；分子间有分子间作用（范德华力）。
⑵由分子构成的物质（在固态时为分子晶体）。
一些非金属单质（如H 2、O 2、Cl 2、S 、惰性气体等）；气态氢化物；酸酐（SiO 2除外）；酸类和大多数有机物等。
2、 原子和由原子构成的物质
⑴原子是参加化学变化的最小微粒。化学反应的实质是原子的拆分和化合，是原子运动形态的变化 原子有一定的种类、大小和质量；由原子构成的物质中原子间也有一定间隔；原子不停地运动着；原子间有一定的作用力。
⑵由原子构成的物质（固态时为原子晶体）。 金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅（SiC ）等。 3、 离子和由离子构成的物质
＋＋＋＋
⑴离子是带有电荷的原子或原子团。带正电荷的阳离子如Na 、Fe 3、H 3O 、NH 4、
＋－————
[Ag(NH3) 2]等；带负电荷的阴离子如Cl 、S 2、OH 、SO 42、[Fe(CN)6]3 等。 ⑵由离子构成的物质（固态时为离子晶体）。 绝大多数盐类（AlCl 3等除外）；强碱类和低价金属氧化物等是由阳离子和阴离子构成的化合物。
【注意】离子和原子的区别和联系：离子和原子在结构（电子排布、电性、半径）和性质（颜色，对某物质的不同反应情况，氧化性或还原性等）上均不相同。 －－
得 ne
得 ne
阳离子
失－原子 ne－阴离子（简单阳、阴离子） ne失
(二) 物质的分类 1、 元素
⑴元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称（元素的种类是由核电荷数或质子数决定的）。
人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，同一元素的不同核素之间互称为同位素。
⑵元素存在状态
① 游离态——在单质中的元素
由同种元素形成的不同单质——同素异形体，常有下列三种形成方式： 组成分子的原子个数不同：如O 2、O 3；白磷（P 4）和红磷等 晶体晶格的原子排列方式不同：如金刚石和石墨 晶体晶格的分子排列方式不同：如正交硫和单斜硫 ② 化合态的元素——在化合物中的元素
【注意】元素和原子的区别，可从概念、含义、应用范围等方面加以区别。 (三) 物质的性质和变化
(四) 氧化还原反应
1、氧化还原反应的特征：元素化合价有无升降，这是判断是否是氧化还原反应的依据。 2、氧化还原反应各概念间的关系 可用以下两条线掌握概念
−→氧 升−−−→失−−−→还−−−→氧−−−−−→ 还−−−
元素化合 原子失去 物质是 还原剂具 元素被 还原剂的产物
价升高 电子 还原剂 有还原性 氧化 是氧化产物
−→还 降−−−→得−−−→氧−−−→还−−−−−→ 氧−−−
元素化合 原子得到 物质是 氧化剂具 元素被 氧化剂的产物
价降低 电子 氧化剂 有氧化性 还原 是还原产物 3、物质有无氧化性或还原性及其强弱的判断 ⑴物质有无氧化性或还原性的判断
＋
元素为最高价态时，只具有氧化性，如Fe 3、H 2SO 4分子中＋6价硫元素；元素为最低价态只具有还
—
原性，如Fe 、S 2等；元素处于中间价态既有氧化性又具有还原性，如Fe 2+、SO 2、S 等。 ⑵物质氧化性或还原性相对强弱的判断
① 由元素的金属性或非金属性比较
金属阳离子的氧化性随单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性由强到弱的顺序是：Ag ＋＋＋＋
＞Cu 2＞Al 3＞K 。
非金属阴离子的还原性随单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性由强到弱的顺序是：I －－－－
＞Br ＞Cl ＞F 。
② 由反应条件的难易比较
不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，氧化性越强。如F 2和H 2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而I 2与H 2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而F 2的氧化性比I 2强。
不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强，如有两种金属M 和N 均能与水反应，M 在常温下能与水反应产生氢气，而N 需在高温下才能与水蒸气反应，由此判断M 的还原性比N 强。 ③由氧化还原反应方向比较
−−→氧化产物a ＋还原产物b ，则： 还原剂A ＋氧化剂B −−
氧化性：B ＞a 还原性：A ＞b
＋＋－
如：由2Fe 2＋Br 2＝＝＝ 2Fe 3＋2Br
＋＋－
可知氧化性：Br 2＞Fe 3；还原性：Fe 2＞Br
④当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱。
一般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。同理当不同氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为FeCl 3，而硫只能把铁氧化为FeS ，由此说明氯气的氧化性比硫强。
【注意】还原性的强弱是指物质失电子能力的强弱，与失电子数目无关。如Na 的还原性强于Al ，而
失 e－
Na Na ，Al
＋
失 3e－
Al 3，Al 失电子数比Na 多。
＋
得 2e－
同理，氧化性的强弱是指物质得电子能力的强弱，与得电子数目无关。如氧化性F 2＞O 2，则F 22F ，O 2
－
得 4e－
2O 2，O 2得电子数比F 2多。
—
4、 氧化还原方程式配平
原理：氧化剂所含元素的化合价降低（或得电子）的数值与还原剂所含元素的化合价升高（或失电子）的数值相等。
步骤Ⅰ：写出反应物和生成物的分子式，并列出发生氧化还原反应元素的化合价（简称标价态） 步骤Ⅱ：分别列出元素化合价升高数值（或失电子数）与元素化合价降低数值（或得电子数）。（简称定得失）
步骤Ⅲ：求化合价升降值（或得失电子数目）的最小公倍数。配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。
步骤Ⅳ：用观察法配平其他物质的系数。 (五) 离子反应
1、离子反应发生条件
离子反应发生条件（即为离子在溶液中不能大量共存的原因）： ⑴离子间发生复分解反应 ① 有沉淀生成。不溶于水的化合物可依据书后物质的溶解性表判断，还有以下物质不溶于水：CaF 2、CaC 2O 4
（草酸钙）等。
－＋
② 有气体生成。如CO 32＋2H ＝＝＝ CO 2↑＋H 2O ③ 有弱电解质生成。如弱碱 NH 3·H 2O ；弱酸 HF 、HClO 、H 2S 、H 3PO 4等；还有水、(CH3COO) 2Pb 、[Ag(NH3) 2]
＋＋
、[Fe(SCN)]2等难电离的物质生成。 ⑵离子间发生氧化还原反应：
＋－＋－＋
如：Fe 3与I 在溶液中不能共存，2 Fe3＋2I ＝＝＝ 2Fe 2＋I 2 －－＋－－＋S 2、SO 32、H 三种离子在溶液中不能共存，2 S2＋SO 32＋6H ＝＝＝ 3S ↓＋3H 2O 等 2、 书写离子方程式应注意的问题
① 没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。
如：Cu ＋H 2SO 4(浓) ；NH 4Cl （固）＋Ca(OH)2；C ＋H 2SO 4(浓) 反应；NaCl （固）＋H 2SO 4(浓) ，均因无自由移动离子参加反应，故不可写离子方程式。
②有离子生成的反应可以写离子方程式，如钠和水、铜和浓硫酸、SO 2通入溴水里、碳酸钙溶于乙酸等。 ③单质、氧化物在离子方程式中一律写成化学式。
－－－－
如：SO 2和NaOH 溶液反应：SO 2 ＋2OH ＝＝＝ SO 32＋H 2O 或 SO 2＋OH ＝＝＝ HSO 3 ④酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如NaHCO 3溶液和稀盐酸反应：
－＋
HCO 3＋H ＝＝＝ H 2O ＋CO 2↑
＋
⑤操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同。例如 Ca(OH)2中通入少量CO 2，离子方程式为：Ca 2
－－－
＋2OH ＋CO 2＝＝＝ CaCO 3↓＋H 2O ；Ca(OH)2中通入过量CO 2，离子方程式为：OH ＋CO 2＝＝＝ HCO 3。 ⑥对于生成物是易溶于水的气体，要特别注意反应条件。
如NaOH 溶液和NH 4Cl 溶液的反应，当浓度不大，又不加热时，离子方程式为：
NH 4＋OH ＝＝＝ NH 3· H 2O ；当为浓溶液，又加热时离子方程式为：NH 4＋OH
＋－＋－
△
NH 3↑＋H 2O
⑦对微溶物（通常指CaSO 4、Ca(OH)2、Ag 2SO 4、MgCO 3等）要根据实际情况来判断。
＋－
当反应里有微溶物处于溶液状态时，应写成离子，如盐酸加入澄清石灰水：H ＋OH ＝＝＝ H 2O ；当反应里有微溶物处于浊液或固态时，应写化学式，如在石灰乳中加入Na 2CO 3溶液：Ca(OH)2
－－
＋CO 32＝＝＝ CaCO 3＋2OH ；在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示，如Na 2SO 4溶液中加入
＋－
AgNO 3溶液：2Ag ＋SO 42＝＝＝Ag 2SO 4↓。对于中强酸（H 3PO 4、H 2SO 3等）在离子方程式中写化学式。 ⑧具有强氧化性的微粒与强还原性微粒相遇时，首先要考虑氧化——还原反应，不能只简单地考虑复分解反应。
3、 离子在溶液中不能大量共存几种情况
＋—
⑴H 与所有弱酸阴离子和OH 不能大量共存，因生成弱电解质（弱酸）和水。
－＋
⑵OH 与所有弱碱阳离子、H 、弱酸的酸式酸根离子不能大量共存，因生成弱碱、弱酸盐和水。 ⑶能发生复分解反应生成弱电解质、沉淀和气体者不能大量共存。
＋、－＋—＋－－＋
⑷能发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如Fe 3与S 2，Fe 2与NO 3（H ），S 2与SO 32（H ）等。
－－－－＋＋
⑸某些弱酸根与弱碱根不能大量共存，如S 2、HCO 3、AlO 2、CO 32与Fe 3、Al 3等不共存。
＋—＋
⑹发生络合反应的离子不能大量共存，如 Fe 3与SCN 、Ag 与NH 3· H 2O 。
＋－－－
⑺Al 3与AlO 2、NH 4+与AlO 2、NH 4+与SiO 32不能大量共存。
＋＋－＋
⑻注意有色离子（有时作为试题附加条件）：Cu 2（蓝色）、Fe 3（棕黄色）、MnO 4（紫色）、Fe(SCN)2（红色）等。 (六) 化学反应中的能量变化 1、热化学方程式
⑴概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式。 ⑵书写热化学方程式时注意事项。
①△H 写在方程式右边或下边，两者之间用“；”隔开，放出热量△H 为“－”，吸收热量△H 为“＋”。 ②要注明反应物和生成物的状态。固体用符号符号“s ”表示、液体用符号“l ”表示，气体用符号“g ”表示。
③热化学方程各物质前的化学计量数表示物质的量的多少，因此，它可以是整数，也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，△H 也不同。 2、反应热的有关计算
⑴反应热＝物质的量×1mol 物质反应吸收或放出的热 ⑵反应热＝反应物的总键能－生成物的总键能
⑶根据盖斯定律：如果一个反应可以分几步进行，各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热相同。
⑷某种物质的状态或晶型不同会引起反应热的差异，根据盖斯定律，可将热化学方程式进行“加减”后，根据反应过程的反应热比较其大小。
⑸物质的量不同引起的反应热差异，可根据反应热的物质的量之间的正比例关系比较。 (七) 物质的量
1、物质的量及其单位——摩尔（mol ）
⑴物质的量是七个基本的物理量之一。它的物理意义是含一定数目粒子的集体，符号为n 。
物质的量的单位为摩尔，简称摩，符号为mol 。物质的量和摩尔的关系正如时间和秒、长度和米、电流和安培的关系，不能混用。
⑵使用物质的量及其单位时的注意事项
①“物质的量”四个字是一个整体，不能拆开，如“时间”拆开表明的意义也就变了。写成“物质的质量”、“物质量”、“物质的数量”也都不对。不能理解为物质的数量或质量。
②摩尔是用来表示微观粒子（原子、分子、离子、质子、中子、电子等）或它们特定组合的物质的量的单位，它不能用来表示宏观物体，如不能说1mol 苹果等。
③使用摩尔时，应注明粒子的化学式，而不能用该粒子的中文名称。目的是避免指代不清引起混淆。例如：使用1mol 氧就会含义不清，究竟是指1mol O还是 1mol O2呢？ 2、阿伏加德罗定律及其重要推论 ⑴决定物质体积大小的因素（1mol ）
1摩固体、液体体积不同，因为固体、液体里分子、原子、离子间距离小，其体积主要决定于构成物质的这些微粒的直径大小，而不同的分子、原子、离子的直径大小不同，因而所占体积不同。
气体分子间距离较大，气体体积主要取决于分子间的平均距离，而这平均距离又主要取决于气体的压强与温度，因此当温度、压强相同时，气体分子间平均距离大致相同，其所占体积相同。 ⑵阿伏加德罗定律：在相同温度、压强下，同体积的气体中含有相同分子数
定义中的“四个同”，如有“三个同”成立，第四个“同”才能成立。 3、阿伏加德罗定律推论： 同温、同压：
V 1V 2
P 1P 2
2
2
N 1N 2
N 1N 2
同温、同体积：V 1V 2 m
1
m 2
1 2
ρ 1
ρ1ρ2
(八) 溶液和胶体 胶体 ⑴定义
－－
分散质微粒的直径大小在109～107 m 之间的分散系叫胶体。 ⑵胶体的类型
气溶胶：烟、云、雾。
液溶胶：AgI 水溶胶、Fe(OH)3等。 固溶胶：烟水晶、有色玻璃等。 ⑶渗析
因胶体粒子不能透过半透膜，所以把混有离子或分子杂质的胶体装入半透膜的袋里，并把此袋放在溶剂中，从而使离子或分子从胶体溶液里分离的操作叫做渗析，常用于精制某些胶体。 ⑷胶体的制备方法
①物理分散法：把难溶于水的物质颗粒分散成1nm ～100nm 的胶粒溶于水，如研磨分散法。 ②化学凝聚法：通过复分解反应使产物分子逐步凝聚为胶体。 如：AgNO 3 ＋KI ＝＝＝AgI (胶体) ＋KNO 3 FeCl 3＋3H 2O
△
Ｆe(OH)3(胶体) ＋3HCl 等等
⑸胶体的性质
①丁达尔效应：让光线透过胶体时由于胶体微粒对光线有散射作用，所以从入射光的垂直方向（或从侧面）可以看到一道光的“通路”，此现象叫丁达尔现象。溶液无此现象，用此法可鉴别胶体和溶液。
②布朗运动：在胶体里由于分散剂分子从各个方向撞击胶体微粒而形成的不停的、无秩序的运动叫布朗运动。
③电泳：在外加电场的作用下胶体里的微粒在分散剂里向阴极或阳极做定向移动的现象叫做电泳。电泳证
明了胶粒带电荷，常用于分离胶粒或提纯胶体。
④聚沉：在一定条件下，使胶粒聚集成较大的颗粒形成沉淀，从分散剂里析出的过程叫胶体聚沉，其方法有：a 、加热；b 、加入强电解质溶液；c 、加入带相反电荷的另一种胶体。 ⑹胶体微粒所带的电荷
