資源簡介

浙教版科學中考第一輪復習知識提綱
《化學模塊》
【構成物質的微粒、元素、化合價】
一、分子運動論
1．物質由微觀粒子——分子(或原子、離子)構成。
2．分子不停地做無規則運動(熱運動)，宏觀表現為擴散。固體、液體、氣體都存在擴散現象。
3．分子之間存在空隙，如一定體積的酒精和水混合，混合后的體積小于兩者的總體積。
4．分子之間存在相互作用力，包括引力和斥力。常溫下，針筒內空氣體積不易壓縮也不易增大，就是因為分子間存在相互作用力。
【知識拓展】
1．溫度越高，分子運動越快，宏觀擴散也越快。反之，分子運動越快，物體的溫度也越高。
2．氣態物質分子間距大約為其固態、液態時分子間距的10倍，所以水變成水蒸氣后體積約為液態時的1000倍。
3．氣體能保持一定的體積是因為氣體分子之間存在引力和斥力，兩者達到平衡后，就能保持一定的間距，也就使氣體保持了一定的體積。
二、構成物質的三種微粒
物質構成：物質是由分子、原子或離子構成的。
1．由分子構成的物質：①某些化合物：CO2、NH3、CH4等；②某些氣態單質：H2、O2、Cl2等。
2．由原子構成的物質：①所有的金屬單質：Au、Ag、Cu、Fe等；②一些非金屬單質：C、Si等；③稀有氣體：He、Ne、Ar等。
3．由離子構成的物質：如NaOH、NaCl、CuSO4等各種堿和鹽。
三、原子的結構
1．原子結構模型在歷史上的發展過程
道爾頓(提出近代原子學說)：鉛球模型或實心球模型。
湯姆生(發現電子)：西瓜模型或葡萄干面包模型。
盧瑟福(發現原子核)：核式結構模型或行星模型。
玻爾：分層模型。
2．原子的結構
原子
質子、中子由夸克構成。
3．相對原子質量：是以一個碳－12原子質量的1/12作為標準，其他原子的質量與它相比較所得的比值。原子的相對質量沒有具體的質量單位。一般情況下，相對原子質量＝質子數＋中子數。
4．同位素指質子數相同而中子數不同的同種元素。如C和C等。
四、組成物質的元素
元素是具有相同核電荷數(即質子數)的一類原子總稱。
物質的元素組成：
1．物質組成：物質都是由元素組成的。
2．單質和化合物
①單質：由同種元素組成的純凈物；
②化合物：由不同種元素組成的純凈物。
3．元素符號的意義
①宏觀：宏觀上表示一種元素；
②微觀：微觀上表示該種元素的一個原子；
③物質：由原子構成的物質也表示該種物質。
4．元素符號周圍數字的含義
【知識拓展】
1．元素是宏觀概念，只講種類，不講個數；而原子、分子、離子是微觀概念，既講種類也講個數。
2．由同種元素組成的物質不一定是單質，也可能是混合物，如O2和O3混合，雖然只有一種氧元素，但它是混合物。
3．化合物和混合物不能相混淆，化合物屬于純凈物。空氣、溶液、合金等都是常見的混合物。冰水混合物屬于純凈物。
五、元素周期表
把所有已知元素按照一定的規律排列起來就形成元素周期表。
元素周期表的橫行稱為周期，縱列稱為族。現有的元素周期表共有7個周期，16族(Ⅰ～ⅦA族、0族、Ⅰ～ⅧB族)。每一族的元素化學性質相似。
元素周期表中每一格代表一種元素，按照核電荷數(即質子數)從小到大依次排列。
每一格中都可以查到該元素的原子序數、元素名稱、元素符號、相對原子質量等信息。
六、常見的離子和原子團
1．常見的離子：K＋、Ca2＋、Na＋、Mg2＋、Zn2＋、Al3＋、Fe3＋、Fe2＋、Ag＋、H＋、NH、Cl－、O2－、S2－、SO、CO、NO、OH－、PO等。
2．常見的原子團：硝酸根：NO；氫氧根：OH－；碳酸根：CO；硫酸根：SO；銨根：NH。
七、化合價
1．化合價是用來表示不同原子構成分子時，各種原子個數，也是元素的一種化學性質。有正價與負價之分。
2．化合價的表示方法：在元素符號正上方標出化合價。符號在前，數字在后。若數字為1時，不能省略。
例：標出氯化亞鐵中鐵元素和氯元素的化合價：。
3．元素符號正上方的數字的含義：表示某元素在化合物中的化合價。
例：：＋2表示在氯化鎂中鎂元素顯＋2價。
4．元素化合價與離子的關系：
①元素(或原子團)的化合價的數值＝離子帶的電荷數。
例：SO的離子帶電荷數為－2，其中硫元素化合價為＋6，氧元素的化合價為－2，則化合價代數和：＋6－2×4＝－2。
②元素化合價的符號與離子帶的電性一致。
例：鎂離子(Mg2＋)與＋2價的鎂元素()。
5．化合價的規則：在化合物中所有元素化合價的代數和為零。
例：的化合價代數和為：＋3×2－2×3＝0。
6．常見元素、原子團的化合價口訣：
(1)鉀鈉氫銀正一價，鈣鎂鋇鋅正二價，二四六硫都齊全，三鋁四硅三五磷，二三鐵、二四碳，通常氧是－2價，化合總價和為零。
(2)原子團順口溜：硝酸氫氧根負一，硫酸碳酸根負二。磷酸根價顯負三，正一價的是銨根。
八、化學式
1．化學式是用元素符號來表示物質組成的式子。
化學式所表示的含義：①表示某種物質；②表示某種物質的組成；③表示某種物質的一個分子；④表示某種物質的一個分子的構成。
例：H2O可以表示的含義：①表示水這種物質；②表示水由氫元素和氧元素組成；③表示一個水分子；④表示1個水分子由1個氧原子和2個氫原子構成。