胶体表面积大，具有很强的吸附作用，可吸附胶体中的阴离子或阳离子而带电。一般来说，金属氢氧化物、金属氧化物的胶粒吸附阳离子，胶体微粒带正电荷；非金属氧化物、金属硫化物的胶体微粒吸附阴离子，胶体微粒带负电荷。同一溶胶微粒带有同种电荷具有静电斥力，这是胶体稳定的主要原因，布朗运动是胶体较稳定的次要原因。 ⑺几点说明
①胶体的电荷是指胶体中胶体微粒带有的电荷，而不是胶体带电荷，整个胶体是电中性的。 ②分子胶体微粒大都不带电，如淀粉溶液。
③书写胶体制备的反应方程式时生成的不溶物质不写“↓”符号，这是因为胶粒带同种电荷相互排斥，没有凝集成大颗粒而沉淀下来。
④制备Fe(OH)3 胶体溶液是向沸水中滴加FeCl 3饱和溶液。其离子方程式为： ＋＋Fe 3＋3H 2O ＝＝＝ Fe(OH)3(胶体) ＋3H
制备AgI 胶体是将8～10滴0.01mol/L的AgNO 3溶液滴入10mL 0.01mol/L 的KI 溶液中（浓度不能大，否则要产生AgI 沉淀）
⑸电解质溶液聚沉作用大小除和电解质溶液及电解质离子本性有关外，一般是：离子的电荷数越多，离子半径越小，聚沉能力越大。
＋＋
如使带负电荷胶粒聚沉的阳离子Al 3＞Fe 3。
－－
使带正电荷胶粒聚沉的阴离子能力[Fe(CN)6]4＞[Fe(CN)6]3，但淀粉胶体微粒因不吸附离子而不带电荷，所以加入少量电解质不凝聚，也无电泳现象。 (九) 原子组成与结构 1、常见等电子体
－＋＋
⑴核外电子总数为2个的粒子：He 、H 、Li 、Be 2。
＋＋＋＋
⑵核外电子总数为10个的粒子：Ne 、HF 、H 2O 、NH 3、CH 4（分子类）；Na 、Mg 2、Al 3、NH 4、H 3O ＋－－－－－（阳离子类）；N 3、O 2、F 、OH 、NH 2（阴离子类）。
⑶核外电子总数为18个电子的粒子：Ar 、HCl 、H 2S 、PH 3、F 2、H 2O 2、C 2H 6、CH 3OH 、N 2H 4、CH 3NH 2、
－－－
NH 2OH 、CH 3F （分子类），K +、Ca 2+、（阳离子类）；P 3、S 2、Cl （阴离子类）。
(十一) 化学键与分子结构 1、非极性分子和极性分子
⑴非极性分子：分子中正负电荷中心重合，从整体来看电荷分布是均匀的，对称的。这样的分子为非极性分子。当分子中各键均为非极性键时，分子是非极性分子。当一个分子中各个键都相同，均为极性键，但该分子的构型是对称的，则分子内正负电荷中心可以重合。这样的分子是非极性分子，如CH 4、CO 2。总之，非极性分子中不一定只含非极性键。
⑵极性分子：分子中正负电荷中心不能重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的、不对称的。这样的分子为极性分子，以极性键结合的双原子分子，必为极性分子，以极性键结合的多原子分子，若分子的构型不完全对称，则分子内正负电荷必然不重合，则为极性分子。总之，极性分子中必定会有极性键。但含有极性键的分子不一定是极性分子。
⑶常见分子的构型及分子极性
⑷判断AB n 型分子极性的经验规律
若中心原子A 的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，若不等则为极性分子。如BH 3、BF 3、CH 4、CCl 4、CO 2、CS 2、PCl 5、SO 3等均为非极性分子，NH 3、PH 3、PCl 3、H 2O 、H 2S 、SO 2等均为极性分子。
AB n 分子内中心原子A 若有孤对电子（未参与成键的电子对）则分子为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。
2、化学键与物质类别关系规律
⑴只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如I 2、H 2、P 4、金刚石、晶体硅等。
⑵只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物。如CCl 4、NH 3、SiO 2、CS 2等。 ⑶既有极性键又有非极性键的物质：如H 2O 2、C 2H 2、CH 3CH 3、C 6H 6（苯）等
⑷只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na 2S 、CsCl 、K 2O 、NaH 等 ⑸既有离子键又有非极性键的物质，如Na 2O 2、Na 2S x 、CaC 2等
⑹由离子键、共价键、配位键构成的物质，如NH 4Cl 等 ⑺无化学键的物质：稀有气体（单原子分子）。 (十二) 化学平衡
1、影响化学反应速率的因素 ⑴内因（决定因素）
化学反应速率是由参加反应的物质的性质决定的。 ⑵外因（影响因素）
①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。
注意：增加固体物质或纯液体的量，因其浓度是个定值，故不影响反应速率（不考虑表面积的影响）。 ②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大压强，气体的体积减小，浓度增大，反应速率加快。
注意：由于压强对固体、液体的体积几乎无影响，因此，对无气体参加的反应，压强对反应速率的影响可忽略不计。
③温度：当其他条件不变时，升高温度，反应速率加快。
一般来说，温度每升高10℃，反应速率增大到原来的2～4倍。
④催化剂：催化剂有正负之分。使用正催化剂，反应速率显著增大；使用负催化剂，反应速率显著减慢。不特别指明时，指的是正催化剂。 2、外界条件同时对V 正、V 逆的影响
⑴增大反应物浓度，V 正急剧增大，V 逆逐渐增大；减小反应物的浓度，V 正急剧减小， V 逆逐渐减小
⑵加压对有气体参加或生成的可逆反应，V 正、V 逆均增大，气体分子数大的一侧增大的倍数大于气体分子数小的一侧增大的倍数；降压V 正、V 逆均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数。
⑶升温，V 正、V 逆一般均加快，吸热反应增大的倍数大于放热反应增加的倍数；降温，V 正、V 逆一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。 ⑷加催化剂可同倍地改变V 正、V 逆 3、可逆反应达到平衡状态的标志
⑴V 正＝V 逆，如对反应mA (g)＋nB (g) pC (g) ① 生成A 的速率与消耗A 的速率相等。
② 生成A 的速率与消耗B 的速率之比为m ：n 。 ③ 生成B 的速率与生成C 的速率之比为n ：p 。 ⑵各组成成分的量保持不变
这些量包括：各组成成分的物质的量、体积、浓度、体积分数、物质的量分数、反应的转化率等。 ⑶混合体系的某些总量保持不变
对于反应前后气体体积发生变化的可逆反应，混合气体的总压强、总体积、总物质的量及体系平均相对分子质量、密度等不变。 (十三) 电离平衡
1、水的电离和溶液的pH 计算 ⑴水的电离
＋－
水是极弱的电解质，纯水中存在着电离平衡，其电离方程式为：2H 2O 3O ＋OH ，通常简写
＋－＋－－１
成H 2O H ＋OH c(H) ＝c(OH) ＝1×107mol ·L 。 ⑵水的离子积常数K w
＋－－
K w ＝c(H) ·c(OH) ，25℃时，K w ＝1×1014。 ⑶K w 的意义
K w 是一个很重要的常数，它反映了一定温度下的水中H 浓度和OH 浓度之间的关系。
＋－
⑸有关pH 计算的主要题型及计算方法
＋＋
根据pH ＝－lg c(H) ，因此计算溶液的pH 的关键是计算溶液中H 的浓度。 常见的题型有：
①有关酸碱溶液稀释后pH 的计算
＋－
a 、酸稀释后，先求稀释后c (H ) ，再求p H ；碱稀释后，先求稀释后c (O H ) ，根据K w ＝
＋－＋
c(H) ·c(OH) ，求出c(H) ，最后再求pH 。
＋－
b 、一定浓度的强酸或强碱溶液用水稀释10a 倍体积，溶液中c(H) 或c(OH) 也被稀释到同样倍数，浓度变为原来的1/10a ，则溶液的pH 将增大或减小a 个单位。
＋
c 、一定浓度的弱酸或弱碱用水稀释10a 倍体积，由于电离程度增大，使得c (H ) 或
－
c(OH) 减小的不到1/10a ，因此pH 增大或减小不到a 个单位。
d 、稀酸、稀碱无限稀释后，因水的电离已是影响pH 的主要因素，因此pH 接近于7。即稀酸无限稀释后，pH 不可能大于7，弱碱无限稀释后pH 不可能小于7。 ②有关酸碱混合pH 的计算
＋
a 、 两种强酸混合，先计算混合后c(H) ，再计算pH 。混合后
c
(H＋)
＝
c 1(H＋) ·V 1＋c 2(H＋) ·V 2
V 1＋V 2
－＋
b 、 两种强碱混合，先计算混合后c(OH) ，然后计算c(H) ，最后计算pH 。混合后
c
(OH－)
＝
c 1(OH－) ·V 1＋c 2(OH－) ·V 2
V 1＋V 2
＋
K W
c (H＋) ＝(OH－)
pH ＝—lg c(H) 。
c 、 强酸、强碱混合后，要发生酸碱中和反应，因此需判断后再计算
＋－
若n (H) ＝n(OH) ，酸碱恰好完全反应，则pH ＝7；
＋－＋
若n (H) ＞n(OH) ，则酸过量，先求反应后溶液中c(H) ，再计算pH ，此时pH ＜7
＋－－＋
若n (H) ＜n(OH) ，则碱过量，先求反应后溶液中c(OH) ，再求出c(H) ，然后计算pH ，此时pH ＞7 2、盐类水解方程式的书写方法
⑴由于盐类水解与酸碱中和互为可逆过程，所以盐类水解一般不彻底，书写离子反应方程式时，只能用“”，而不能用“”，生成的不溶物不记“↓”，生成的气态产物也不记“↑”符号，如AlCl 3水解
＋＋
的离子方程式为Al 3＋3H 2O Al(OH)3＋3H
⑵多元弱酸的电离是分步进行的，多元弱酸形成的盐水解时也是分步进行的，如
－－－－－
H 2CO 3H +＋HCO 3，而Na 2CO 3的水解，首先CO 32＋H 2O HCO 3＋OH ，生成的HCO 3 再水
解HCO 3＋H 2
O CO 32＋ OH 。
－－－
⑶较易水解的阳离子如Al 3+、Fe 3+等，较易水解的阴离子如CO 32（或HCO 3）、AlO 2等，在溶液中双水解十分强烈，可完全水解，此时应用“”并标明“↑”及“↓”符号。
－＋－
Fe 3+＋3HCO 3Fe(OH)3↓＋3CO 2↑， 2Al 3＋3S 2＋6H 2O 2Al(OH)3↓＋3H 2S ↑ 3、守恒法在处理溶液问题的应用
在解答电解质溶液中微粒浓度之间的关系的有关问题，特别是等式关系时，经常用到守恒原理。 ⑴电荷守恒：溶液中阳离子所带的总正电荷数与阴离子所带的总负电荷数相等，整个溶液显电中性。
＋＋－－－
如Na 2S 溶液中：c(Na) ＋c(H) ＝2 c(S2) ＋c(HS) ＋c(OH)
⑵物料守恒：在电解质溶液中，某物质（或微粒）的总浓度等于该物质电离或水解所产生的各物质平衡浓度之和。
⑶质守恒：溶液中得质子的微粒得质子的总数与失质子的微粒失去质子的总数相等。 质子守恒式一般可由上述电荷守恒式、物料守恒式联立求得。 4、 中和滴定误差分析（以标准盐酸滴定NaOH 溶液为例） －
－
－
5、电解时，溶液中阴、阳两极离子的放电顺序
电解时两极的放电顺序，与电极材料（非惰性金属为阳极，阳极本身放电），电镀、电解质溶液中离子
＋＋＋＋
本身的氧化性、还原性（本性）、离子浓度[电镀锌时，因c(Zn2) 比c(H) 大得多，Zn 2放电而H 未放电]等因素有关。若以惰性电极进行电解，其阴阳两极各离子放电顺序在不考虑浓度大小影响时，一般为： 阴极（阳离子）放电顺序（氧化性）
＋＋＋＋＋＋＋＋＋＋＋３＋＋＋＋
Au 3＞Ag ＞Hg 2＞Cu 2＞H ＞Pb 2＞Sn 2＞Ni 2＞Fe 2＞Zn 2＞Mn 2＞Al ＞Mg 2＞Na ＞Ca 2＞K ＋
阳极（阴离子）放电顺序（还原性） －－－－－－－S 2＞I ＞Br ＞OH ＞NO 3＞SO 42＞F 6、以惰性电极电解的类型及pH 变化规律
－、＋
以惰性电极电解时，按其中OH 、H 放电情形的不同，电解可分如下几种类型：
－、＋
⑴OH 、H 均放电，相当于只电解水。凡含氧酸，可溶性强碱，活泼金属的含氧酸盐等电解均属于此种类
电解
型，其电解方程式均为：2H 2O 2H 2↑＋O 2↑。其电解后pH 变化规律为：含氧酸，电解后pH 变小；
强碱，电解后pH 变大；盐，电解后pH 基本不变。
＋－、＋
⑵只有H 放电，而OH 不放电，此类因H 放电消耗，会使电解后溶液的pH 升高。凡活泼金属的无氧酸
电解
盐（除氟化物外）均属此类，如电解NaCl 溶液：2NaCl ＋2H 2O
电解
2NaOH ＋H 2↑＋Cl 2↑。电解盐酸：
2HCl H 2↑＋Cl 2↑等
⑶只有OH
－、
放电，而H 不放电。此类因OH
＋－、
放电而消耗，使电解溶液的pH 下降，凡不活泼金属的含氧
电解
酸盐均如此。如电解CuSO 4溶液：2CuSO 4＋2H 2O
－、
＋
2Cu ＋O 2↑＋2H 2SO 4。
⑷OH 、H 均未放电，相当只电解电解质，凡不活泼金属无氧酸盐（除氟化物外）均属此类，因该类大多水解呈酸性，电解时pH 略增大或基本不变，如电解CuCl 2溶液：
电解
CuCl 2
Cu ＋Cl 2↑
第二部分 元素及其化合物
概述
1、 元素化合物知识包括金属和非金属两部分，是高中化学的基础知识之一。知识特点是作为化学基本概念、原理、实验和计算的载体，其信息量大，反应复杂，常作为综合试题的知识背景或突破思维的解题题眼。
2、 注意处理好两个关系，必须先处理好元素化合物知识的内部关系，方法是：“抓重点，理关系，用规律，全考虑”。
① 抓重点：以每族典型元素为代表，以化学性质为抓手，依次学习其存在、制法、用途、检验等“一条龙”知识，做到牵一发而动全身
② 理关系：依据知识内在联系，按单质→氧化物→氧化物的水化物→盐的顺序，将零碎的知识编织成网络，建立起完整的知识结构，做到滴水不漏
③ 用规律：用好化学反应特有的规律，如以强置弱等规律，弄清物质间相互反应。
④ 全考虑：将元素化合物作为一个整体、一个系统理解，从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。
另一方面是处理好元素化合物知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系，采取的方法是“分析与综合、抽象与具体”。
① 分析：将综合试题拆分思考。
② 综合：将分散的“点”衔接到已有的元素化合物知识“块”中。 ③ 抽象：在分析综合基础上，提取相关信息。
④ 具体：将提取出的信息具体化，衔接到综合试题中，从而完整解题。 (一) 元素非金属性的强弱规律
⑴常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下：F 、O 、Cl 、N 、Br 、I 、S 、P 、C 、Si 、H 。 ⑵元素非金属性与非金属单质活泼性的区别：
元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强；②核电荷数：核电荷数越大，吸引电子能力越强；③最外层电子数：同周期元素，最外层电子越多，吸引电子能力越强。但由于某些非金属单质是双原子分子，原子是以强列的共价键相结合
＝（如N N 等），当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。这种现＝
象不一定说明这种元素的非金属性弱。 ⑶非金属性强弱的判断依据及其应用
元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。这种能力的大小取决于原子半径、 核电荷数、最外层电子数，题目常通过以下几方面比较元素的非金属性。 ① 非金属单质与H 2化合的条件及难易程度； ② 氢化物的稳定性；
③ 最高价氧化物对应水化物的酸性； ④ 非金属间的置换反应；
⑤ 非金属单质对应阴离子的还原性；
⑥ 与变价金属反应时，金属所呈现的化合价；
⑦ 元素在化合物中化合价的相对高低（如在HClO 中，氯元素显正价，氧元素显负价，则说明氧的非金属
性比氯强）等。 (二) 卤族元素
1、卤族元素主要性质的递变性（从F →I ）
⑴单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小； ⑵元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强； ⑶与H 2化合，与H 2O 反应由易到难；
⑷气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强； ⑸最高价氧化物的水化物酸性减弱；
⑹前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。 2、卤化氢
均为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，在空气中形成酸雾。 ⑴氟化氢（HF ）：很稳定，高温极难分解，其水溶液是氢氟酸，弱酸，有剧毒，能腐蚀玻璃。 ⑵氯化氢（HCl ）：稳定，在1000℃以上少量分解，其水溶液为氢氯酸，俗称盐酸，强酸 ⑶溴化氢（HBr ）：较不稳定，加热时少量分解，其水溶液为氢溴酸，酸性比盐酸强，HBr 还原性比HCl 强，遇浓硫酸被氧化为单质溴（Br 2）。 ⑷碘化氢（HI ）：很不稳定，受热分解，其水溶液为氢碘酸，酸性比氢溴酸强，HI 是强还原剂，遇浓硫酸易被氧化为单质硫。
3、卤素及其化合物主要特性 ⑴氟及其化合物的特殊性质
① 卤素单质Cl 2、Br 2、I 2与H 2化合都需要一定条件，惟独F 2在黑暗处就可与H 2化合爆炸。 ② 卤素单质Cl 2、Br 2、I 2与水反应的通式为：X 2 ＋H 2O ＝＝＝ HX＋HXO （I 2与水反应极弱），但F 2与H 2O
反应却是：2F 2＋2H 2O ＝＝＝ 4HF＋O 2 ③ 氟无正价，其他都有正价
④ HF 有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF 能腐蚀玻璃；
⑤ CaF 2不溶于水，AgF 易溶于水，氟可与某些稀有气体元素形成化合物。 ⑵溴的特性
溴在常温下为红棕色液体（惟一的液态非金属单质），极易挥发产生红棕色有毒的溴蒸气，因而实验室通常将溴密闭保存在阴冷处，并在盛有液溴的试剂瓶内常加适量水。盛装溴的试剂瓶不能用橡皮塞（腐蚀橡胶）。
⑶碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华（常用于分离提纯碘），遇淀粉变蓝色（常用来检验碘的存在），碘的氧化性较其他卤素弱，与变价金属铁反应生成FeI 2而不是FeI 3。 (三) 氧族元素
1、氧族元素的相似性和递变性
最外层均为6个电子，电子层数依次增加，次外层O 为2个，S 为8个，Se 、Te 均为18个电子。氧通常显－2价，硫、硒、碲常见的化合物为：－2价、＋4价、＋6价，都能与多数金属反应。氧化物有两种RO 2和RO 3，其对应水化物H 2RO 3、H 2RO 4均为含氧酸，具有酸的通性。它们的氢化物除H 2O 外，其余的H 2S 、H 2Se 、H 2Te 均为气体，有恶臭、有毒，溶于水形成无氧酸，都具有还原性。
核电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，而失电子的能力逐渐增强。单质的状态由气态到固态，熔沸点也依次升高，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，氧化性依次减弱。含氧酸的酸性依次减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
2、硫酸根离子的检验
值得注意的是，检验SO 42时会受到许多离子的干扰。
＋＋＋－
⑴Ag 干扰：用BaCl 2 溶液或盐酸酸化时防止Ag 干扰，因为Ag ＋Cl ＝＝＝ AgCl↓。
－－－
⑵CO 32、SO 32、PO 43干扰：因为BaCO 3、BaSO 3、Ba 3(PO4) 2也是白色沉淀。与BaSO 4白色沉淀所不同的
—
是，这些沉淀溶于强酸中。因此检验SO 42时，必须用酸酸化。
＋＋
如：BaCO 3＋2H ＝＝＝ H2O ＋CO 2↑＋Ba 2但不能用硝酸酸化，同理所用钡盐也不能是Ba(NO3) 2溶液，
－——－
因为在酸性条件下SO 32、HSO 3、SO 2等会被溶液中的NO 3氧化为SO 42，从而可使检验得出错误的结论。
－
为此，检验SO 42离子的正确操作为：
－
被检液
加足量的盐酸酸化
取清液
滴加BaCl 2溶液
有无白色沉淀（有无SO 42）
－
由此可见，浓硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但产生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有强与弱的差别，被还原产物也不相同。 (四) 氮族元素
1、一氧化氮和二氧化氮
⑴一氧化氮：无色气体，难溶于水，有很大毒性，在常温下极易被氧化成二氧化氮。2NO ＋O 2＝＝＝ 2NO2 ⑵二氧化氮：有刺激性气味的红棕色气体，溶于水生成硝酸和一氧化氮。 3NO 2＋H 2O ＝＝＝ 2HNO3＋NO 4NO N 2O 4（无色） 注意：关于氮的氧化物溶于水的几种情况的计算方法。
① NO 2或NO 2与N 2（或非O 2）的混合气体溶于水时可依据：3NO 2＋H 2O ＝＝＝ 2HNO3＋NO 利用气体体积
变化差值进行计算。
② NO 2和O 2的混合气体溶于水时，由4NO 2＋2H 2O ＋O 2＝＝＝ 4HNO3 可知，当体积比为 ＝4：1，恰好完全反应 V(NO2) ：V(O2 ＞4：1，NO 2过量，剩余气体为NO ＜4：1，O 2过量，乘余气体为O 2 ③ NO 和O 2同时通入水中时，其反应是：2NO ＋O 2＝＝＝ 2NO2 ，3NO 2＋H 2O ＝＝＝ 2HNO3＋NO ，总反应
式为：4NO ＋2H 2O ＋3O 2＝＝＝ 4HNO3 当体积比为 ＝4：3，恰好完全反应 V(NO)：V(O2) ＞4：3，NO 过量，剩余气体为NO ＜4：3，O 2过量，乘余气体为O 2
④NO 、NO 2、O 2三种混合气体通入水中，可先按①求出NO 2与H 2O 反应生成的NO 的体积，再加上原混合气体中的NO 的体积即为NO 的总体积，再按③方法进行计算。 2、硝酸的化学性质
①HNO 3具有酸的通性。
② HNO 3具有强氧化性，表现在能与多数金属、非金属、某些还原性化合物起反应。要注意，由于硝酸氧
化性很强，任何金属与硝酸反应都不能放出氢气，在与不活泼金属如Cu 、Ag 等反应时，浓硝酸还原产物为NO 2，稀硝酸还原产物为NO ，（但不能认为稀硝酸的氧化性比浓硝酸强）；
—
③ 在溶液中NO 3几乎与所有离子能大量共存，但注意，当溶液的酸性较强可形成硝酸溶液，具有还原性
—＋＋
的某些离子则不能与其大量共存，如NO 3、H 、Fe 2 中任意两者能大量共存，但三者则不能大量共存。
—
即：NO 3在中性或碱性溶液中不表现氧化性，而在酸性溶液中表现强氧化性。 3、氨气的实验室制法
反应原理：2NH 4Cl ＋Ca(OH)2
△
CaCl 2＋2NH 3↑＋2H 2O 不能用NaOH 代替Ca(OH)2，因为NaOH 吸
湿后容易结块，产生的气体不易逸出，并且NaOH 对玻璃有强烈的腐蚀作用。
装置：制NH 3的气体发生装置与制O 2、CH 4的相同。干燥氨气不能选用浓H 2SO 4、P 2O 5，也不能选用无水CaCl 2，应选用碱石灰。收集NH 3应采用向下排空气法。容器口塞一团棉花（防止空气进入试管，以保证
收集的NH 3比较纯净）。检验：a 、用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）；b 、蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口（白烟）。实验室还常根据浓氨水的强挥发性，向浓氨水中加入NaOH 或CaO 得到氨气。NaOH 或CaO 的作用是吸水和吸水后使溶液温度显著升高，二者都能减少氨气的溶解。 (五) 碳族元素
1、碳族元素性质的相似性和递变性 2、碳酸正盐与酸式盐性质比较
＋＋＋
①在水中溶解性：正盐除K 、Na 、NH 4等易溶于水外，其余都难溶于水；而只要存在的酸式盐都易溶于水。
一般来说，在相同温度下酸式盐的溶解度比正盐大，如CaCO 3难溶于水，Ca(HCO3) 2易溶于水，但也有例外，如NaHCO 3溶解度比Na 2CO 3小。
＋＋
②热稳定性：正盐中除K 、Na 等受热难分解外，其余受热易分解；酸式盐在水溶液或固态时加热都易分解。如 Ca(HCO3) 2
△
CaCO 3↓＋CO 2↑＋H 2O
一般来说，热稳定性大小顺序为：正盐＞酸式盐＞多元盐（盐的阳离子相同，成盐的酸相同）。
－－
③可溶性正盐、酸式盐都能发生水解，但相同阳离子的相同浓度时溶液中CO 32的水解程度比HCO 3
大
④都能与酸作用，但相同条件放出CO 2的速率酸式盐比正盐快。 (六) 碱金属
1、碱金属性质递变规律
结构决定性质，由于碱金属的原子结构具有相似性和递变性，所以其化学性质也具有相似性和递变性。 ①相似性：
a 、都能与氧气等非金属反应
b 、都能与水反应生成氢氧化物和氢气 c 、均为强还原剂。 ②递变规律（锂→铯）
a 、 与氧气反应越来越剧烈，产物结构越来越复杂 b 、 与水反应剧烈程度依次增强
c 、 还原性依次增强，金属性依次增强
2、NaOH 的性质
①物理性质：俗名苛性钠、火碱、烧碱，是一种白色固体，极易潮解；有强烈的腐蚀性，能腐蚀磨口玻璃瓶，使瓶口与瓶塞粘结。 ②化学性质
a 、 与酸碱指示剂作用，使紫色的石蕊溶液变蓝，无色的酚酞变红。 b 、 与酸性氧化物作用，生成盐和水 c 、 与酸作用，生成盐和水
d 、 与盐作用，生成新碱和新盐。（要满足复分解反应发生的条件，同时参加反应的碱和盐一般是易溶解的
碱和盐）
e 、 与一些单质的反应
2Al ＋2NaOH ＋2H 2O ＝＝＝2NaAlO 2＋3H 2↑ Cl 2＋2NaOH ＝＝＝ NaClO＋NaCl ＋H 2O Si ＋2NaOH ＋H 2O ＝＝＝ Na2SiO 3＋2H 2↑ ③制法： 2NaCl ＋2H 2＋H 2↑＋Cl 2↑
Na 2CO 3＋Ca(OH)2＝＝＝ CaCO3↓＋2NaOH
(七) 几种重要的金属 2＋H 2O
或HCl 1、铝及其化合物间的相互转化关系、反应 NaOH
现象及图象分析
△ 2O 3
① 向AlCl 3溶液中滴加NaOH 溶液直至过量，如图所示。 ② 现象：白色沉淀逐渐增多达最大值，继续加NaOH 溶 液沉淀逐渐溶解，直至完全消失。 ＋－Al 3＋3OH ＝＝＝ Al(OH)3
――
Al(OH)3＋OH ＝＝＝ AlO2＋2H 2O
②向NaOH 溶液中滴加AlCl 3溶液直至过量，如下图所
示。现象：开始时无沉淀，接着产生沉淀。达最大值后 不增减。
＋－―
Al 3＋4OH ＝＝＝ AlO2＋2H 2O
―＋
3AlO 2＋Al 3＋6H 2O ＝＝＝ 4 A l(OH)3↓
③向NaAlO 2溶液中滴加盐酸直到过量，
如图所示。现象：先有白色沉淀后完全消失。 n
―＋
AlO 2＋H ＋H 2O ＝＝＝ Al(OH)3↓
＋＋
Al(OH)3↓＋3H ＝＝＝Al 3＋3H 2O ④向盐酸溶液中滴加NaAlO 2溶液，直至过量，
如图所示。现象：开始无沉淀，接着产生白色
沉淀。
―＋＋
AlO 2＋4H ＝＝＝ Al3＋2H 2O
―＋
3AlO 2＋Al 3＋6H 2O ＝＝＝ 4 A l(OH)3↓
2、镁及其化合物间的相互转化关系
4、Fe 与Fe 的相互转化
＋
⑴Fe 2的还原性：
2Fe 2＋Cl 2＝＝＝ 2Fe3＋2Cl 4Fe(OH)2＋O 2＋2H 2O ＝＝＝ 4Fe(OH)2
＋＋＋
12Fe 2＋3O 2＋6H 2O ＝＝＝ 4Fe(OH)3↓＋8Fe 3（Fe 2露置空气中，易被氧化） 酸性条件下：
＋＋＋
4Fe 2＋O 2＋4H ＝＝＝ 4 Fe 3＋2H 2O
＋＋＋
4Fe 2＋H 2O 2＋2H ＝＝＝ 2 Fe 3＋2H 2O
＋－＋＋＋
5Fe 2＋MnO 4＋8H ＝＝＝ 5 Fe 3＋4H 2O ＋Mn 2
＋
⑵Fe 3强氧化性
＋＋＋＋
一般氧化性：Cu 2＜Fe 3＜Ag Cl 2＞Br 2＞Fe 3＞I 2＞SO 2＞S
＋＋＋
2Fe 3＋Cu ＝＝＝ 2 Fe 2＋Cu 2
＋＋
2Fe 3＋Fe ＝＝＝ 3 Fe 2
＋－＋
2Fe 3＋2I ＝＝＝ 2 Fe 2＋I 2
＋－＋＋
2Fe 3＋H 2S ＝＝＝ 2 Fe 2＋S ↓＋2 H
＋
Fe 3水解显酸性：
＋＋
2Fe 3＋3H 2O Fe(OH)3＋3H
所以配制FeSO 4溶液时常加入少量铁粉（或铁钉）防止氧化，配制Fe 2(SO4) 3时常加少量H 2SO 4，抑制水解。 5、金属冶炼的反应原理及方法
绝大部分金属在自然界中以化合态存在，金属冶炼的实质是用还原的方法使金属化合中的金属离子得到电子变成金属单质。
由于金属的化学活泼性不同，金属离子得到电子还原成金属的能力也就不同 ，按金属活泼顺序对应金
＋＋
属阳离子氧化性K →Ag 逐渐增强，金属冶炼也由难变易。一般有三种冶炼方法： ⑴热分解法：适合于冶炼金属活泼性较差的金属。如：
＋
＋
－
2HgO
△
2Hg ＋O 2↑ 2Ag 2O
△
4Ag ＋O 2↑
⑵热还原法，用还原剂（CO 、C 、H 2、Al 等）还原金属氧化物，适合于金属活泼性介于Zn ～Cu 之间的大多数金属的冶炼。如 Fe 2O 3＋2Al ＋Cr 2O WO 3＋3H ＋3CO 2 ＋Al 2O 3
＋3H 2O
⑶电解法：适合冶炼金属活泼性很强的金属（一般是在金属活泼顺序表中排在铝前边的金属）。如： 2Al 2O 2Al ＋3O 2↑
MgCl 2(熔融
Mg ＋Cl 2↑
第三部分 有机化学基础
(一) 同系物和同分异构体
1、同位素、同素异形体、同系物、同分异构和同一种物质的比较
(二) 同分异构体的类型及其判定
类型：⑴碳链异构是指分子中碳原子之间的连接次序不同而产生的异构现象。 ⑵位置异构是指官能团或取代基在碳链或碳环上位置不同而产生的异构现象。
⑶官能团异构是指具有相同的化学式，但所含官能团不同的异构现象。包括以下几种：①环烷烃和烯烃；②二烯烃和炔烃；③醇和醚；④醛和酮；⑤羧酸和酯；⑥氨基酸与硝基化合物等。
判定：①分子式相同；②主碳链结构或官能团位置不同；③可以同类，也可以不同类；④联想空间结构
(三) 有机物的化学性质及推断 1、有机反应的重要条件
有机反应的条件往往是有机推断的突破口。
⑴能与NaOH 反应的有：①卤代烃水解；②酯水解；③卤代烃醇溶液消去；④酸；⑤酚；⑥乙酸钠与NaOH 制甲烷
⑵浓H 2SO 4条件：①醇消去；②醇成醚；③苯硝化；④酯化反应 ⑶稀H 2SO 4条件：①酯水解；②糖类水解；③蛋白质水解 ⑷Ni ，加热：适用于所有加氢的加成反应 ⑸Fe ：苯环的卤代 ⑹光照：烷烃光卤代