(1)分子個數的表示方法：在化學式前面加系數。若化學式前面有了系數后，這個符號就只能表示分子的個數。
例：3CO2表示3個二氧化碳分子；4H2O表示4個水分子。
(2)化學式前面的數字的含義：表示分子的個數。
例：3H2O：“3”表示3個水分子。
(3)元素符號右下角數字的含義：表示一個分子中所含該元素的原子個數。
例：H2O化學式中的“2”表示一個水分子中含有2個氫原子。
2．化學式的書寫：
(1)單質：氫氣、氮氣、氧氣、氟氣、氯氣、溴、碘這七種單質都是雙原子分子，所以都在元素符號右下角加2表示。
例：氫氣H2；氧氣O2。
由原子直接構成物質或有些分子結構復雜的單質，通常用元素符號表示。
例：鐵Fe；氖Ne；紅磷P。
(2)化合物：書寫的一般規則是“正前負后，金前非后”，即化合價為正的元素或原子團符號寫在前面，為負的寫在后面，金屬元素符號寫在前面，非金屬寫在后面。若已讀出原子個數的就直接寫；若未讀出原子個數的需根據化合價來正確書寫。
例：四氧化三鐵：Fe3O4；氯化鎂：；硫酸鈉：。
3．化合物的讀法：
由兩種元素組成的化合物：從右至左讀作“某化某”，氧化物有時要讀出原子個數。
例：NaCl：氯化鈉；FeS：硫化亞鐵；P2O5：五氧化二磷；Fe3O4：四氧化三鐵。
含有酸根(NO、SO、CO、PO)的化合物：從右至左讀作“某酸某”，含有氫氧根(OH－)的化合物：從右至左讀作“氫氧化某”。
例：Al(NO3)3：硝酸鋁；Mg(OH)2：氫氧化鎂。
九、有關化學式的計算(以AmBn為例)
1．相對分子質量的計算
例：明礬KAl(SO4)2·12H2O的相對分子質量計算：39＋27＋(32＋16×4)×2＋12×(1×2＋16)＝474
2．各元素的質量比
例：四氧化三鐵Fe3O4中鐵元素和氧元素的質量比：＝
3．元素質量分數
例：尿素CO(NH2)2中氮元素的質量分數：N%＝×100%＝×100%≈46.7%
【物質的分類、有機物】
一、純凈物與混合物
1．純凈物：由一種物質組成的物質。從微觀上看是由構成同種物質的微粒(分子或原子或離子)構成；純凈物有固定組成，有固定性質。
2．混合物：由兩種或兩種以上物質組成的物質。從微觀組成上看是由構成不同種物質的微粒構成；混合物無固定組成，無固定性質；各物質保持其原來的性質。空氣、泥土、溶液、合金是常見的混合物。
3．不同的純凈物經過簡單的機械混合形成混合物，混合物采用過濾、結晶或蒸餾的物理方法或通過化學反應的方法提純為純凈物。
二、純凈物的分類
純凈物
【知識拓展】
單質是由同種元素組成的純凈物。但是，由同種元素組成的物質不一定是單質，也可能是混合物，如紅磷與白磷、氧氣與臭氧都屬于由同種元素構成，但其分子結構不同，所以屬于不同的單質。
三、無機化合物的分類
1．氧化物
由兩種元素組成，其中一種是氧元素的化合物。
①按能否跟酸堿反應生成鹽和水分為堿性氧化物、酸性氧化物、兩性氧化物和不成鹽氧化物。
【知識拓展】
酸性氧化物又叫做酸酐，如CO2可看作是碳酸失去水后剩下的氧化物，叫碳酸酐，簡稱碳酐。同理，SO3可稱為硫酐，P2O5稱為磷酐等。
②按組成元素可分為金屬氧化物和非金屬氧化物。
非金屬氧化物大多數為酸性氧化物，大多能與堿反應生成鹽，如CO2、SO2、SiO2、SO3、P2O5等都屬于酸性氧化物。但也有些非金屬氧化物不能與堿反應，稱為不成鹽氧化物，如CO、NO等。
金屬氧化物大多數為堿性氧化物，大多能與酸反應生成鹽，如Na2O、CaO、CuO、Fe3O4等都屬于堿性氧化物。但也有些金屬氧化物不能與酸反應，如Mn2O7等。
2．酸
電離時生成的陽離子全部是氫離子的化合物。
按是否含氧元素分為含氧酸(如H2SO4)和無氧酸(如HCl等)。無氧酸由氫和另一種元素組成；含氧酸一般由氫、氧和第三種元素組成，比無氧酸多一種氧元素。含氧酸也可由三種以上元素組成。
按酸性強弱來分類
3．堿
電離時生成的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。堿中的陽離子是金屬離子或銨根，陰離子是氫氧根。
按堿的溶解性分類
按堿性強弱分類
4．鹽
電離時能生成金屬陽離子(或銨根離子)和酸根離子的化合物。
按溶解性來分類
按離子來分類：某鹽(如鉀鹽等)和某酸鹽(如硫酸鹽)等。
【知識拓展】
酸與酸性物質、堿與堿性物質：(1)顯酸性的物質不一定是酸，強酸弱堿鹽也顯酸性，如NH4Cl、CuSO4等水溶液都顯酸性；(2)堿類物質不一定顯堿性，顯堿性的物質不一定屬于堿。難溶性堿不顯堿性，如Fe(OH)3、Cu(OH)2等，而許多強堿弱酸鹽能顯堿性，如Na2CO3、CH3COONa等。
四、簡單的有機物
1．有機化合物簡稱有機物，指含__碳__元素的化合物。碳的氧化物、碳酸及碳酸鹽等化合物的性質與無機物相似，歸類于無機物。
2．有機物的一般性質：熔沸點較低，多數易燃，易溶于有機溶劑，化學反應較慢且副反應較多。
3．碳氫化合物(烷、烯、炔、苯等)
甲烷，化學式CH4，無色無味的可燃性氣體，常用燃料。最簡單的有機物，沼氣和天然氣主要成分，可燃冰也是甲烷的水合物。