⑺醇、卤代烃消去的结构条件：β－C 上有氢
⑻醇氧化的结构条件：α－C 上有氢
3、有机物结构的推断
有机物结构的推断主要依赖于：①实验现象；②有机物的性质；③计算等事实，更多的是由性质去推断。(四) 烃及其衍生物的燃烧规律
1、烃C x H y 完全燃烧的通式：C x H y ＋(x+y/4) O2→xCO 2＋y/2H2O 2、有机物每增加1个CH 2多耗O 2 1.5mol
3、若烃分子组成为C n H 2n （或衍生物C n H 2n O 、C n H 2n O 2），完全燃烧时生成CO 2和H 2O 的物质的量之比为1：1
4、若有机物在足量的氧气里完全燃烧、其燃烧所耗氧气物质的量（或体积）与生成CO 2的物质的量（或体积）相等，则有机物分子组成中H 、O 原子个数比为2：1
5、烃燃烧时，决定消耗O 2量的因素有：在等物质的量时，分子中碳原子数越多，O 2消耗越多（芳烃有例外）。在等质量时，分子中每个碳原子分配的氢原子越多，O 2消耗越多。
6、最简式相同的有机物，不论以任何比例混合，只要混合物的质量一定，它们完全燃烧后生成的CO 2总量为常数。
7、不同的有机物完全燃烧时，若生成的CO 2和H 2O 的质量比相同，则它们的分子中C 、H 原子个数比相同。
8、气态烃C x H y 与O 2混合后燃烧或爆炸，恢复原状态（100℃以上），1mol 气态烃反应前后总体积变化情况是：
y ＝4 总体积不变，△V ＝0
y ＜4 总体积减小，△V ＝1－y/4 y ＞4 总体积增加，△V ＝y/4－1 (五) 有机物分子组成通式的应用规律
1、最简式相同的有机物，无论多少种，以何种比例混合，混合物中元素质量比值相同。可用于质量比、质量分数的求算。提示：①含n 个碳原子的饱和一元醛与含有2n 个碳原子的饱和一元羧酸、酯具有相同的最简式。②含有n 个碳原子的炔烃与含有3n 个碳原子苯及其同系物具有相同的最简式。
2、具有相同的相对分子质量的有机物为：①含有n 个碳原子的饱和一元醇或醚与含有(n－1) 个碳原子的饱和一元羧酸或酯。②含有 n 个碳原子的烷烃与（n —1）个碳原子的饱和一元醛。 以上规律可用于有机物的推断。
3、由相对分子质量求有机物的分子式 设烃的相对分子质量为M 。
M
得整数商和余数，商为可能的最大碳数，余数为最小的氢原子数。 12
42
例如某烃相对分子质量为42，则其分子式为：＝3„„6，即：C 3H 6 。
12
M ⑵的余数为0或碳原子数≥6时，将碳原子数依次减少一个，每减少一个碳原子，就增加12个氢原12
⑴
子，直到饱和为止。
例：求相对分子质量为128的烃的分子式
128
＝10„„8分子式为C 10H 8或C 9H 20 。 12
(六) 葡萄糖（C 6H 12O 6）
⑴结构简式：CH 2OH(CHOH)4CHO ，特点：多羟基醛。 ⑵物理性质：白色晶体，有甜味，能溶于水 ⑶化学性质：
①还原性：能发生银镜反应和与新制的Cu(OH)2反应
＋－
CH 2OH(CHOH)4CHO ＋2[Ag(NH3) 2]＋2OH →CH 2OH(CHOH)4COOH ＋2Ag ↓＋H 2O ＋4NH 3 CH 2OH(CHOH)4CHO ＋2Cu(OH)2→CH 2OH(CHOH)4COOH ＋Cu 2O ↓＋2H 2O ②加成反应：与H 2加成生成已六醇 ③酯化反应：与酸发生酯化反应。 ④发酵反应：（制酒精）
−→2C 2H 5OH ＋2CO 2↑ C 6H 12O 6−−
⑤生理氧化：（供给热量） C 6H 12O 6→2C 2H 5OH ＋2CO 2 ⑷制法：淀粉水解
催化剂
−→n C6H 12O 6 (C6H 10O 6) n ＋nH 2O −−
(淀粉) （葡萄糖）
⑸用途
催化剂
作营养物质和还原剂。
(七) 蛋白质
1、蛋白质的组成和结构：⑴蛋白质是由不同氨基酸按不同排列顺序相互结合而构成的高分子化合物。⑵蛋白质的成分里含有碳、氢、氧、氮、硫等元素。⑶蛋白质分子中含有未缩合的羧基和氨基。⑷蛋白质溶液是一种胶体。⑸酶是一种具有生物活性的蛋白质。
2、蛋白质的性质
⑴水解：天然蛋白质水解的最终产物是α—氨基酸。
⑵两性：具有氨基酸的性质，能与酸和碱反应。
⑶盐析：（钾、钠、铵）盐的浓溶液，可使蛋白质的溶解度降低，产生盐析。盐析是可逆过程，利用这一性质，可以分离和提纯蛋白质。
⑷变性：在加热、紫外线、X 射线、强酸、强碱、重金属盐及一些有机化合物等条件都能使蛋白质产生凝聚的现象。变性是不可逆的，利用此性质可进行消毒，但也能引起中毒。
⑸颜色反应：具有苯环结构的蛋白质遇浓HNO 3变性，产生黄色不溶物。可用于鉴别蛋白质。
⑹灼烧气味：灼烧蛋白质产生烧焦羽毛的气味。可用于鉴别毛料、棉料与化纤。
第四部分 化学实验
(一) 化学实验常用仪器
1、可加热的仪器
⑴可直接加热的仪器。试管、坩埚、蒸发皿、石棉网、燃烧匙、玻璃棒、铂丝。
⑵可间接加热（加垫石棉网加热、水浴加热等），但不能直接的仪器。烧杯、圆底烧瓶、平底烧瓶、蒸馏烧瓶、锥形瓶。
2、用于计量的仪器
⑴测量物质质量的仪器
A 、粗测 托盘天平（有砝码、镊子与之配套）。
B 、精测 分析天平、电子天平（中学化学实验不作要求）。
⑵测量液体体积的仪器
A 、粗测 量筒、量杯
B 、精测 滴定管（分酸式和碱式）、容量瓶（限用于配制一定体积浓度准确的溶液中）、移液管。 ⑶用于物质分离的主要玻璃仪器
⑴分液 分液漏斗、烧杯
⑵过滤 过滤漏斗、滤纸、玻璃棒、烧杯
⑶液体蒸发 蒸发皿（有玻璃质的，也有瓷质的）、玻璃棒、蒸馏烧瓶（必要时要配备温度计、冷凝管、牛角管）、酒精灯
4、物质储存仪器
⑴储存气体 集气瓶、储气瓶
⑵储存固体 广口试剂瓶，它又分为：无色玻璃瓶和棕色玻璃瓶；磨砂玻璃塞瓶和丝扣塑料塞瓶；塑料瓶；水槽。
(二) 仪器的装配和拆卸
装配仪器时，首先要根据仪器装置图，选择合适的仪器和附件，然后进行仪器和附件的连接和全套仪器的总装配。操作规律为：
1、“先后”规律
⑴“先下后上”：如制Cl 2的发生装置组装顺序是：放铁架台→摆酒精灯→固定铁圈→放石棉网→固定圆底烧瓶。
⑵“先左后上”：如制Cl 2：发生装置→洗气装置→干燥装置→收集装置→尾气处理装置。
⑶“先塞后定”：当被固定仪器上连有塞子时，应先塞好塞子，再行固定。
⑷“先固后液”：当反应物既有固体又有液体时，应向反应器中先加入固体，后加入液体。
⑸“先查后装”：先检查气密性，后装入药品和固定装置。
⑹“先吸后干”：先将气体通过溶液吸收非水杂质，再行干燥。
⑺“先组后燃”：先组装好整套装置并加入试剂，再点燃酒精灯。
⑻“先撤后灭”：实验完毕后，应先从水中撤出导管，后熄灭酒精灯。
⑼“先燃后灭”：有多个酒精灯的实验，开始应先点燃制气装置中的酒精灯，后点燃其他装置中的酒精灯，如用CO 还原Fe 2O 3，应先点燃制CO 的酒精灯，后点燃燃烧CO 的酒精灯，再点燃热还原装置中的酒精灯，实验完毕后，应相反。
⑽“先通氢、后点灯、先灭灯、后停氢”：即用H 2还原CuO 的操作顺序。
2、“进出”规律
⑴“长进短出”：洗气瓶的安装。（或“深入浅出”）
⑵“短进长出”：量气瓶的安装
⑶“粗进细出”：球形干燥管干燥气体时的安装。
⑷“低进高出”：冷凝管中水流方向
3、性质实验和制备实验中操作顺序
⑴做Fe 丝（在O 2中）、Cu 丝（在Cl 2中）、Mg （在CO 2中）等燃烧实验时，应先在集气瓶中铺一层薄细沙或加入少量水，以防熔物炸裂瓶底。
⑵制备胶体：如Fe(OH)3溶胶（沸水）滴入FeCl 3饱和溶液加热至沸；制硅酸溶胶应向过量盐酸中加入水玻璃。
⑶苯的硝化，先加入浓硝酸，再加浓硫酸，冷却，滴入苯。
⑷配银氨溶液：向AgNO 3溶液中滴入稀氨水，产生白色沉淀后继续加氨水到沉淀刚好消失。
(三) 物质的分离与提纯
1、物质的分离与提纯的含义
物质的分离是指将混合物中的物质一一分开；物质的提纯是指将物质中的其他物质（也叫杂质）除去，得到较为纯净的物质。
物质的提纯和分离应遵循以下几点：被提纯或分离物物质，最终不能再引入新的杂质（即除杂不加杂）；尽量不减少被提纯和分离的物质；采用的方法应尽量使被提纯和分离的物质跟其他物质易分离开；如果在分离操作中，被分离的物质转变为其他物质，应采用适当方法将其恢复为原物质，可记作：不增；不减；易分；复原。
2、物质的分离与提纯的常用方法。
⑴过滤法
液体中混有不溶性固体物质时使用，要点：一角、二低、三接触。
⑵蒸发法
将溶液中的溶剂蒸发掉，得到溶质的分离方法
⑶结晶法
根据两种可溶性固体物质在同一溶剂中，其溶解度受温度影响大小的不同，将溶液蒸发溶剂或使高温饱和溶液降温得到一种晶体的方法，例如，分离NaCl 和KNO 3的混合物，结晶之后还要过滤。
⑷萃取和分液法
分液是把两种不相混溶的液体分开的操作，使用的主要仪器是分液漏斗
萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂组成的溶液里提取出来的方法，应注意，萃取剂跟另一种溶剂的密度应相差较大且互不相溶，以利于静置时分层。 ⑸蒸馏法
把沸点不同的几种液体物质的混合物，通过控制温度加热再冷凝，先后得到一种或几种较纯净的物质的方法叫蒸馏，能先后得到几种分离产物的蒸馏又叫分馏，例如，石油的分馏。
⑹渗析法
把混有离子或小分子杂质的胶体溶液装入半透膜的袋里，并把这个袋放在溶剂中，从而使离子或小分子从胶体溶液里分离出来的操作叫渗析。
⑺升华法
固体混合物中有某种物质具有升华特性时，可用加热升华再凝华的方法加以分离，如NaCl 中混有I 2，就可用升华法分离。
⑻洗气瓶内除杂法
此方法适应于气体的除杂，如将不干燥的H 2通过洗气瓶中的浓H 2SO 4可除去H 2O 蒸气，将SO 2、CO 2的混合气体通过洗气瓶中的NaHCO 3溶液可除去SO 2等等，常用的洗气瓶为自制简易洗气瓶。
⑼干燥管内的除杂法
此方法适用于气体的除杂，如将不干燥的CH 4通过干燥管中的碱石灰可使CH 4干燥，将CO 2、O 2的混合气体通过干燥管中的Na 2O 2可除去CO 2等等。
⑽直接加热法
混合物中混有热稳定性差的物质时，可直接加热，使热稳定性差的物质分解而分离出去，有时受热后转变为被提纯物质。例：食盐中混有氯化铵，氯化钾中混有氯酸钾，纯碱中混有小苏打等。
⑾高温管内转化法
该方法适合于气体的除杂，如将N 2、O 2的混和气体通过高温管中的Cu 网时，可除去O 2。
⑿酸化法
即使杂质与酸反应而转化为非杂质成分或转化为易挥发的气体而除杂的方法。如向Na 2CO 3与NaHCO 3的混合溶液中通入过量的CO 2气体，可使Na 2CO 3转化为NaHCO 3。
(四) 化学实验设计与评价
1、化学实验方案设计的基本要求
⑴科学性：所谓科学性是指实验原理、实验操作程序和方法必须正确。例如，鉴别Na 2SO 4和NaI ，在试剂的选择上就不宜选用HNO 3等具有氧化性的酸。在操作程序的设计上，应取少量固体先溶解，然后再取少量配成的溶液并再加入试剂，而不能将样品全部溶解或在溶解后的全部溶液中加入试剂。
⑵安全性：实验设计应尽量避免使用有毒药品和进行具有一定危险性的实验操作。
⑶可行性：实验设计应切实可行，所选用的化学药品、仪器、设备和方法等在中学现有的实验条件下能够得到满足。
⑷简约性：实验设计应尽可能简单易行，应采用简单的实验装置，用较少的实验步骤和实验药品，并能在较短的时间内完成实验。
2、化学实验设计的基本思路
⑴明确目的的原理：首先必须认真审题，明确实验的目的要求，弄清题目有哪些新的信息，综合已学过的知识，通过类比、迁移、分析，从而明确实验原理。
⑵选择仪器药品：根据实验的目的和原理以及反应物和生成物的性质、反应条件，如反应和生成物的状态、能否腐蚀仪器和橡皮、反应是否加热 及温度是否控制在一定范围等，从而选择合理的化学仪器和药品。 ⑶设计装置步骤：根据上述实验目的和原理，以及所选用的实验仪器和药品，设计出合理的实验装置和实验操作步骤，学生应具备识别和绘制典型的实验仪器装置图的能力，实验步骤应完整而又简明。 ⑷记录现象数据：根据观察，全面准确地记录实验过程中的现象和数据。
⑸分析得出结论：根据实验观察的现象和记录的数据，通过分析、计算、图表、推理等处理，得出正确的结论。
3、评价确定最佳实验方案
⑴优化思路
实验设计就是要求学生利用化学知识，设计实验完成预期目的。设计时一定要有目的性，设计周密、可行、优化的方案。
例如：如何以还原性铁粉为原料制备 Fe(OH)2，并观察它在空气中的氧化过程。
应分为三步：
⑴2＋
243
⑵ Fe2Fe(OH)2 ⑶ Fe(OH)3
＋在⑴中，用②比①好，因过量铁防止 Fe 2被氧化；因⑵中，应减少O 2存在对Fe(OH)2生成的影响，最佳
方案用刚好生成的FeSO 4与NaOH 反应，NaOH 溶液应煮沸，且用长滴管伸入FeSO 4溶液中。在⑶中应把试管倾斜使之与O 2接触。反应环境的选择对设计也有影响。
⑵优化药品
在均能达到实验目的的前提下，考虑用价格便宜的原料，提高经济效益。如MgCl 2中含有FeCl 2，如何除去？现提供信息如下：
前两者可除去Fe 2，考虑价格应选用漂液。其次要考虑所加药品不能引进新的杂质，否则也不能达到实验目的要求。
⑶优化装置
在设计装置中，要求仪器简单、操作方便、安全合理，突破思维定势，开发仪器功能。如洗气瓶的多种用途，组装一套简单的启普发生器等，需要学生在不违背仪器使用方法的前提下，大胆动脑，合理拓展思维，使实验设计方案在现有仪器前提下能得以实现。
⑷优化实验顺序
① 仪器的安装顺序：先竖向：从下至上；后横向：从左至右
② 装置图的连接：整套装置大体的连接顺序是：制取→除杂→干燥→主体实验→尾气处理。而就单个装置
的连接要注意：“五进五出”：气体的流向通常是左进右出；洗气瓶作洗气用时长（管）进短（管）出；洗气瓶作量气（制出的气体从洗气瓶中把压到量筒中）用时短（管）进长（管）出；干燥管干燥气体粗（端）进细（端）出；冷凝管用的水下进上出（逆流原理）。
③ 气体的干燥顺序：需收集的气体，经过系列洗气除杂后再干燥、收集，不能干燥后又洗气。需要某气体
进行加热反应（如CO 、H 2与CuO 、Fe 2O 3的反应）时，先干燥再反应。
④ 加热的先后顺序：同一实验中有几处需要加热时，通常先加热制气装置，待产生的气体把系统内的空气
排净后再加热反应的部分。停止加热时，先停反应的部分再停制气的部分，使产生的气体继续通一会儿使生成物冷却，防止又被氧化（如CO 还原Fe 2O 3的实验）
⑤ 操作的一般顺序：程序设计→连接仪器→检查气密性→装入药品→实验及现象观察→装置拆除→仪器清
洗。
⑸优化实验安全措施 ＋
为使实验安全可靠，要注意以下几个问题。
① 有毒气体的尾气必须处理。通常将H 2S 、SO 2、Cl 2、HCl 、NO 2等用水或NaOH 溶液吸改，将
CO 点燃烧掉。
② 易燃气体如H 2、CO 、CH 4、C 2H 4、C 2H 2等点燃这前必须要验纯。
③ 用H 2、CO 还原CuO 、Fe 2O 3等实验，应先通气，等体系内的空气排净后再加热，若先加热后通
气可能会发生爆炸事故。
④ 加热制取的气体用排气法收集完毕，应先将导气管移出水面，再熄灭酒精灯，防止水倒吸入热
试管而使试管破裂。
高考化学一轮复习笔记（详细）
必须掌握的化学思想与化学方法
1、 整体性原则：
——学会从整体出发，全面考虑问题； 2、 守恒意识：
——三大守恒内容：①质量守恒；②电荷守恒；③得失电子守恒 3、平衡意识：
——勒夏特列原理适用于一切平衡体系（化学平衡、电离平衡、水解平衡、溶解平衡等） 4、合理性原则
——要学会运用常识、常理解题，要学会识别社会常理。杜绝不合逻辑的常识性错误 5、绿色化学思想
——①原子经济性；②杜绝污染源 6、组成分析
——组合与拆分；反应物、生成物的分子组成变化 7、特征反应（关注典型反应） ——解决问题的突破口；题眼、关键字 8、具体化
——可使问题意外地简单
化学知识体系网络
第一部分 基本概念与基本理论
(一) 物质的组成
1、 分子和由分子构成的物质
⑴分子是构成物质的一种能独立存在的微粒，它保持着这种物质的化学性质
分子有一定的大小和质量；分子间有一定距离；分子在不停地运动着（物理变化是分子运动状态改变的结果）；分子间有分子间作用（范德华力）。
⑵由分子构成的物质（在固态时为分子晶体）。
一些非金属单质（如H 2、O 2、Cl 2、S 、惰性气体等）；气态氢化物；酸酐（SiO 2除外）；酸类和大多数有机物等。
2、 原子和由原子构成的物质
⑴原子是参加化学变化的最小微粒。化学反应的实质是原子的拆分和化合，是原子运动形态的变化 原子有一定的种类、大小和质量；由原子构成的物质中原子间也有一定间隔；原子不停地运动着；原子间有一定的作用力。
⑵由原子构成的物质（固态时为原子晶体）。 金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅（SiC ）等。 3、 离子和由离子构成的物质
＋＋＋＋
⑴离子是带有电荷的原子或原子团。带正电荷的阳离子如Na 、Fe 3、H 3O 、NH 4、
＋－————
[Ag(NH3) 2]等；带负电荷的阴离子如Cl 、S 2、OH 、SO 42、[Fe(CN)6]3 等。 ⑵由离子构成的物质（固态时为离子晶体）。 绝大多数盐类（AlCl 3等除外）；强碱类和低价金属氧化物等是由阳离子和阴离子构成的化合物。
【注意】离子和原子的区别和联系：离子和原子在结构（电子排布、电性、半径）和性质（颜色，对某物质的不同反应情况，氧化性或还原性等）上均不相同。 －－
得 ne
得 ne
阳离子
失－原子 ne－阴离子（简单阳、阴离子） ne失
(二) 物质的分类 1、 元素
⑴元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称（元素的种类是由核电荷数或质子数决定的）。
人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，同一元素的不同核素之间互称为同位素。
⑵元素存在状态
① 游离态——在单质中的元素
由同种元素形成的不同单质——同素异形体，常有下列三种形成方式： 组成分子的原子个数不同：如O 2、O 3；白磷（P 4）和红磷等 晶体晶格的原子排列方式不同：如金刚石和石墨 晶体晶格的分子排列方式不同：如正交硫和单斜硫 ② 化合态的元素——在化合物中的元素
【注意】元素和原子的区别，可从概念、含义、应用范围等方面加以区别。 (三) 物质的性质和变化
(四) 氧化还原反应
1、氧化还原反应的特征：元素化合价有无升降，这是判断是否是氧化还原反应的依据。 2、氧化还原反应各概念间的关系 可用以下两条线掌握概念
−→氧 升−−−→失−−−→还−−−→氧−−−−−→ 还−−−
元素化合 原子失去 物质是 还原剂具 元素被 还原剂的产物
价升高 电子 还原剂 有还原性 氧化 是氧化产物
−→还 降−−−→得−−−→氧−−−→还−−−−−→ 氧−−−
元素化合 原子得到 物质是 氧化剂具 元素被 氧化剂的产物
价降低 电子 氧化剂 有氧化性 还原 是还原产物 3、物质有无氧化性或还原性及其强弱的判断 ⑴物质有无氧化性或还原性的判断
＋
元素为最高价态时，只具有氧化性，如Fe 3、H 2SO 4分子中＋6价硫元素；元素为最低价态只具有还
—
原性，如Fe 、S 2等；元素处于中间价态既有氧化性又具有还原性，如Fe 2+、SO 2、S 等。 ⑵物质氧化性或还原性相对强弱的判断
① 由元素的金属性或非金属性比较
金属阳离子的氧化性随单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性由强到弱的顺序是：Ag ＋＋＋＋
＞Cu 2＞Al 3＞K 。
非金属阴离子的还原性随单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性由强到弱的顺序是：I －－－－
＞Br ＞Cl ＞F 。
② 由反应条件的难易比较
不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，氧化性越强。如F 2和H 2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而I 2与H 2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而F 2的氧化性比I 2强。
不同还原剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强，如有两种金属M 和N 均能与水反应，M 在常温下能与水反应产生氢气，而N 需在高温下才能与水蒸气反应，由此判断M 的还原性比N 强。 ③由氧化还原反应方向比较
−−→氧化产物a ＋还原产物b ，则： 还原剂A ＋氧化剂B −−
氧化性：B ＞a 还原性：A ＞b
＋＋－
如：由2Fe 2＋Br 2＝＝＝ 2Fe 3＋2Br
＋＋－
可知氧化性：Br 2＞Fe 3；还原性：Fe 2＞Br
④当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱。
一般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。同理当不同氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的氧化性就越强。如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为FeCl 3，而硫只能把铁氧化为FeS ，由此说明氯气的氧化性比硫强。
【注意】还原性的强弱是指物质失电子能力的强弱，与失电子数目无关。如Na 的还原性强于Al ，而
失 e－
Na Na ，Al
＋
失 3e－
Al 3，Al 失电子数比Na 多。
＋
得 2e－
同理，氧化性的强弱是指物质得电子能力的强弱，与得电子数目无关。如氧化性F 2＞O 2，则F 22F ，O 2
－
得 4e－
2O 2，O 2得电子数比F 2多。
—
4、 氧化还原方程式配平
原理：氧化剂所含元素的化合价降低（或得电子）的数值与还原剂所含元素的化合价升高（或失电子）的数值相等。
步骤Ⅰ：写出反应物和生成物的分子式，并列出发生氧化还原反应元素的化合价（简称标价态） 步骤Ⅱ：分别列出元素化合价升高数值（或失电子数）与元素化合价降低数值（或得电子数）。（简称定得失）
步骤Ⅲ：求化合价升降值（或得失电子数目）的最小公倍数。配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。
步骤Ⅳ：用观察法配平其他物质的系数。 (五) 离子反应
1、离子反应发生条件
离子反应发生条件（即为离子在溶液中不能大量共存的原因）： ⑴离子间发生复分解反应 ① 有沉淀生成。不溶于水的化合物可依据书后物质的溶解性表判断，还有以下物质不溶于水：CaF 2、CaC 2O 4
（草酸钙）等。
－＋
② 有气体生成。如CO 32＋2H ＝＝＝ CO 2↑＋H 2O ③ 有弱电解质生成。如弱碱 NH 3·H 2O ；弱酸 HF 、HClO 、H 2S 、H 3PO 4等；还有水、(CH3COO) 2Pb 、[Ag(NH3) 2]
＋＋
、[Fe(SCN)]2等难电离的物质生成。 ⑵离子间发生氧化还原反应：
＋－＋－＋
如：Fe 3与I 在溶液中不能共存，2 Fe3＋2I ＝＝＝ 2Fe 2＋I 2 －－＋－－＋S 2、SO 32、H 三种离子在溶液中不能共存，2 S2＋SO 32＋6H ＝＝＝ 3S ↓＋3H 2O 等 2、 书写离子方程式应注意的问题
① 没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。
如：Cu ＋H 2SO 4(浓) ；NH 4Cl （固）＋Ca(OH)2；C ＋H 2SO 4(浓) 反应；NaCl （固）＋H 2SO 4(浓) ，均因无自由移动离子参加反应，故不可写离子方程式。
②有离子生成的反应可以写离子方程式，如钠和水、铜和浓硫酸、SO 2通入溴水里、碳酸钙溶于乙酸等。 ③单质、氧化物在离子方程式中一律写成化学式。
－－－－
如：SO 2和NaOH 溶液反应：SO 2 ＋2OH ＝＝＝ SO 32＋H 2O 或 SO 2＋OH ＝＝＝ HSO 3 ④酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如NaHCO 3溶液和稀盐酸反应：
－＋
HCO 3＋H ＝＝＝ H 2O ＋CO 2↑
＋
⑤操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同。例如 Ca(OH)2中通入少量CO 2，离子方程式为：Ca 2
－－－
＋2OH ＋CO 2＝＝＝ CaCO 3↓＋H 2O ；Ca(OH)2中通入过量CO 2，离子方程式为：OH ＋CO 2＝＝＝ HCO 3。 ⑥对于生成物是易溶于水的气体，要特别注意反应条件。
如NaOH 溶液和NH 4Cl 溶液的反应，当浓度不大，又不加热时，离子方程式为：
NH 4＋OH ＝＝＝ NH 3· H 2O ；当为浓溶液，又加热时离子方程式为：NH 4＋OH
＋－＋－
△
NH 3↑＋H 2O
⑦对微溶物（通常指CaSO 4、Ca(OH)2、Ag 2SO 4、MgCO 3等）要根据实际情况来判断。
＋－
当反应里有微溶物处于溶液状态时，应写成离子，如盐酸加入澄清石灰水：H ＋OH ＝＝＝ H 2O ；当反应里有微溶物处于浊液或固态时，应写化学式，如在石灰乳中加入Na 2CO 3溶液：Ca(OH)2
－－
＋CO 32＝＝＝ CaCO 3＋2OH ；在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示，如Na 2SO 4溶液中加入
＋－
AgNO 3溶液：2Ag ＋SO 42＝＝＝Ag 2SO 4↓。对于中强酸（H 3PO 4、H 2SO 3等）在离子方程式中写化学式。 ⑧具有强氧化性的微粒与强还原性微粒相遇时，首先要考虑氧化——还原反应，不能只简单地考虑复分解反应。
3、 离子在溶液中不能大量共存几种情况
＋—
⑴H 与所有弱酸阴离子和OH 不能大量共存，因生成弱电解质（弱酸）和水。
－＋
⑵OH 与所有弱碱阳离子、H 、弱酸的酸式酸根离子不能大量共存，因生成弱碱、弱酸盐和水。 ⑶能发生复分解反应生成弱电解质、沉淀和气体者不能大量共存。
＋、－＋—＋－－＋
⑷能发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如Fe 3与S 2，Fe 2与NO 3（H ），S 2与SO 32（H ）等。
－－－－＋＋
⑸某些弱酸根与弱碱根不能大量共存，如S 2、HCO 3、AlO 2、CO 32与Fe 3、Al 3等不共存。
＋—＋
⑹发生络合反应的离子不能大量共存，如 Fe 3与SCN 、Ag 与NH 3· H 2O 。
＋－－－
⑺Al 3与AlO 2、NH 4+与AlO 2、NH 4+与SiO 32不能大量共存。
＋＋－＋
⑻注意有色离子（有时作为试题附加条件）：Cu 2（蓝色）、Fe 3（棕黄色）、MnO 4（紫色）、Fe(SCN)2（红色）等。 (六) 化学反应中的能量变化 1、热化学方程式
⑴概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式。 ⑵书写热化学方程式时注意事项。
①△H 写在方程式右边或下边，两者之间用“；”隔开，放出热量△H 为“－”，吸收热量△H 为“＋”。 ②要注明反应物和生成物的状态。固体用符号符号“s ”表示、液体用符号“l ”表示，气体用符号“g ”表示。
③热化学方程各物质前的化学计量数表示物质的量的多少，因此，它可以是整数，也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，△H 也不同。 2、反应热的有关计算
⑴反应热＝物质的量×1mol 物质反应吸收或放出的热 ⑵反应热＝反应物的总键能－生成物的总键能
⑶根据盖斯定律：如果一个反应可以分几步进行，各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热相同。
⑷某种物质的状态或晶型不同会引起反应热的差异，根据盖斯定律，可将热化学方程式进行“加减”后，根据反应过程的反应热比较其大小。
⑸物质的量不同引起的反应热差异，可根据反应热的物质的量之间的正比例关系比较。 (七) 物质的量
1、物质的量及其单位——摩尔（mol ）
⑴物质的量是七个基本的物理量之一。它的物理意义是含一定数目粒子的集体，符号为n 。
物质的量的单位为摩尔，简称摩，符号为mol 。物质的量和摩尔的关系正如时间和秒、长度和米、电流和安培的关系，不能混用。
⑵使用物质的量及其单位时的注意事项
①“物质的量”四个字是一个整体，不能拆开，如“时间”拆开表明的意义也就变了。写成“物质的质量”、“物质量”、“物质的数量”也都不对。不能理解为物质的数量或质量。
②摩尔是用来表示微观粒子（原子、分子、离子、质子、中子、电子等）或它们特定组合的物质的量的单位，它不能用来表示宏观物体，如不能说1mol 苹果等。
③使用摩尔时，应注明粒子的化学式，而不能用该粒子的中文名称。目的是避免指代不清引起混淆。例如：使用1mol 氧就会含义不清，究竟是指1mol O还是 1mol O2呢？ 2、阿伏加德罗定律及其重要推论 ⑴决定物质体积大小的因素（1mol ）
1摩固体、液体体积不同，因为固体、液体里分子、原子、离子间距离小，其体积主要决定于构成物质的这些微粒的直径大小，而不同的分子、原子、离子的直径大小不同，因而所占体积不同。
气体分子间距离较大，气体体积主要取决于分子间的平均距离，而这平均距离又主要取决于气体的压强与温度，因此当温度、压强相同时，气体分子间平均距离大致相同，其所占体积相同。 ⑵阿伏加德罗定律：在相同温度、压强下，同体积的气体中含有相同分子数
定义中的“四个同”，如有“三个同”成立，第四个“同”才能成立。 3、阿伏加德罗定律推论： 同温、同压：
V 1V 2
P 1P 2
2
2
N 1N 2
N 1N 2
同温、同体积：V 1V 2 m
1
m 2
1 2
ρ 1
ρ1ρ2
(八) 溶液和胶体 胶体 ⑴定义
－－
分散质微粒的直径大小在109～107 m 之间的分散系叫胶体。 ⑵胶体的类型
气溶胶：烟、云、雾。
液溶胶：AgI 水溶胶、Fe(OH)3等。 固溶胶：烟水晶、有色玻璃等。 ⑶渗析
因胶体粒子不能透过半透膜，所以把混有离子或分子杂质的胶体装入半透膜的袋里，并把此袋放在溶剂中，从而使离子或分子从胶体溶液里分离的操作叫做渗析，常用于精制某些胶体。 ⑷胶体的制备方法
①物理分散法：把难溶于水的物质颗粒分散成1nm ～100nm 的胶粒溶于水，如研磨分散法。 ②化学凝聚法：通过复分解反应使产物分子逐步凝聚为胶体。 如：AgNO 3 ＋KI ＝＝＝AgI (胶体) ＋KNO 3 FeCl 3＋3H 2O
△
Ｆe(OH)3(胶体) ＋3HCl 等等
⑸胶体的性质
①丁达尔效应：让光线透过胶体时由于胶体微粒对光线有散射作用，所以从入射光的垂直方向（或从侧面）可以看到一道光的“通路”，此现象叫丁达尔现象。溶液无此现象，用此法可鉴别胶体和溶液。