丁烷，化學式C4H10，無色無味的可燃性氣體，常用燃料。液化石油氣、打火機氣體的主要成分。
乙烯，化學式C2H4，無色無味的可燃性氣體。重要化工原料，是塑料、合成纖維、合成橡膠的基本原料，生物學上可作催熟劑。乙烯是衡量一個國家石油化工水平的重要標志。
乙炔，化學式C2H2，無色無味的可燃性氣體。乙炔在氧氣中燃燒可產生3000℃以上的高溫，可用于金屬切割和焊接。
苯，化學式C6H6，可燃性液體，常用的有機溶劑。化工原料，有毒(致癌)。
4．含氧有機物(醇、醛、酸等)
乙醇(C2H5OH)，俗名__酒精__，易燃液體，常用溶劑。酒類的主要成分，商品酒精含量95%，體積分數75%的乙醇作醫用酒精用于消毒。工業酒精中含有少量甲醇(CH3OH)，有毒。
乙酸(CH3COOH)，可簡寫成HAc，俗名__醋酸__。水溶液中能電離出H＋，顯酸性，是一種常用的有機酸，食醋中含有3%～5%的醋酸。
甲醛(CH2O)，無色氣體，有特殊的刺激氣味，對人眼、鼻等有刺激作用。易溶于水和乙醇。40%的甲醛水溶液俗稱福爾馬林，是有刺激氣味的無色液體。常用于生產木工膠水。
5．常見有機物的燃燒化學方程式
CH4＋2O2CO2＋2H2O
2C4H10＋13O28CO2＋10H2O
2C2H2＋5O24CO2＋2H2O
C2H5OH＋3O22CO2＋3H2O
【知識拓展】
1．有機物充分燃燒時，碳元素全部轉化為CO2，氫元素全部轉化為H2O。
2．檢驗有機物的燃燒產物——檢驗有機物中的元素組成：在火焰的上方罩一個干冷的燒杯，觀察有水霧(水珠)產生，說明有氫元素存在。用內附澄清石灰水的燒杯罩在火焰上，觀察石灰水變渾濁(白膜)，說明有碳元素存在。
五、食物中的有機物
1．糖類
糖類物質由碳、氫、氧三種元素組成，習慣上稱為碳水化合物，有葡萄糖(單糖)、果糖、蔗糖、麥芽糖、淀粉等，最簡單的糖類是葡萄糖(C6H12O6)。糖類是最主要的供能物質，人體進行各項生命活動所消耗的能量主要來自于糖類。較大分子的糖類物質被消化分解成小分子的葡萄糖才能被人體吸收。
2．脂肪
脂肪由碳、氫、氧三種元素組成，主要生理功能：貯存能量。人體主要攝入動物脂肪和植物脂肪。脂肪在消化道內被分解成甘油和脂肪酸后才能被吸收。
3．蛋白質
蛋白質主要由C、H、O、N等四種元素組成。蛋白質是構成生命體的基本物質。蛋白質是細胞結構里最復雜多變的一類大分子。相對分子量約在1.2萬～100萬之間。主要生理功能有：構成生命體、氧化供能。蛋白質在消化道內先被分解為多肽，再被分解為小分子的氨基酸后才能被吸收。指甲、毛發、蠶絲、消化酶、抗體(免疫球蛋白)、蜂毒、蛇毒等都是由各種不同的蛋白質組成的。
【知識拓展】
棉花的主要成分是纖維素，羊毛的主要成分是蛋白質。燃燒指甲、頭發或羊毛，能聞到燒焦羽毛氣味，同時看到黑煙。點燃棉花纖維，能聞到燒焦的棉布氣味。
五、有機高分子材料
有機高分子材料主要有塑料、合成纖維和合成橡膠三大類。
【氧氣的檢驗、制取和用途】
一、空氣的成分
氣體成分 體積比(%) 性質 用途
氮氣 78 化學性質較不活潑，在一般條件下不易與其他物質反應 作保護氣，食品袋中的防腐劑，制造化肥、炸藥的重要原料，液氮冷凍等
氧氣 21 不易溶解于水，密度比空氣略大，化學性質比較活潑 供給呼吸，常作氧化劑
稀有氣體 0.93 化學性質不活潑，通電時能發出不同顏色的光 作保護氣，充制霓虹燈，用于激光技術，氦氣密度小，用作氣球填充氣
二氧化碳 0.04 參與植物的光合作用 作溫室氣肥
其他 0.03
二、空氣中氧氣體積分數的定量估測
裝置圖 注意點
試劑要求：足量紅磷裝置要求：氣密性良好操作要求：待集氣瓶冷卻到室溫后再打開彈簧夾實驗現象：大量白煙，瓶內液面上升約1/5體積實驗結論：空氣是混合物；O2約占1/5，可助燃；N2約占4/5，不可燃也不可助燃，難溶于水
①液面上升小于1/5的原因：裝置漏氣，紅磷量不足，未冷卻完全；
②選擇的藥品應具備的條件：能在空氣中燃燒；在空氣中燃燒時只與氧氣反應，不消耗空氣中其他氣體；燃燒后只產生固體或產生的氣體可以被水或其他溶液吸收。
【知識拓展】
1．空氣是一種混合物。空氣中各種氣體的含量是體積分數，不能誤解為質量分數。
2．空氣中氧氣體積分數的估測實驗中，不能用鐵代替紅磷的原因是鐵不能在空氣中燃燒；不能用碳、硫代替紅磷的原因是產物是氣體，不能產生壓強差。
三、氧氣的物理性質和化學性質
1．氧氣的物理性質
常溫下，氧氣是一種無色無味的氣體，不易溶于水。在標準狀況下，氧氣的密度比空氣略大。液態氧呈淡藍色，固態氧是雪花狀的淡藍色固體。
2．氧氣的化學性質
氧氣是一種化學性質比較活潑的氣體，能支持燃燒(但不能燃燒)，有較強的氧化性。
金屬(鎂、鐵等)和非金屬(碳、硫、磷、氫氣等)在空氣或氧氣中燃燒的現象及產物
物質 反應現象 化學方程式
磷 產生大量白煙、放熱 4P＋5O22P2O5
木炭 發出白光，生成能使澄清石灰水變渾濁的氣體 C＋O2CO2
硫 空氣中燃燒發出淡藍色火焰，氧氣中燃燒發出藍紫色火焰，生成有刺激性氣味的氣體 S＋O2SO2
氫氣 純凈的氫氣在空氣中燃燒，產生淡藍色火焰 2H2＋O22H2O
鐵 劇烈燃燒，火星四射，生成黑色固體 3Fe＋2O2Fe3O4
鎂 發出耀眼的白光，生成白色粉末 2Mg＋O22MgO
四、實驗室制備氧氣的化學原理
反應原理 2H2O22H2O＋O2↑ 2KMnO4△K2MnO4＋MnO2＋O2↑2KClO32KCl＋3O2↑
實驗裝置
收集方法 (1)排水集氣法(因氧氣不易溶于水)(2)向上排空氣法(因氧氣密度比空氣大)
驗滿方法 將帶火星的木條放在集氣瓶口，木條復燃(向上排空氣法)
檢驗方法 將帶火星的木條放在集氣瓶中，木條復燃
注意事項 長頸漏斗末端要伸到液面以下(分液漏斗則不必) (1)試管口略向下傾斜(2)鐵夾夾在試管中上部(3)實驗完畢，先移走導氣管，再移走酒精燈(4)用KMnO4制O2時，試管口放一團棉花
四、催化劑
催化劑：在化學反應中能改變反應速度，而本身的質量和化學性質在反應前后都沒有變化的物質。
【知識拓展】
催化劑特點：一變兩不變。催化劑改變反應速度，既可加快也可減慢；只改變速度但不改變生成物的質量。催化劑在化學反應中所起的作用叫催化作用。
五、燃燒與滅火
1．燃燒是可燃物質跟氧氣發生的一種發光、放熱、劇烈的氧化反應。
物質燃燒必須同時滿足三個條件：一是有可燃物；二是要有助燃劑(常用的助燃劑為氧氣)；三是溫度達到該可燃物的著火點。
滅火的原理：①隔絕氧氣；②降低溫度到該可燃物的著火點以下。
2．劇烈氧化：燃燒
緩慢氧化：鐵生銹、人的呼吸、食物腐爛、酒的釀造等。
共同點：①都是氧化反應；②都放熱。
3．爆炸：燃燒以極快的速度在有限的空間里發生，瞬間累積大量的熱，使氣體體積急劇地膨脹，就會引起爆炸。
【知識拓展】
1．著火點是可燃物的固有屬性，著火點不能降低，只能降溫到著火點以下進行滅火。
2．一切可燃性氣體、可燃性液體的蒸氣、可燃性粉塵與空氣(或氧氣)的混合物遇火種均有可能發生爆炸。
3．爆炸不一定屬于化學變化，比如氣球爆炸、鍋爐爆炸。但由燃燒引起的爆炸一定屬于化學變化。
六、空氣污染
1．對空氣造成污染的主要是CO、SO2、NO2等有害氣體和煙塵。目前計入空氣質量指數的污染物有CO、SO2、NO2、O3和顆粒物等。
2．空氣污染的危害：嚴重損害人體健康，影響作物生長，破壞生態平衡，全球氣候變暖，臭氧層破壞和酸雨等。
3．空氣污染的防治：加強大氣質量監測，改善環境狀況，使用清潔能源，工廠的廢氣經處理后才能排放，積極植樹、造林、種草等。
4．目前環境污染問題：由氟利昂、氮的氧化物排放造成的臭氧層破壞、由CO2等氣體過量排放造成的溫室效應、由NO2、SO2等氣體排放造成的酸雨。
【質量守恒、二氧化碳的制取】
一、質量守恒定律
1．宏觀表現：參加化學反應的各物質的質量總和等于反應后生成的各物質的質量總和。
2．微觀解釋：化學反應前后原子的種類沒有改變，原子的數目沒有改變。
3．普遍性：一切化學反應都遵循質量守恒定律。
4．適用性：質量守恒定律對化學反應有意義，對物理變化無意義。
5．質量守恒：質量守恒定律只適用于化學反應前后質量守恒，而不是體積或分子數守恒。
6．質量分析：在反應前的各物質的質量總和，不包括過量的反應物質量。
二、二氧化碳性質
1．物理性質：常溫下為無色、無味的氣體，密度比空氣略大，能溶于水。經過壓縮的二氧化碳固體叫干冰。
2．化學性質：
(1)通常情況下二氧化碳不能燃燒也不支持燃燒。
(2)二氧化碳不能供給呼吸。
(3)二氧化碳能跟水反應生成碳酸：CO2＋H2O===H2CO3。碳酸可以使紫色石蕊試液變成紅色，但碳酸不穩定，見光、加熱都會分解，使二氧化碳逸出：H2CO3△CO2↑＋H2O。
三、二氧化碳實驗室制法
1．工業制法：CaCO3CaO＋CO2↑
2．實驗室制法：
a．原理：CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑
(注意：不能用濃鹽酸，因為濃鹽酸易揮發使CO2不純；也不能用硫酸，因為反應產生的硫酸鈣微溶于水，會阻止碳酸鈣跟硫酸反應)。
b．裝置：塊狀固體和液體反應，不加熱(如圖所示)。
c．步驟：(略)。
d．收集方法：向上排空氣法。
3．檢驗二氧化碳氣體用澄清石灰水，若能使澄清石灰水變渾濁，則是二氧化碳。
CO2＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O。
四、臭氧層、溫室效應
臭氧層作用：
臭氧能殺死細菌和病毒，臭氧層可以把太陽輻射中的致命的紫外線轉化為熱，從而阻止了高能紫外線直接射到地面上危害生命。
溫室效應原因
由于煤、石油、天然氣等礦物燃料的大量使用，再加上森林面積因亂砍濫伐而急劇減少，使大氣中二氧化碳的含量增加較快。
溫室效應是保證地球上的氣溫適于動植物生存的必要條件，適宜的溫室效應對于人類和各種生物來說是非常有益的。但溫室效應可使大氣溫度過高，引起氣候反常，給人類帶來災難。
空氣中污染物的主要來源
空氣中污染物的主要來源：煤、石油燃燒排放的廢氣和煙塵、工業廢氣、汽車尾氣等。
防治空氣污染的方法
防治空氣污染的方法：控制污染源，減少廢氣的排放，提倡使用無污染能源，加強空氣質量檢測，改善環境狀況，積極植樹造林等。