②布朗运动：在胶体里由于分散剂分子从各个方向撞击胶体微粒而形成的不停的、无秩序的运动叫布朗运动。
③电泳：在外加电场的作用下胶体里的微粒在分散剂里向阴极或阳极做定向移动的现象叫做电泳。电泳证
明了胶粒带电荷，常用于分离胶粒或提纯胶体。
④聚沉：在一定条件下，使胶粒聚集成较大的颗粒形成沉淀，从分散剂里析出的过程叫胶体聚沉，其方法有：a 、加热；b 、加入强电解质溶液；c 、加入带相反电荷的另一种胶体。 ⑹胶体微粒所带的电荷
胶体表面积大，具有很强的吸附作用，可吸附胶体中的阴离子或阳离子而带电。一般来说，金属氢氧化物、金属氧化物的胶粒吸附阳离子，胶体微粒带正电荷；非金属氧化物、金属硫化物的胶体微粒吸附阴离子，胶体微粒带负电荷。同一溶胶微粒带有同种电荷具有静电斥力，这是胶体稳定的主要原因，布朗运动是胶体较稳定的次要原因。 ⑺几点说明
①胶体的电荷是指胶体中胶体微粒带有的电荷，而不是胶体带电荷，整个胶体是电中性的。 ②分子胶体微粒大都不带电，如淀粉溶液。
③书写胶体制备的反应方程式时生成的不溶物质不写“↓”符号，这是因为胶粒带同种电荷相互排斥，没有凝集成大颗粒而沉淀下来。
④制备Fe(OH)3 胶体溶液是向沸水中滴加FeCl 3饱和溶液。其离子方程式为： ＋＋Fe 3＋3H 2O ＝＝＝ Fe(OH)3(胶体) ＋3H
制备AgI 胶体是将8～10滴0.01mol/L的AgNO 3溶液滴入10mL 0.01mol/L 的KI 溶液中（浓度不能大，否则要产生AgI 沉淀）
⑸电解质溶液聚沉作用大小除和电解质溶液及电解质离子本性有关外，一般是：离子的电荷数越多，离子半径越小，聚沉能力越大。
＋＋
如使带负电荷胶粒聚沉的阳离子Al 3＞Fe 3。
－－
使带正电荷胶粒聚沉的阴离子能力[Fe(CN)6]4＞[Fe(CN)6]3，但淀粉胶体微粒因不吸附离子而不带电荷，所以加入少量电解质不凝聚，也无电泳现象。 (九) 原子组成与结构 1、常见等电子体
－＋＋
⑴核外电子总数为2个的粒子：He 、H 、Li 、Be 2。
＋＋＋＋
⑵核外电子总数为10个的粒子：Ne 、HF 、H 2O 、NH 3、CH 4（分子类）；Na 、Mg 2、Al 3、NH 4、H 3O ＋－－－－－（阳离子类）；N 3、O 2、F 、OH 、NH 2（阴离子类）。
⑶核外电子总数为18个电子的粒子：Ar 、HCl 、H 2S 、PH 3、F 2、H 2O 2、C 2H 6、CH 3OH 、N 2H 4、CH 3NH 2、
－－－
NH 2OH 、CH 3F （分子类），K +、Ca 2+、（阳离子类）；P 3、S 2、Cl （阴离子类）。
(十一) 化学键与分子结构 1、非极性分子和极性分子
⑴非极性分子：分子中正负电荷中心重合，从整体来看电荷分布是均匀的，对称的。这样的分子为非极性分子。当分子中各键均为非极性键时，分子是非极性分子。当一个分子中各个键都相同，均为极性键，但该分子的构型是对称的，则分子内正负电荷中心可以重合。这样的分子是非极性分子，如CH 4、CO 2。总之，非极性分子中不一定只含非极性键。
⑵极性分子：分子中正负电荷中心不能重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的、不对称的。这样的分子为极性分子，以极性键结合的双原子分子，必为极性分子，以极性键结合的多原子分子，若分子的构型不完全对称，则分子内正负电荷必然不重合，则为极性分子。总之，极性分子中必定会有极性键。但含有极性键的分子不一定是极性分子。
⑶常见分子的构型及分子极性
⑷判断AB n 型分子极性的经验规律
若中心原子A 的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，若不等则为极性分子。如BH 3、BF 3、CH 4、CCl 4、CO 2、CS 2、PCl 5、SO 3等均为非极性分子，NH 3、PH 3、PCl 3、H 2O 、H 2S 、SO 2等均为极性分子。
AB n 分子内中心原子A 若有孤对电子（未参与成键的电子对）则分子为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。
2、化学键与物质类别关系规律
⑴只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如I 2、H 2、P 4、金刚石、晶体硅等。
⑵只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物。如CCl 4、NH 3、SiO 2、CS 2等。 ⑶既有极性键又有非极性键的物质：如H 2O 2、C 2H 2、CH 3CH 3、C 6H 6（苯）等
⑷只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na 2S 、CsCl 、K 2O 、NaH 等 ⑸既有离子键又有非极性键的物质，如Na 2O 2、Na 2S x 、CaC 2等
⑹由离子键、共价键、配位键构成的物质，如NH 4Cl 等 ⑺无化学键的物质：稀有气体（单原子分子）。 (十二) 化学平衡
1、影响化学反应速率的因素 ⑴内因（决定因素）
化学反应速率是由参加反应的物质的性质决定的。 ⑵外因（影响因素）
①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。
注意：增加固体物质或纯液体的量，因其浓度是个定值，故不影响反应速率（不考虑表面积的影响）。 ②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大压强，气体的体积减小，浓度增大，反应速率加快。
注意：由于压强对固体、液体的体积几乎无影响，因此，对无气体参加的反应，压强对反应速率的影响可忽略不计。
③温度：当其他条件不变时，升高温度，反应速率加快。
一般来说，温度每升高10℃，反应速率增大到原来的2～4倍。
④催化剂：催化剂有正负之分。使用正催化剂，反应速率显著增大；使用负催化剂，反应速率显著减慢。不特别指明时，指的是正催化剂。 2、外界条件同时对V 正、V 逆的影响
⑴增大反应物浓度，V 正急剧增大，V 逆逐渐增大；减小反应物的浓度，V 正急剧减小， V 逆逐渐减小
⑵加压对有气体参加或生成的可逆反应，V 正、V 逆均增大，气体分子数大的一侧增大的倍数大于气体分子数小的一侧增大的倍数；降压V 正、V 逆均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数。
⑶升温，V 正、V 逆一般均加快，吸热反应增大的倍数大于放热反应增加的倍数；降温，V 正、V 逆一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。 ⑷加催化剂可同倍地改变V 正、V 逆 3、可逆反应达到平衡状态的标志
⑴V 正＝V 逆，如对反应mA (g)＋nB (g) pC (g) ① 生成A 的速率与消耗A 的速率相等。
② 生成A 的速率与消耗B 的速率之比为m ：n 。 ③ 生成B 的速率与生成C 的速率之比为n ：p 。 ⑵各组成成分的量保持不变
这些量包括：各组成成分的物质的量、体积、浓度、体积分数、物质的量分数、反应的转化率等。 ⑶混合体系的某些总量保持不变
对于反应前后气体体积发生变化的可逆反应，混合气体的总压强、总体积、总物质的量及体系平均相对分子质量、密度等不变。 (十三) 电离平衡
1、水的电离和溶液的pH 计算 ⑴水的电离
＋－
水是极弱的电解质，纯水中存在着电离平衡，其电离方程式为：2H 2O 3O ＋OH ，通常简写
＋－＋－－１
成H 2O H ＋OH c(H) ＝c(OH) ＝1×107mol ·L 。 ⑵水的离子积常数K w
＋－－
K w ＝c(H) ·c(OH) ，25℃时，K w ＝1×1014。 ⑶K w 的意义
K w 是一个很重要的常数，它反映了一定温度下的水中H 浓度和OH 浓度之间的关系。
＋－
⑸有关pH 计算的主要题型及计算方法
＋＋
根据pH ＝－lg c(H) ，因此计算溶液的pH 的关键是计算溶液中H 的浓度。 常见的题型有：
①有关酸碱溶液稀释后pH 的计算
＋－
a 、酸稀释后，先求稀释后c (H ) ，再求p H ；碱稀释后，先求稀释后c (O H ) ，根据K w ＝
＋－＋
c(H) ·c(OH) ，求出c(H) ，最后再求pH 。
＋－
b 、一定浓度的强酸或强碱溶液用水稀释10a 倍体积，溶液中c(H) 或c(OH) 也被稀释到同样倍数，浓度变为原来的1/10a ，则溶液的pH 将增大或减小a 个单位。
＋
c 、一定浓度的弱酸或弱碱用水稀释10a 倍体积，由于电离程度增大，使得c (H ) 或
－
c(OH) 减小的不到1/10a ，因此pH 增大或减小不到a 个单位。
d 、稀酸、稀碱无限稀释后，因水的电离已是影响pH 的主要因素，因此pH 接近于7。即稀酸无限稀释后，pH 不可能大于7，弱碱无限稀释后pH 不可能小于7。 ②有关酸碱混合pH 的计算
＋
a 、 两种强酸混合，先计算混合后c(H) ，再计算pH 。混合后
c
(H＋)
＝
c 1(H＋) ·V 1＋c 2(H＋) ·V 2
V 1＋V 2
－＋
b 、 两种强碱混合，先计算混合后c(OH) ，然后计算c(H) ，最后计算pH 。混合后
c
(OH－)
＝
c 1(OH－) ·V 1＋c 2(OH－) ·V 2
V 1＋V 2
＋
K W
c (H＋) ＝(OH－)
pH ＝—lg c(H) 。
c 、 强酸、强碱混合后，要发生酸碱中和反应，因此需判断后再计算
＋－
若n (H) ＝n(OH) ，酸碱恰好完全反应，则pH ＝7；
＋－＋
若n (H) ＞n(OH) ，则酸过量，先求反应后溶液中c(H) ，再计算pH ，此时pH ＜7
＋－－＋
若n (H) ＜n(OH) ，则碱过量，先求反应后溶液中c(OH) ，再求出c(H) ，然后计算pH ，此时pH ＞7 2、盐类水解方程式的书写方法
⑴由于盐类水解与酸碱中和互为可逆过程，所以盐类水解一般不彻底，书写离子反应方程式时，只能用“”，而不能用“”，生成的不溶物不记“↓”，生成的气态产物也不记“↑”符号，如AlCl 3水解
＋＋
的离子方程式为Al 3＋3H 2O Al(OH)3＋3H
⑵多元弱酸的电离是分步进行的，多元弱酸形成的盐水解时也是分步进行的，如
－－－－－
H 2CO 3H +＋HCO 3，而Na 2CO 3的水解，首先CO 32＋H 2O HCO 3＋OH ，生成的HCO 3 再水
解HCO 3＋H 2
O CO 32＋ OH 。
－－－
⑶较易水解的阳离子如Al 3+、Fe 3+等，较易水解的阴离子如CO 32（或HCO 3）、AlO 2等，在溶液中双水解十分强烈，可完全水解，此时应用“”并标明“↑”及“↓”符号。
－＋－
Fe 3+＋3HCO 3Fe(OH)3↓＋3CO 2↑， 2Al 3＋3S 2＋6H 2O 2Al(OH)3↓＋3H 2S ↑ 3、守恒法在处理溶液问题的应用
在解答电解质溶液中微粒浓度之间的关系的有关问题，特别是等式关系时，经常用到守恒原理。 ⑴电荷守恒：溶液中阳离子所带的总正电荷数与阴离子所带的总负电荷数相等，整个溶液显电中性。
＋＋－－－
如Na 2S 溶液中：c(Na) ＋c(H) ＝2 c(S2) ＋c(HS) ＋c(OH)
⑵物料守恒：在电解质溶液中，某物质（或微粒）的总浓度等于该物质电离或水解所产生的各物质平衡浓度之和。
⑶质守恒：溶液中得质子的微粒得质子的总数与失质子的微粒失去质子的总数相等。 质子守恒式一般可由上述电荷守恒式、物料守恒式联立求得。 4、 中和滴定误差分析（以标准盐酸滴定NaOH 溶液为例） －
－
－
5、电解时，溶液中阴、阳两极离子的放电顺序
电解时两极的放电顺序，与电极材料（非惰性金属为阳极，阳极本身放电），电镀、电解质溶液中离子
＋＋＋＋
本身的氧化性、还原性（本性）、离子浓度[电镀锌时，因c(Zn2) 比c(H) 大得多，Zn 2放电而H 未放电]等因素有关。若以惰性电极进行电解，其阴阳两极各离子放电顺序在不考虑浓度大小影响时，一般为： 阴极（阳离子）放电顺序（氧化性）
＋＋＋＋＋＋＋＋＋＋＋３＋＋＋＋
Au 3＞Ag ＞Hg 2＞Cu 2＞H ＞Pb 2＞Sn 2＞Ni 2＞Fe 2＞Zn 2＞Mn 2＞Al ＞Mg 2＞Na ＞Ca 2＞K ＋
阳极（阴离子）放电顺序（还原性） －－－－－－－S 2＞I ＞Br ＞OH ＞NO 3＞SO 42＞F 6、以惰性电极电解的类型及pH 变化规律
－、＋
以惰性电极电解时，按其中OH 、H 放电情形的不同，电解可分如下几种类型：
－、＋
⑴OH 、H 均放电，相当于只电解水。凡含氧酸，可溶性强碱，活泼金属的含氧酸盐等电解均属于此种类
电解
型，其电解方程式均为：2H 2O 2H 2↑＋O 2↑。其电解后pH 变化规律为：含氧酸，电解后pH 变小；
强碱，电解后pH 变大；盐，电解后pH 基本不变。
＋－、＋
⑵只有H 放电，而OH 不放电，此类因H 放电消耗，会使电解后溶液的pH 升高。凡活泼金属的无氧酸
电解
盐（除氟化物外）均属此类，如电解NaCl 溶液：2NaCl ＋2H 2O
电解
2NaOH ＋H 2↑＋Cl 2↑。电解盐酸：
2HCl H 2↑＋Cl 2↑等
⑶只有OH
－、
放电，而H 不放电。此类因OH
＋－、
放电而消耗，使电解溶液的pH 下降，凡不活泼金属的含氧
电解
酸盐均如此。如电解CuSO 4溶液：2CuSO 4＋2H 2O
－、
＋
2Cu ＋O 2↑＋2H 2SO 4。
⑷OH 、H 均未放电，相当只电解电解质，凡不活泼金属无氧酸盐（除氟化物外）均属此类，因该类大多水解呈酸性，电解时pH 略增大或基本不变，如电解CuCl 2溶液：
电解
CuCl 2
Cu ＋Cl 2↑
第二部分 元素及其化合物
概述
1、 元素化合物知识包括金属和非金属两部分，是高中化学的基础知识之一。知识特点是作为化学基本概念、原理、实验和计算的载体，其信息量大，反应复杂，常作为综合试题的知识背景或突破思维的解题题眼。
2、 注意处理好两个关系，必须先处理好元素化合物知识的内部关系，方法是：“抓重点，理关系，用规律，全考虑”。
① 抓重点：以每族典型元素为代表，以化学性质为抓手，依次学习其存在、制法、用途、检验等“一条龙”知识，做到牵一发而动全身
② 理关系：依据知识内在联系，按单质→氧化物→氧化物的水化物→盐的顺序，将零碎的知识编织成网络，建立起完整的知识结构，做到滴水不漏
③ 用规律：用好化学反应特有的规律，如以强置弱等规律，弄清物质间相互反应。
④ 全考虑：将元素化合物作为一个整体、一个系统理解，从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。
另一方面是处理好元素化合物知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系，采取的方法是“分析与综合、抽象与具体”。
① 分析：将综合试题拆分思考。
② 综合：将分散的“点”衔接到已有的元素化合物知识“块”中。 ③ 抽象：在分析综合基础上，提取相关信息。
④ 具体：将提取出的信息具体化，衔接到综合试题中，从而完整解题。 (一) 元素非金属性的强弱规律
⑴常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下：F 、O 、Cl 、N 、Br 、I 、S 、P 、C 、Si 、H 。 ⑵元素非金属性与非金属单质活泼性的区别：