空氣質量日報和預報
1．主要內容包括：“空氣質量指數”、“空氣質量狀況”、“首要污染物”等。
2．目前計入空氣質量指數的項目暫定為：SO2、CO、NO2、O3、可吸入顆粒物等。
【水和溶液】
一、水與水資源
1．水的組成：水是由氫元素和氧元素組成的化合物。
2．水的性質：水的密度為1.0×103kg/m3，4℃水的密度最大。在標準大氣壓下，沸點是100℃，凝固點是0℃。
3．水的電解：水在通電時會分解，負極(陰極)和正極(陽極)分別產生氫氣和氧氣。產生的氫氣和氧氣的體積比約為2∶1，質量比為1∶8。水的電解實驗說明了水是由氫和氧(兩種元素)組成的。
4．水的凈化：工、農業廢水和生活污水等都會引起水體污染。水的凈化處理方法有：①吸附法；②沉淀法；③過濾法；④蒸餾法等。
【知識拓展】
1．水電解的口訣：“陽氧陰氫”。水的電解實驗結論“水是由氫和氧(兩種元素)組成的”不能說成是“水是由氫氣和氧氣組成的”或“水是由氫和氧構成的”。
2．水的四種凈化處理方法中，沉淀法最簡單，但效果最差，只能除去易沉降的物質。過濾法只能除去難溶性雜質。蒸餾法成本最高，能除去可溶性雜質。
3．沉淀法中，常用加入少量明礬、活性炭作為凝聚劑。活性炭是常用的吸附劑，可物理性吸附色素和異味。
二、物質在水中的分散情況
1．溶液由溶質和溶劑組成。質量關系：溶液質量＝溶質質量＋溶劑質量。溶液的特點是均一、穩定，靜置后不分層。固、液、氣態物質都可作為溶質。
2．濁液特征：不均一、不穩定的混合物，靜置一段時間后會出現分層現象。
①懸濁液：固體小顆粒懸浮在液體里形成的不均一、不穩定的混合物；
②乳濁液：小液滴分散到液體里形成的不均一、不穩定的混合物。
3．飽和溶液和不飽和溶液
①飽和溶液：是指在一定溫度下，在一定量的溶劑里不能繼續溶解同種溶質的溶液。
理解飽和溶液與不飽和溶液應注意前提條件是“一定溫度、一定量的溶劑”。
②相互轉化：飽和溶液和不飽和溶液可以相互轉化；對大多數固體物質而言：
eq \x(\a\al(不飽和, 溶液))eq \o(,\s\up11(加溶質、蒸發溶劑、降溫),\s\do4(加溶劑、升溫))eq \x(\a\al(飽和,溶液))
【知識拓展】
1．對于極少數溶解度隨溫度升高而降低的物質而言，如熟石灰，采用改變溫度的方法使不飽和溶液變為飽和溶液時應升高溫度。
2．飽和溶液不一定是濃溶液，不飽和溶液不一定是稀溶液。
三、固體物質的溶解度
1．某種物質的溶解度是指在一定的溫度下，某物質在100g溶劑中達到飽和狀態時所溶解的質量。
2．溶解度的影響因素有：溶質的性質、溶劑的性質、溫度。
①大多數固體的溶解度隨溫度的升高而升高，如KNO3；
②少數固體的溶解度受溫度影響不大，如NaCl；
③極少數固體的溶解度隨溫度的升高而降低，如熟石灰。
3．溶解度曲線：用來表示物質溶解度隨溫度改變而變化的曲線。曲線上的點表示該物質在相應溫度下的溶解度。
【知識拓展】
1．溶解性是一個定性的概念，溶解度是一個定量的概念。
2．理解溶解度的概念應注意四個要點：一定溫度、100g溶劑、飽和狀態、溶質的質量(單位：g)。
3．由于溶解度規定了一定溫度下100g溶劑里達到飽和狀態時所能溶解的溶質質量，因此溶解度的大小與溶質、溶劑的多少無關。
四、物質的結晶
1．結晶方法一：蒸發溶劑，適用于溶解度受溫度影響變化較小的固體溶質的溶液，如海水曬鹽。
2．結晶方法二：冷卻熱飽和溶液，適用于溶解度受溫度影響變化較大的固體溶質的溶液，如培養硫酸銅大晶體、提純硝酸鉀等。
3．某些物質結晶后形成的晶體帶有結晶水，如CuSO4·5H2O、Na2CO3·10H2O等，失去結晶水的過程稱為風化。
五、溶質質量分數與溶液配制
1．計算公式：a%＝×100%
狀態：計算時溶液不一定飽和。
2．稀釋：進行有關溶液的稀釋(或濃縮)的計算時，分析的關鍵是稀釋(或濃縮)前后溶質質量不變。
3．溶液配制
器材：天平、量筒、燒杯、玻璃棒、藥匙、膠頭滴管。
步驟：①計算；②稱量；③溶解；④裝瓶貼標簽(或轉移)。
【知識拓展】
溶質的質量分數是溶質質量占溶液質量的百分比，當已知溶液體積時，應根據密度公式轉化為質量。
【酸堿性、酸性質的探究】
一、酸堿性與測定酸堿度
1．酸堿性
①酸性物質能使紫色石蕊試液變紅色；
②堿性物質能使紫色石蕊試液變藍色；使無色酚酞試液變紅色。
2．酸堿度
范圍：通常0—14之間。
測定：最簡便的方法是使用pH試紙。用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測液滴在pH試紙上，把試紙顯示的顏色與標準比色卡對照。
①用pH來表示，用pH試紙測定物質的酸堿度；
當pH＞7時，溶液顯堿性，pH越大，堿性越強；
當pH＝7時，溶液顯中性；
當pH＜7時，溶液顯酸性，pH越小，酸性越強；
②用pH試紙測定酸堿度時，不能直接把試紙浸入被測試的溶液中，而應用潔凈的玻璃棒蘸取被測試的溶液，滴在pH試紙上，將試紙顯示的顏色與標準比色卡對照。
3．pH大小與溶液的酸堿性和指示劑的關系
pH 溶液的酸堿性 石蕊試液顏色 酚酞試液顏色
pH＝7 中性溶液 紫色 無色
pH<7 酸性溶液，pH越小，溶液酸性越強 紅色 無色
pH>7 堿性溶液，pH越大，溶液堿性越強 藍色 紅色
二、酸的定義與常見酸的特性
1．酸的定義
電離時所生成的陽離子全部是H＋的化合物叫做酸。
2．幾種常見的酸
酸 鹽酸 硫酸
化學式 HCl H2SO4
顏色、狀態 “純凈”：無色液體；工業用鹽酸：黃色(含Fe3＋) 無色黏稠、油狀液體
氣味 有刺激性氣味 無
特性 易揮發 不易揮發
用途 ①金屬除銹；②人體中含有少量鹽酸，助消化 ①金屬除銹；②化肥農藥；③精煉石油
3．濃鹽酸是有無色、刺激性氣味的液體，易揮發。
4．濃硫酸是無色、油狀液體，不易揮發，具有吸水性，溶于水放出大量的熱。
5．稀釋濃硫酸的方法：將濃硫酸沿著容器壁慢慢注入水中，并用玻璃棒不斷攪拌。
【知識拓展】
1．濃鹽酸由于具有揮發性，所以長期放置溶質質量會減少，溶質質量分數會下降。
2．濃硫酸由于具有吸水性，所以長期放置溶劑質量會增加，溶質質量分數會下降。
三、酸的共性
1．酸的共性
(1)能使紫色石蕊試液變紅，不能使無色酚酞試液變色。
(2)能與堿反應生成鹽和水(中和反應)。
NaOH＋HCl===NaCl＋H2O
Cu(OH)2＋H2SO4===CuSO4＋2H2O
(3)能與某些金屬氧化物反應生成鹽和水。
CuO＋2HCl===CuCl2＋H2O
Fe2O3＋3H2SO4===Fe2(SO4)3＋3H2O
(4)能與某些金屬反應生成鹽和氫氣。
Zn＋2HCl===ZnCl2＋H2↑
Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑
(5)能與鹽反應生成新的鹽和新的酸。
AgNO3＋HCl===AgCl↓＋HNO3(檢驗Cl－)
Ba(NO3)2＋H2SO4===BaSO4↓＋2HNO3(檢驗SO)
2．原因：酸具有相似性質的原因是其在水溶液中電離出的陽離子全部是H＋。
【中和反應、堿的性質探究】
一、堿的性質
1．堿的含義：在水中電離時，生成的陰離子都是氫氧根離子(或OH－)的化合物。
幾種常見的堿
氫氧化鈉 氫氧化鈣
顏色狀態 白色固體，極易溶于水(溶解放熱) 白色粉末，微溶于水
俗名 燒堿、火堿、苛性鈉(具有強腐蝕性) 熟石灰、消石灰
制法 Ca(OH)2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaOH CaO＋H2O===Ca(OH)2
用途 ①氫氧化鈉固體作干燥劑②化工原料：制肥皂、造紙③去除油污：爐具清潔劑中含氫氧化鈉 ①工業：制漂白粉②農業：改良酸性土壤、配波爾多液③建筑
2．堿的通性
(1)可溶性堿都能使紫色石蕊試液變藍色，使無色酚酞試液變紅色。
(2)與某些非金屬氧化物反應，如：
2NaOH＋SO2===Na2SO3＋H2O
Ca(OH)2＋SO2===CaSO3↓＋H2O
應用：工業上常用堿溶液來吸收SO2氣體
Ca(OH)2＋CO2===CaCO3↓＋H2O
應用：澄清石灰水可用于檢驗CO2氣體
(3)與酸發生中和反應
(4)與某些可溶性鹽發生復分解反應，如：
2NaOH＋CuSO4===Na2SO4＋Cu(OH)2↓
現象：產生藍色絮狀沉淀
3NaOH＋FeCl3===3NaCl＋Fe(OH)3↓
現象：產生紅褐色絮狀沉淀
Na2CO3＋Ca(OH)2===2NaOH＋CaCO3↓
現象：產生白色沉淀
應用：可用于實驗室制取少量的氫氧化鈉
【知識拓展】
1．氫氧化鈉由于易潮解且易與空氣中的二氧化碳反應而變質，所以必須密封保存。
2．實驗室常用氫氧化鈉吸收二氧化碳，用氫氧化鈣檢驗二氧化碳。
3．堿具有通性的原因是堿電離時生成的陰離子都是氫氧根離子(或OH－)；
4．化學上研究的堿一般指可溶性堿。在堿的通性中，不溶性堿只能和酸反應；
5．可溶性堿受熱不能分解，而不溶性堿受熱可能分解。
二、酸與堿的反應(中和反應)
1．由酸和堿反應生成鹽和水的反應，專稱為中和反應，屬于復分解反應。酸和堿反應的實質是氫離子和氫氧根離子結合生成水的反應。
2．應用：中和反應在工農業、生活和科學實驗中應用很廣。如用熟石灰來中和土壤的酸性，用胃舒平(主要成分為氫氧化鋁)來中和過多的胃酸等。
【鹽的性質】
一、鹽的含義與常見鹽的性質
鹽是由金屬離子或銨根離子和酸根離子組成的化合物。
物質 俗稱 物理性質 用途
氯化鈉NaCl 食鹽 白色粉末，咸味，溶解度受溫度影響不大 調味品、防腐劑、消除積雪(降低雪的熔點)、NaCl溶液選種、生理鹽水(0.9% NaCl溶液)。Na＋維持細胞內外的水分分布，促進細胞內外物質交換，Cl－促生鹽酸(胃酸)
碳酸鈉Na2CO3 純堿、蘇打 白色粉末狀固體，易溶于水 用于玻璃、造紙、紡織、洗滌、食品工業等
碳酸氫鈉NaHCO3 小蘇打 白色晶體，易溶于水 面食發酵粉、治療胃酸過多
碳酸鈣CaCO3 石灰石、大理石 白色固體，難溶于水 建筑材料、補鈣劑
【知識拓展】
1．鹽類物質并不需要電離出的陽離子全是金屬離子(或銨根離子)，電離出的陰離子也不需要全部都是酸根離子，如KHSO4、Cu2(OH)2CO3等都屬于鹽類。