元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强；②核电荷数：核电荷数越大，吸引电子能力越强；③最外层电子数：同周期元素，最外层电子越多，吸引电子能力越强。但由于某些非金属单质是双原子分子，原子是以强列的共价键相结合
＝（如N N 等），当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。这种现＝
象不一定说明这种元素的非金属性弱。 ⑶非金属性强弱的判断依据及其应用
元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。这种能力的大小取决于原子半径、 核电荷数、最外层电子数，题目常通过以下几方面比较元素的非金属性。 ① 非金属单质与H 2化合的条件及难易程度； ② 氢化物的稳定性；
③ 最高价氧化物对应水化物的酸性； ④ 非金属间的置换反应；
⑤ 非金属单质对应阴离子的还原性；
⑥ 与变价金属反应时，金属所呈现的化合价；
⑦ 元素在化合物中化合价的相对高低（如在HClO 中，氯元素显正价，氧元素显负价，则说明氧的非金属
性比氯强）等。 (二) 卤族元素
1、卤族元素主要性质的递变性（从F →I ）
⑴单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小； ⑵元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强； ⑶与H 2化合，与H 2O 反应由易到难；
⑷气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强； ⑸最高价氧化物的水化物酸性减弱；
⑹前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。 2、卤化氢
均为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，在空气中形成酸雾。 ⑴氟化氢（HF ）：很稳定，高温极难分解，其水溶液是氢氟酸，弱酸，有剧毒，能腐蚀玻璃。 ⑵氯化氢（HCl ）：稳定，在1000℃以上少量分解，其水溶液为氢氯酸，俗称盐酸，强酸 ⑶溴化氢（HBr ）：较不稳定，加热时少量分解，其水溶液为氢溴酸，酸性比盐酸强，HBr 还原性比HCl 强，遇浓硫酸被氧化为单质溴（Br 2）。 ⑷碘化氢（HI ）：很不稳定，受热分解，其水溶液为氢碘酸，酸性比氢溴酸强，HI 是强还原剂，遇浓硫酸易被氧化为单质硫。
3、卤素及其化合物主要特性 ⑴氟及其化合物的特殊性质
① 卤素单质Cl 2、Br 2、I 2与H 2化合都需要一定条件，惟独F 2在黑暗处就可与H 2化合爆炸。 ② 卤素单质Cl 2、Br 2、I 2与水反应的通式为：X 2 ＋H 2O ＝＝＝ HX＋HXO （I 2与水反应极弱），但F 2与H 2O
反应却是：2F 2＋2H 2O ＝＝＝ 4HF＋O 2 ③ 氟无正价，其他都有正价
④ HF 有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF 能腐蚀玻璃；
⑤ CaF 2不溶于水，AgF 易溶于水，氟可与某些稀有气体元素形成化合物。 ⑵溴的特性
溴在常温下为红棕色液体（惟一的液态非金属单质），极易挥发产生红棕色有毒的溴蒸气，因而实验室通常将溴密闭保存在阴冷处，并在盛有液溴的试剂瓶内常加适量水。盛装溴的试剂瓶不能用橡皮塞（腐蚀橡胶）。
⑶碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华（常用于分离提纯碘），遇淀粉变蓝色（常用来检验碘的存在），碘的氧化性较其他卤素弱，与变价金属铁反应生成FeI 2而不是FeI 3。 (三) 氧族元素
1、氧族元素的相似性和递变性
最外层均为6个电子，电子层数依次增加，次外层O 为2个，S 为8个，Se 、Te 均为18个电子。氧通常显－2价，硫、硒、碲常见的化合物为：－2价、＋4价、＋6价，都能与多数金属反应。氧化物有两种RO 2和RO 3，其对应水化物H 2RO 3、H 2RO 4均为含氧酸，具有酸的通性。它们的氢化物除H 2O 外，其余的H 2S 、H 2Se 、H 2Te 均为气体，有恶臭、有毒，溶于水形成无氧酸，都具有还原性。
核电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，而失电子的能力逐渐增强。单质的状态由气态到固态，熔沸点也依次升高，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，氧化性依次减弱。含氧酸的酸性依次减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。
2、硫酸根离子的检验
值得注意的是，检验SO 42时会受到许多离子的干扰。
＋＋＋－
⑴Ag 干扰：用BaCl 2 溶液或盐酸酸化时防止Ag 干扰，因为Ag ＋Cl ＝＝＝ AgCl↓。
－－－
⑵CO 32、SO 32、PO 43干扰：因为BaCO 3、BaSO 3、Ba 3(PO4) 2也是白色沉淀。与BaSO 4白色沉淀所不同的
—
是，这些沉淀溶于强酸中。因此检验SO 42时，必须用酸酸化。
＋＋
如：BaCO 3＋2H ＝＝＝ H2O ＋CO 2↑＋Ba 2但不能用硝酸酸化，同理所用钡盐也不能是Ba(NO3) 2溶液，
－——－
因为在酸性条件下SO 32、HSO 3、SO 2等会被溶液中的NO 3氧化为SO 42，从而可使检验得出错误的结论。
－
为此，检验SO 42离子的正确操作为：
－
被检液
加足量的盐酸酸化
取清液
滴加BaCl 2溶液
有无白色沉淀（有无SO 42）
－
由此可见，浓硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但产生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有强与弱的差别，被还原产物也不相同。 (四) 氮族元素
1、一氧化氮和二氧化氮
⑴一氧化氮：无色气体，难溶于水，有很大毒性，在常温下极易被氧化成二氧化氮。2NO ＋O 2＝＝＝ 2NO2 ⑵二氧化氮：有刺激性气味的红棕色气体，溶于水生成硝酸和一氧化氮。 3NO 2＋H 2O ＝＝＝ 2HNO3＋NO 4NO N 2O 4（无色） 注意：关于氮的氧化物溶于水的几种情况的计算方法。
① NO 2或NO 2与N 2（或非O 2）的混合气体溶于水时可依据：3NO 2＋H 2O ＝＝＝ 2HNO3＋NO 利用气体体积
变化差值进行计算。
② NO 2和O 2的混合气体溶于水时，由4NO 2＋2H 2O ＋O 2＝＝＝ 4HNO3 可知，当体积比为 ＝4：1，恰好完全反应 V(NO2) ：V(O2 ＞4：1，NO 2过量，剩余气体为NO ＜4：1，O 2过量，乘余气体为O 2 ③ NO 和O 2同时通入水中时，其反应是：2NO ＋O 2＝＝＝ 2NO2 ，3NO 2＋H 2O ＝＝＝ 2HNO3＋NO ，总反应
式为：4NO ＋2H 2O ＋3O 2＝＝＝ 4HNO3 当体积比为 ＝4：3，恰好完全反应 V(NO)：V(O2) ＞4：3，NO 过量，剩余气体为NO ＜4：3，O 2过量，乘余气体为O 2
④NO 、NO 2、O 2三种混合气体通入水中，可先按①求出NO 2与H 2O 反应生成的NO 的体积，再加上原混合气体中的NO 的体积即为NO 的总体积，再按③方法进行计算。 2、硝酸的化学性质
①HNO 3具有酸的通性。
② HNO 3具有强氧化性，表现在能与多数金属、非金属、某些还原性化合物起反应。要注意，由于硝酸氧
化性很强，任何金属与硝酸反应都不能放出氢气，在与不活泼金属如Cu 、Ag 等反应时，浓硝酸还原产物为NO 2，稀硝酸还原产物为NO ，（但不能认为稀硝酸的氧化性比浓硝酸强）；
—
③ 在溶液中NO 3几乎与所有离子能大量共存，但注意，当溶液的酸性较强可形成硝酸溶液，具有还原性
—＋＋
的某些离子则不能与其大量共存，如NO 3、H 、Fe 2 中任意两者能大量共存，但三者则不能大量共存。
—
即：NO 3在中性或碱性溶液中不表现氧化性，而在酸性溶液中表现强氧化性。 3、氨气的实验室制法
反应原理：2NH 4Cl ＋Ca(OH)2
△
CaCl 2＋2NH 3↑＋2H 2O 不能用NaOH 代替Ca(OH)2，因为NaOH 吸
湿后容易结块，产生的气体不易逸出，并且NaOH 对玻璃有强烈的腐蚀作用。
装置：制NH 3的气体发生装置与制O 2、CH 4的相同。干燥氨气不能选用浓H 2SO 4、P 2O 5，也不能选用无水CaCl 2，应选用碱石灰。收集NH 3应采用向下排空气法。容器口塞一团棉花（防止空气进入试管，以保证
收集的NH 3比较纯净）。检验：a 、用湿润的红色石蕊试纸（变蓝）；b 、蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口（白烟）。实验室还常根据浓氨水的强挥发性，向浓氨水中加入NaOH 或CaO 得到氨气。NaOH 或CaO 的作用是吸水和吸水后使溶液温度显著升高，二者都能减少氨气的溶解。 (五) 碳族元素
1、碳族元素性质的相似性和递变性 2、碳酸正盐与酸式盐性质比较
＋＋＋
①在水中溶解性：正盐除K 、Na 、NH 4等易溶于水外，其余都难溶于水；而只要存在的酸式盐都易溶于水。
一般来说，在相同温度下酸式盐的溶解度比正盐大，如CaCO 3难溶于水，Ca(HCO3) 2易溶于水，但也有例外，如NaHCO 3溶解度比Na 2CO 3小。
＋＋
②热稳定性：正盐中除K 、Na 等受热难分解外，其余受热易分解；酸式盐在水溶液或固态时加热都易分解。如 Ca(HCO3) 2
△
CaCO 3↓＋CO 2↑＋H 2O
一般来说，热稳定性大小顺序为：正盐＞酸式盐＞多元盐（盐的阳离子相同，成盐的酸相同）。
－－
③可溶性正盐、酸式盐都能发生水解，但相同阳离子的相同浓度时溶液中CO 32的水解程度比HCO 3
大
④都能与酸作用，但相同条件放出CO 2的速率酸式盐比正盐快。 (六) 碱金属
1、碱金属性质递变规律
结构决定性质，由于碱金属的原子结构具有相似性和递变性，所以其化学性质也具有相似性和递变性。 ①相似性：
a 、都能与氧气等非金属反应
b 、都能与水反应生成氢氧化物和氢气 c 、均为强还原剂。 ②递变规律（锂→铯）
a 、 与氧气反应越来越剧烈，产物结构越来越复杂 b 、 与水反应剧烈程度依次增强
c 、 还原性依次增强，金属性依次增强
2、NaOH 的性质
①物理性质：俗名苛性钠、火碱、烧碱，是一种白色固体，极易潮解；有强烈的腐蚀性，能腐蚀磨口玻璃瓶，使瓶口与瓶塞粘结。 ②化学性质
a 、 与酸碱指示剂作用，使紫色的石蕊溶液变蓝，无色的酚酞变红。 b 、 与酸性氧化物作用，生成盐和水 c 、 与酸作用，生成盐和水
d 、 与盐作用，生成新碱和新盐。（要满足复分解反应发生的条件，同时参加反应的碱和盐一般是易溶解的
碱和盐）
e 、 与一些单质的反应
2Al ＋2NaOH ＋2H 2O ＝＝＝2NaAlO 2＋3H 2↑ Cl 2＋2NaOH ＝＝＝ NaClO＋NaCl ＋H 2O Si ＋2NaOH ＋H 2O ＝＝＝ Na2SiO 3＋2H 2↑ ③制法： 2NaCl ＋2H 2＋H 2↑＋Cl 2↑
Na 2CO 3＋Ca(OH)2＝＝＝ CaCO3↓＋2NaOH
(七) 几种重要的金属 2＋H 2O
或HCl 1、铝及其化合物间的相互转化关系、反应 NaOH
现象及图象分析
△ 2O 3
① 向AlCl 3溶液中滴加NaOH 溶液直至过量，如图所示。 ② 现象：白色沉淀逐渐增多达最大值，继续加NaOH 溶 液沉淀逐渐溶解，直至完全消失。 ＋－Al 3＋3OH ＝＝＝ Al(OH)3
――
Al(OH)3＋OH ＝＝＝ AlO2＋2H 2O
②向NaOH 溶液中滴加AlCl 3溶液直至过量，如下图所
示。现象：开始时无沉淀，接着产生沉淀。达最大值后 不增减。
＋－―
Al 3＋4OH ＝＝＝ AlO2＋2H 2O
―＋
3AlO 2＋Al 3＋6H 2O ＝＝＝ 4 A l(OH)3↓
③向NaAlO 2溶液中滴加盐酸直到过量，
如图所示。现象：先有白色沉淀后完全消失。 n
―＋
AlO 2＋H ＋H 2O ＝＝＝ Al(OH)3↓
＋＋
Al(OH)3↓＋3H ＝＝＝Al 3＋3H 2O ④向盐酸溶液中滴加NaAlO 2溶液，直至过量，
如图所示。现象：开始无沉淀，接着产生白色
沉淀。
―＋＋
AlO 2＋4H ＝＝＝ Al3＋2H 2O
―＋
3AlO 2＋Al 3＋6H 2O ＝＝＝ 4 A l(OH)3↓
2、镁及其化合物间的相互转化关系
4、Fe 与Fe 的相互转化
＋
⑴Fe 2的还原性：
2Fe 2＋Cl 2＝＝＝ 2Fe3＋2Cl 4Fe(OH)2＋O 2＋2H 2O ＝＝＝ 4Fe(OH)2
＋＋＋
12Fe 2＋3O 2＋6H 2O ＝＝＝ 4Fe(OH)3↓＋8Fe 3（Fe 2露置空气中，易被氧化） 酸性条件下：
＋＋＋
4Fe 2＋O 2＋4H ＝＝＝ 4 Fe 3＋2H 2O
＋＋＋
4Fe 2＋H 2O 2＋2H ＝＝＝ 2 Fe 3＋2H 2O
＋－＋＋＋
5Fe 2＋MnO 4＋8H ＝＝＝ 5 Fe 3＋4H 2O ＋Mn 2
＋
⑵Fe 3强氧化性
＋＋＋＋
一般氧化性：Cu 2＜Fe 3＜Ag Cl 2＞Br 2＞Fe 3＞I 2＞SO 2＞S
＋＋＋
2Fe 3＋Cu ＝＝＝ 2 Fe 2＋Cu 2
＋＋
2Fe 3＋Fe ＝＝＝ 3 Fe 2
＋－＋
2Fe 3＋2I ＝＝＝ 2 Fe 2＋I 2
＋－＋＋
2Fe 3＋H 2S ＝＝＝ 2 Fe 2＋S ↓＋2 H
＋
Fe 3水解显酸性：
＋＋
2Fe 3＋3H 2O Fe(OH)3＋3H
所以配制FeSO 4溶液时常加入少量铁粉（或铁钉）防止氧化，配制Fe 2(SO4) 3时常加少量H 2SO 4，抑制水解。 5、金属冶炼的反应原理及方法
绝大部分金属在自然界中以化合态存在，金属冶炼的实质是用还原的方法使金属化合中的金属离子得到电子变成金属单质。
由于金属的化学活泼性不同，金属离子得到电子还原成金属的能力也就不同 ，按金属活泼顺序对应金
＋＋
属阳离子氧化性K →Ag 逐渐增强，金属冶炼也由难变易。一般有三种冶炼方法： ⑴热分解法：适合于冶炼金属活泼性较差的金属。如：
＋
＋
－
2HgO
△
2Hg ＋O 2↑ 2Ag 2O
△
4Ag ＋O 2↑
⑵热还原法，用还原剂（CO 、C 、H 2、Al 等）还原金属氧化物，适合于金属活泼性介于Zn ～Cu 之间的大多数金属的冶炼。如 Fe 2O 3＋2Al ＋Cr 2O WO 3＋3H ＋3CO 2 ＋Al 2O 3
＋3H 2O
⑶电解法：适合冶炼金属活泼性很强的金属（一般是在金属活泼顺序表中排在铝前边的金属）。如： 2Al 2O 2Al ＋3O 2↑
MgCl 2(熔融
Mg ＋Cl 2↑
第三部分 有机化学基础
(一) 同系物和同分异构体
1、同位素、同素异形体、同系物、同分异构和同一种物质的比较
(二) 同分异构体的类型及其判定
类型：⑴碳链异构是指分子中碳原子之间的连接次序不同而产生的异构现象。 ⑵位置异构是指官能团或取代基在碳链或碳环上位置不同而产生的异构现象。
⑶官能团异构是指具有相同的化学式，但所含官能团不同的异构现象。包括以下几种：①环烷烃和烯烃；②二烯烃和炔烃；③醇和醚；④醛和酮；⑤羧酸和酯；⑥氨基酸与硝基化合物等。