2．粗鹽中由于含有氯化鎂、氯化鈣等雜質，易吸收空氣中的水分而潮解。無水氯化鈣可用作干燥劑。
3．碳酸鈉從溶液中結晶析出時，晶體里會結合一定數目的水分子，化學式為Na2CO3·10H2O。碳酸鈉晶體是純凈物。碳酸鈉晶體易風化：常溫時在干燥的空氣中放置一段時間后，會失去結晶水而成為粉末(化學變化)。Na2CO3·10H2O===Na2CO3＋10H2O。
4．并非所有鹽的水溶液都呈中性。NaCl、K2SO4等強酸強堿鹽的水溶液呈中性，(NH4)2SO4、CuCl2等強酸弱堿鹽的水溶液呈酸性，Na2CO3等強堿弱酸鹽的水溶液呈堿性。熟記：“純堿不是堿，水溶液顯堿性”。
5．工業鹽與食鹽完全不同，工業鹽指亞硝酸鈉(NaNO2)，是強烈的致癌物質。
二、鹽的化學性質
1．碳酸鈣
與酸反應：2HCl＋CaCO3===CaCl2＋H2O＋CO2↑
高溫分解： CaCO3CaO＋CO2 ↑(工業生產生石灰和二氧化碳)
2．碳酸鈉(下列反應可用于檢驗NaOH是否變質)
與酸反應：2HCl＋Na2CO3===2NaCl＋H2O＋CO2↑
與堿反應：Ca(OH)2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaOH
3．碳酸氫鈉
受熱分解：2NaHCO3 △ Na2CO3＋H2O＋CO2↑
與酸反應：HCl＋NaHCO3===NaCl＋H2O＋CO2↑
4．檢驗溶液中CO的存在方法
①取少許溶液于試管中，加入稀HCl，若有無色氣泡產生，然后將該氣體通入澄清石灰水中，石灰水變渾濁，則證明存在CO；
2HCl＋CaCO3===CaCl2＋H2O＋CO2↑
Ca(OH)2＋CO2===CaCO3↓＋H2O
②加入澄清石灰水溶液，若溶液變渾濁，然后加入稀鹽酸渾濁消失，則存在CO(以碳酸鈉為例)；
Ca(OH)2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaOH
2HCl＋CaCO3===CaCl2＋H2O＋CO2↑
③加入CaCl2或Ca(NO3)2溶液，若液體變渾濁，則有可能存在CO(以碳酸鈉為例)。
CaCl2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaCl
Ca(NO3)2＋Na2CO3===CaCO3↓＋2NaNO3
三、鹽的溶解性與鹽的制取
1．鹽的溶解性
鉀鹽、鈉鹽、銨鹽、硝酸鹽均易溶于水；鹽酸鹽中只有氯化銀難溶；硫酸鹽中只有硫酸鋇難溶，硫酸鈣和硫酸銀微溶；碳酸鹽多數難溶。
【知識拓展】
熟記鹽的溶解性有助于判斷復分解反應是否發生。
鹽的溶解性記憶口訣：①鉀鹽、鈉鹽、銨鹽、硝酸鹽，溶入水中看不見；②鹽酸鹽除氯化銀；③硫酸鹽除硫酸鋇，還有鈣和銀微溶。
2．鹽的制取
工業上常根據鹽的溶解性和復分解反應原理來制取某些鹽。“侯氏制堿法”就是其典型的應用。
四、化肥
1．農家肥料：營養元素種類多，肥效慢而持久，價廉，能改良土壤結構。
2．化學肥料：(氮肥、鉀肥、磷肥)
(1)氮肥：含有組成葉綠素的重要元素，能促使農作物的莖葉生長茂盛、葉色濃綠(促葉)。植物缺氮時，植株矮小，葉色發黃。常見的氮肥：
使用注意事項 備注
NH4HCO3 易分解，施用時深埋 銨態氮肥防潮防高溫，且均不能與堿性物質(如草木灰、熟石灰等)混合施用
(NH4)2SO4 長期使用會使土壤酸化、板結
NH4Cl 長期使用會使土壤酸化、板結
CO(NH2)2 含氮量最高的氮肥(有機物)
NH3·H2O 加水稀釋后施用 不穩定，易放出NH3↑
NaNO3
生物固氮：豆科植物的根瘤菌將氮氣轉化為含氮的化合物而吸收。
(2)鉀肥：促使農作物生長旺盛，莖稈粗壯，抗倒伏(壯稈)。植物缺鉀時，葉尖發黃，葉片常有褐斑，易倒伏。常見的鉀肥：KCl、K2SO4和草木灰。
(3)磷肥：促進農作物根系發達、穗數增多、籽粒飽滿(催果)，增強抗寒抗旱能力，促進農作物提早成熟。缺磷時，葉片顯暗綠色常帶有紫紅色，生長遲緩，產量降低，根系不發達。常見的磷肥：磷礦粉、過磷酸鈣。
3．復合肥：含N、P、K中的兩種或兩種以上主要營養元素。如KNO3、NH4H2PO4、(NH4)2HPO4等。
【知識拓展】
銨態氮肥中的銨根離子與堿溶液反應生成氨氣。氨氣是堿性氣體，不能用濃硫酸干燥。可用濕潤的紅色石蕊試紙檢驗氣體是否顯堿性。
【金屬】
一、金屬的物理性質
大多數金屬都有特殊的光澤，密度和硬度較大，熔、沸點較高，具有良好的導電性、導熱性和延展性。除汞(俗稱水銀)外，所有金屬在室溫下都是固體。
二、金屬的化學性質
1．金屬與氧氣的反應
金屬 條件 反應的化學方程式 現象(或備注)
Mg 點燃 2Mg＋O22MgO 劇烈燃燒，耀眼白光，放出大量熱，生成白色固體
Al 常溫 4Al＋3O2===2Al2O3 表面生成致密保護膜
點燃(氧氣中) 4Al＋3O22Al2O3 劇烈燃燒，放出大量熱和耀眼的白光，生成白色固體
Fe 常溫、潮濕空氣 4Fe＋3O2＋nH2O===2Fe2O3·nH2O 在氧氣和水共同作用下，會生成暗紅色疏松的鐵銹