判定：①分子式相同；②主碳链结构或官能团位置不同；③可以同类，也可以不同类；④联想空间结构
(三) 有机物的化学性质及推断 1、有机反应的重要条件
有机反应的条件往往是有机推断的突破口。
⑴能与NaOH 反应的有：①卤代烃水解；②酯水解；③卤代烃醇溶液消去；④酸；⑤酚；⑥乙酸钠与NaOH 制甲烷
⑵浓H 2SO 4条件：①醇消去；②醇成醚；③苯硝化；④酯化反应 ⑶稀H 2SO 4条件：①酯水解；②糖类水解；③蛋白质水解 ⑷Ni ，加热：适用于所有加氢的加成反应 ⑸Fe ：苯环的卤代 ⑹光照：烷烃光卤代
⑺醇、卤代烃消去的结构条件：β－C 上有氢
⑻醇氧化的结构条件：α－C 上有氢
3、有机物结构的推断
有机物结构的推断主要依赖于：①实验现象；②有机物的性质；③计算等事实，更多的是由性质去推断。(四) 烃及其衍生物的燃烧规律
1、烃C x H y 完全燃烧的通式：C x H y ＋(x+y/4) O2→xCO 2＋y/2H2O 2、有机物每增加1个CH 2多耗O 2 1.5mol
3、若烃分子组成为C n H 2n （或衍生物C n H 2n O 、C n H 2n O 2），完全燃烧时生成CO 2和H 2O 的物质的量之比为1：1
4、若有机物在足量的氧气里完全燃烧、其燃烧所耗氧气物质的量（或体积）与生成CO 2的物质的量（或体积）相等，则有机物分子组成中H 、O 原子个数比为2：1
5、烃燃烧时，决定消耗O 2量的因素有：在等物质的量时，分子中碳原子数越多，O 2消耗越多（芳烃有例外）。在等质量时，分子中每个碳原子分配的氢原子越多，O 2消耗越多。
6、最简式相同的有机物，不论以任何比例混合，只要混合物的质量一定，它们完全燃烧后生成的CO 2总量为常数。
7、不同的有机物完全燃烧时，若生成的CO 2和H 2O 的质量比相同，则它们的分子中C 、H 原子个数比相同。
8、气态烃C x H y 与O 2混合后燃烧或爆炸，恢复原状态（100℃以上），1mol 气态烃反应前后总体积变化情况是：
y ＝4 总体积不变，△V ＝0
y ＜4 总体积减小，△V ＝1－y/4 y ＞4 总体积增加，△V ＝y/4－1 (五) 有机物分子组成通式的应用规律
1、最简式相同的有机物，无论多少种，以何种比例混合，混合物中元素质量比值相同。可用于质量比、质量分数的求算。提示：①含n 个碳原子的饱和一元醛与含有2n 个碳原子的饱和一元羧酸、酯具有相同的最简式。②含有n 个碳原子的炔烃与含有3n 个碳原子苯及其同系物具有相同的最简式。
2、具有相同的相对分子质量的有机物为：①含有n 个碳原子的饱和一元醇或醚与含有(n－1) 个碳原子的饱和一元羧酸或酯。②含有 n 个碳原子的烷烃与（n —1）个碳原子的饱和一元醛。 以上规律可用于有机物的推断。
3、由相对分子质量求有机物的分子式 设烃的相对分子质量为M 。
M
得整数商和余数，商为可能的最大碳数，余数为最小的氢原子数。 12
42
例如某烃相对分子质量为42，则其分子式为：＝3„„6，即：C 3H 6 。
12
M ⑵的余数为0或碳原子数≥6时，将碳原子数依次减少一个，每减少一个碳原子，就增加12个氢原12
⑴
子，直到饱和为止。
例：求相对分子质量为128的烃的分子式
128
＝10„„8分子式为C 10H 8或C 9H 20 。 12
(六) 葡萄糖（C 6H 12O 6）
⑴结构简式：CH 2OH(CHOH)4CHO ，特点：多羟基醛。 ⑵物理性质：白色晶体，有甜味，能溶于水 ⑶化学性质：
①还原性：能发生银镜反应和与新制的Cu(OH)2反应
＋－
CH 2OH(CHOH)4CHO ＋2[Ag(NH3) 2]＋2OH →CH 2OH(CHOH)4COOH ＋2Ag ↓＋H 2O ＋4NH 3 CH 2OH(CHOH)4CHO ＋2Cu(OH)2→CH 2OH(CHOH)4COOH ＋Cu 2O ↓＋2H 2O ②加成反应：与H 2加成生成已六醇 ③酯化反应：与酸发生酯化反应。 ④发酵反应：（制酒精）
−→2C 2H 5OH ＋2CO 2↑ C 6H 12O 6−−
⑤生理氧化：（供给热量） C 6H 12O 6→2C 2H 5OH ＋2CO 2 ⑷制法：淀粉水解
催化剂
−→n C6H 12O 6 (C6H 10O 6) n ＋nH 2O −−
(淀粉) （葡萄糖）
⑸用途
催化剂
作营养物质和还原剂。
(七) 蛋白质
1、蛋白质的组成和结构：⑴蛋白质是由不同氨基酸按不同排列顺序相互结合而构成的高分子化合物。⑵蛋白质的成分里含有碳、氢、氧、氮、硫等元素。⑶蛋白质分子中含有未缩合的羧基和氨基。⑷蛋白质溶液是一种胶体。⑸酶是一种具有生物活性的蛋白质。
2、蛋白质的性质
⑴水解：天然蛋白质水解的最终产物是α—氨基酸。
⑵两性：具有氨基酸的性质，能与酸和碱反应。
⑶盐析：（钾、钠、铵）盐的浓溶液，可使蛋白质的溶解度降低，产生盐析。盐析是可逆过程，利用这一性质，可以分离和提纯蛋白质。
⑷变性：在加热、紫外线、X 射线、强酸、强碱、重金属盐及一些有机化合物等条件都能使蛋白质产生凝聚的现象。变性是不可逆的，利用此性质可进行消毒，但也能引起中毒。
⑸颜色反应：具有苯环结构的蛋白质遇浓HNO 3变性，产生黄色不溶物。可用于鉴别蛋白质。
⑹灼烧气味：灼烧蛋白质产生烧焦羽毛的气味。可用于鉴别毛料、棉料与化纤。
第四部分 化学实验
(一) 化学实验常用仪器
1、可加热的仪器
⑴可直接加热的仪器。试管、坩埚、蒸发皿、石棉网、燃烧匙、玻璃棒、铂丝。
⑵可间接加热（加垫石棉网加热、水浴加热等），但不能直接的仪器。烧杯、圆底烧瓶、平底烧瓶、蒸馏烧瓶、锥形瓶。
2、用于计量的仪器
⑴测量物质质量的仪器
A 、粗测 托盘天平（有砝码、镊子与之配套）。
B 、精测 分析天平、电子天平（中学化学实验不作要求）。
⑵测量液体体积的仪器
A 、粗测 量筒、量杯
B 、精测 滴定管（分酸式和碱式）、容量瓶（限用于配制一定体积浓度准确的溶液中）、移液管。 ⑶用于物质分离的主要玻璃仪器
⑴分液 分液漏斗、烧杯
⑵过滤 过滤漏斗、滤纸、玻璃棒、烧杯
⑶液体蒸发 蒸发皿（有玻璃质的，也有瓷质的）、玻璃棒、蒸馏烧瓶（必要时要配备温度计、冷凝管、牛角管）、酒精灯
4、物质储存仪器
⑴储存气体 集气瓶、储气瓶
⑵储存固体 广口试剂瓶，它又分为：无色玻璃瓶和棕色玻璃瓶；磨砂玻璃塞瓶和丝扣塑料塞瓶；塑料瓶；水槽。
(二) 仪器的装配和拆卸
装配仪器时，首先要根据仪器装置图，选择合适的仪器和附件，然后进行仪器和附件的连接和全套仪器的总装配。操作规律为：
1、“先后”规律
⑴“先下后上”：如制Cl 2的发生装置组装顺序是：放铁架台→摆酒精灯→固定铁圈→放石棉网→固定圆底烧瓶。
⑵“先左后上”：如制Cl 2：发生装置→洗气装置→干燥装置→收集装置→尾气处理装置。
⑶“先塞后定”：当被固定仪器上连有塞子时，应先塞好塞子，再行固定。
⑷“先固后液”：当反应物既有固体又有液体时，应向反应器中先加入固体，后加入液体。
⑸“先查后装”：先检查气密性，后装入药品和固定装置。
⑹“先吸后干”：先将气体通过溶液吸收非水杂质，再行干燥。
⑺“先组后燃”：先组装好整套装置并加入试剂，再点燃酒精灯。
⑻“先撤后灭”：实验完毕后，应先从水中撤出导管，后熄灭酒精灯。
⑼“先燃后灭”：有多个酒精灯的实验，开始应先点燃制气装置中的酒精灯，后点燃其他装置中的酒精灯，如用CO 还原Fe 2O 3，应先点燃制CO 的酒精灯，后点燃燃烧CO 的酒精灯，再点燃热还原装置中的酒精灯，实验完毕后，应相反。
⑽“先通氢、后点灯、先灭灯、后停氢”：即用H 2还原CuO 的操作顺序。
2、“进出”规律
⑴“长进短出”：洗气瓶的安装。（或“深入浅出”）
⑵“短进长出”：量气瓶的安装
⑶“粗进细出”：球形干燥管干燥气体时的安装。
⑷“低进高出”：冷凝管中水流方向
3、性质实验和制备实验中操作顺序
⑴做Fe 丝（在O 2中）、Cu 丝（在Cl 2中）、Mg （在CO 2中）等燃烧实验时，应先在集气瓶中铺一层薄细沙或加入少量水，以防熔物炸裂瓶底。
⑵制备胶体：如Fe(OH)3溶胶（沸水）滴入FeCl 3饱和溶液加热至沸；制硅酸溶胶应向过量盐酸中加入水玻璃。
⑶苯的硝化，先加入浓硝酸，再加浓硫酸，冷却，滴入苯。
⑷配银氨溶液：向AgNO 3溶液中滴入稀氨水，产生白色沉淀后继续加氨水到沉淀刚好消失。
(三) 物质的分离与提纯
1、物质的分离与提纯的含义
物质的分离是指将混合物中的物质一一分开；物质的提纯是指将物质中的其他物质（也叫杂质）除去，得到较为纯净的物质。
物质的提纯和分离应遵循以下几点：被提纯或分离物物质，最终不能再引入新的杂质（即除杂不加杂）；尽量不减少被提纯和分离的物质；采用的方法应尽量使被提纯和分离的物质跟其他物质易分离开；如果在分离操作中，被分离的物质转变为其他物质，应采用适当方法将其恢复为原物质，可记作：不增；不减；易分；复原。
2、物质的分离与提纯的常用方法。
⑴过滤法
液体中混有不溶性固体物质时使用，要点：一角、二低、三接触。
⑵蒸发法
将溶液中的溶剂蒸发掉，得到溶质的分离方法
⑶结晶法
根据两种可溶性固体物质在同一溶剂中，其溶解度受温度影响大小的不同，将溶液蒸发溶剂或使高温饱和溶液降温得到一种晶体的方法，例如，分离NaCl 和KNO 3的混合物，结晶之后还要过滤。
⑷萃取和分液法
分液是把两种不相混溶的液体分开的操作，使用的主要仪器是分液漏斗
萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂组成的溶液里提取出来的方法，应注意，萃取剂跟另一种溶剂的密度应相差较大且互不相溶，以利于静置时分层。 ⑸蒸馏法
把沸点不同的几种液体物质的混合物，通过控制温度加热再冷凝，先后得到一种或几种较纯净的物质的方法叫蒸馏，能先后得到几种分离产物的蒸馏又叫分馏，例如，石油的分馏。
⑹渗析法
把混有离子或小分子杂质的胶体溶液装入半透膜的袋里，并把这个袋放在溶剂中，从而使离子或小分子从胶体溶液里分离出来的操作叫渗析。
⑺升华法
固体混合物中有某种物质具有升华特性时，可用加热升华再凝华的方法加以分离，如NaCl 中混有I 2，就可用升华法分离。
⑻洗气瓶内除杂法
此方法适应于气体的除杂，如将不干燥的H 2通过洗气瓶中的浓H 2SO 4可除去H 2O 蒸气，将SO 2、CO 2的混合气体通过洗气瓶中的NaHCO 3溶液可除去SO 2等等，常用的洗气瓶为自制简易洗气瓶。
⑼干燥管内的除杂法
此方法适用于气体的除杂，如将不干燥的CH 4通过干燥管中的碱石灰可使CH 4干燥，将CO 2、O 2的混合气体通过干燥管中的Na 2O 2可除去CO 2等等。
⑽直接加热法
混合物中混有热稳定性差的物质时，可直接加热，使热稳定性差的物质分解而分离出去，有时受热后转变为被提纯物质。例：食盐中混有氯化铵，氯化钾中混有氯酸钾，纯碱中混有小苏打等。
⑾高温管内转化法
该方法适合于气体的除杂，如将N 2、O 2的混和气体通过高温管中的Cu 网时，可除去O 2。
⑿酸化法
即使杂质与酸反应而转化为非杂质成分或转化为易挥发的气体而除杂的方法。如向Na 2CO 3与NaHCO 3的混合溶液中通入过量的CO 2气体，可使Na 2CO 3转化为NaHCO 3。
(四) 化学实验设计与评价
1、化学实验方案设计的基本要求
⑴科学性：所谓科学性是指实验原理、实验操作程序和方法必须正确。例如，鉴别Na 2SO 4和NaI ，在试剂的选择上就不宜选用HNO 3等具有氧化性的酸。在操作程序的设计上，应取少量固体先溶解，然后再取少量配成的溶液并再加入试剂，而不能将样品全部溶解或在溶解后的全部溶液中加入试剂。
⑵安全性：实验设计应尽量避免使用有毒药品和进行具有一定危险性的实验操作。
⑶可行性：实验设计应切实可行，所选用的化学药品、仪器、设备和方法等在中学现有的实验条件下能够得到满足。
⑷简约性：实验设计应尽可能简单易行，应采用简单的实验装置，用较少的实验步骤和实验药品，并能在较短的时间内完成实验。
2、化学实验设计的基本思路
⑴明确目的的原理：首先必须认真审题，明确实验的目的要求，弄清题目有哪些新的信息，综合已学过的知识，通过类比、迁移、分析，从而明确实验原理。
⑵选择仪器药品：根据实验的目的和原理以及反应物和生成物的性质、反应条件，如反应和生成物的状态、能否腐蚀仪器和橡皮、反应是否加热 及温度是否控制在一定范围等，从而选择合理的化学仪器和药品。 ⑶设计装置步骤：根据上述实验目的和原理，以及所选用的实验仪器和药品，设计出合理的实验装置和实验操作步骤，学生应具备识别和绘制典型的实验仪器装置图的能力，实验步骤应完整而又简明。 ⑷记录现象数据：根据观察，全面准确地记录实验过程中的现象和数据。
⑸分析得出结论：根据实验观察的现象和记录的数据，通过分析、计算、图表、推理等处理，得出正确的结论。
3、评价确定最佳实验方案
⑴优化思路
实验设计就是要求学生利用化学知识，设计实验完成预期目的。设计时一定要有目的性，设计周密、可行、优化的方案。
例如：如何以还原性铁粉为原料制备 Fe(OH)2，并观察它在空气中的氧化过程。
应分为三步：
⑴2＋
243
⑵ Fe2Fe(OH)2 ⑶ Fe(OH)3
＋在⑴中，用②比①好，因过量铁防止 Fe 2被氧化；因⑵中，应减少O 2存在对Fe(OH)2生成的影响，最佳
方案用刚好生成的FeSO 4与NaOH 反应，NaOH 溶液应煮沸，且用长滴管伸入FeSO 4溶液中。在⑶中应把试管倾斜使之与O 2接触。反应环境的选择对设计也有影响。
⑵优化药品
在均能达到实验目的的前提下，考虑用价格便宜的原料，提高经济效益。如MgCl 2中含有FeCl 2，如何除去？现提供信息如下：
前两者可除去Fe 2，考虑价格应选用漂液。其次要考虑所加药品不能引进新的杂质，否则也不能达到实验目的要求。
⑶优化装置
在设计装置中，要求仪器简单、操作方便、安全合理，突破思维定势，开发仪器功能。如洗气瓶的多种用途，组装一套简单的启普发生器等，需要学生在不违背仪器使用方法的前提下，大胆动脑，合理拓展思维，使实验设计方案在现有仪器前提下能得以实现。
⑷优化实验顺序
① 仪器的安装顺序：先竖向：从下至上；后横向：从左至右
② 装置图的连接：整套装置大体的连接顺序是：制取→除杂→干燥→主体实验→尾气处理。而就单个装置
的连接要注意：“五进五出”：气体的流向通常是左进右出；洗气瓶作洗气用时长（管）进短（管）出；洗气瓶作量气（制出的气体从洗气瓶中把压到量筒中）用时短（管）进长（管）出；干燥管干燥气体粗（端）进细（端）出；冷凝管用的水下进上出（逆流原理）。
③ 气体的干燥顺序：需收集的气体，经过系列洗气除杂后再干燥、收集，不能干燥后又洗气。需要某气体
进行加热反应（如CO 、H 2与CuO 、Fe 2O 3的反应）时，先干燥再反应。
④ 加热的先后顺序：同一实验中有几处需要加热时，通常先加热制气装置，待产生的气体把系统内的空气
排净后再加热反应的部分。停止加热时，先停反应的部分再停制气的部分，使产生的气体继续通一会儿使生成物冷却，防止又被氧化（如CO 还原Fe 2O 3的实验）
⑤ 操作的一般顺序：程序设计→连接仪器→检查气密性→装入药品→实验及现象观察→装置拆除→仪器清
洗。
⑸优化实验安全措施 ＋
为使实验安全可靠，要注意以下几个问题。
① 有毒气体的尾气必须处理。通常将H 2S 、SO 2、Cl 2、HCl 、NO 2等用水或NaOH 溶液吸改，将
CO 点燃烧掉。
② 易燃气体如H 2、CO 、CH 4、C 2H 4、C 2H 2等点燃这前必须要验纯。
③ 用H 2、CO 还原CuO 、Fe 2O 3等实验，应先通气，等体系内的空气排净后再加热，若先加热后通
气可能会发生爆炸事故。
④ 加热制取的气体用排气法收集完毕，应先将导气管移出水面，再熄灭酒精灯，防止水倒吸入热
试管而使试管破裂。