氧氣中點燃 3Fe＋2O2Fe3O4 劇烈燃燒，火星四射，放出大量熱，生成黑色固體
Cu 加熱 2Cu＋O2 △ 2CuO 銅絲表面逐漸變為黑色
潮濕空氣 2Cu＋O2＋CO2＋H2O===Cu2(OH)2CO3 銅表面生成一層綠色物質
Au、Ag 高溫下也不與氧氣反應，“真金不怕火煉”
大多數金屬都能與氧氣反應，但難易和劇烈程度不同。Mg、Al等在常溫下就能與氧氣反應；Fe、Cu等在常溫下幾乎不能單獨與氧氣反應，點燃或加熱情況下可以發生反應；Au、Ag等在高溫時也不與氧氣反應。
2．金屬與酸的反應
金屬 現象 反應的化學方程式
鎂 劇烈反應，大量氣泡，溶液仍為無色，放熱 Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑Mg＋H2SO4===MgSO4＋H2↑
鋁 劇烈反應(比鎂稍緩)，大量氣泡，溶液仍為無色，放熱 2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑2Al＋3H2SO4===Al2(SO4)3＋3H2↑
鋅 反應較劇烈，大量氣泡，溶液仍為無色，放熱 Zn＋2HCl===ZnCl2＋H2↑Zn＋H2SO4===ZnSO4＋H2↑
鐵 反應緩慢，有氣泡產生，溶液由無色逐漸變為淺綠色 Fe＋2HCl===FeCl2＋H2↑Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑
銅 不反應
Mg、Al、Zn、Fe的金屬活動性比氫強，能置換出稀硫酸或稀鹽酸中的氫。
等質量的Mg、Al、Zn、Fe四種金屬與足量稀硫酸或稀鹽酸反應時產生氫氣的量：Al＞Mg＞Fe＞Zn
3．金屬與鹽的反應
實驗操作 現象 反應的化學方程式
鐵絲浸入硫酸銅溶液 鐵絲表面出現紅色物質，溶液由藍色逐漸變為淺綠色 Fe＋CuSO4=== Cu＋FeSO4
銅絲浸入硝酸銀溶液 銅絲表面出現銀白色物質，溶液由無色逐漸變為藍色 Cu＋2AgNO3=== Cu(NO3)2＋2Ag
　　表中三種金屬的活動性由強到弱的順序：Fe>Cu>Ag。活動性強的金屬能把活動性弱的金屬從它的鹽的水溶液中置換出來。
【知識拓展】
1．此類反應一定在溶液中進行，不溶于水的化合物一般不與金屬反應，如Cu與AgCl不能進行置換反應。
2．K、Ca、Na活動性非常強，但不能用它們置換化合物中的金屬，因為它們能同溶液中的水劇烈反應。
三、尋找金屬變化的規律
1．金屬活動性順序：K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、(H)、Cu、Hg、Ag、Pt、Au。
2．金屬的活動性順序中，位置越靠前的金屬活動性越強，位于氫前面的金屬能置換出酸中的氫，位于前面的金屬能把位于后面的金屬從它的鹽的水溶液中置換出來，K、Ca、Na三種活潑金屬能直接置換出水中的氫。
四、金屬的銹蝕和防護
1．鐵銹蝕的條件：水、氧氣。
銅銹蝕的條件：水、氧氣、二氧化碳。
2．防銹蝕的方法：改變金屬內部結構，如制成不銹鋼等；在金屬表面形成各種保護層，如涂防銹油、油漆；形成氧化物保護膜等。
3．保護金屬資源的有效途徑：防止金屬的腐蝕，金屬的回收利用，有計劃合理地開采礦物，尋找金屬的替用品等。
五、金屬材料——合金
1．合金是把一種金屬跟其他一種或幾種金屬(或非金屬)一起熔合而成的具有金屬特性的物質。
2．合金的形成條件：其中任一金屬的熔點不能高于另一金屬的沸點(當由兩種金屬形成合金時)。
3．常見的鐵合金有碳素鋼和合金鋼(錳鋼、硅鋼、鎢鋼、不銹鋼等)。
常見的銅合金有青銅、黃銅、白銅等。
【知識拓展】
合金是金屬與金屬或金屬與非金屬的混合物。合金的很多性能與組成它們的純金屬不同。日常使用的大多數金屬材料都是合金。
【常見的化學反應】
一、化學反應的實質
化學反應即化學變化。相對于物理變化，其根本特點是反應過程中有新物質產生(宏觀)。所有化學變化都遵循質量守恒定律。
從微觀上看，化學變化過程中，分子被拆分成原子，重新組合構成了新的分子，反應前后，原子的種類和原子個數不變。
二、四種反應類型
①化合反應與分解反應
1．化合反應特點：“多變一”，A＋B→AB
2．分解反應特點：“一變多”，AB→A＋B
②置換反應
1．含義：由一種單質和一種化合物反應生成另一種單質和另一種化合物的化學反應叫置換反應，A＋BC―→AC＋B。
2．典型反應：①活潑金屬與酸發生的反應；②金屬與鹽溶液發生的反應；③氫氣、碳等單質作還原劑與金屬氧化物之間的反應。
【知識拓展】金屬參與的置換反應應根據金屬活動性來判斷反應能否進行。
③復分解反應
1．復分解反應含義：由兩種化合物相互交換成分生成另兩種化合物的反應叫復分解反應，AB＋CD―→AD＋CB。
2．復分解反應條件：①反應物可溶(包括溶于酸)；②生成物中應有沉淀或氣體或水生成。
3．復分解反應特例：中和反應屬于復分解反應，而不是一種基本反應類型。
4．復分解反應規律：酸、堿、鹽之間發生的化學反應屬于復分解反應。
【知識拓展】
1．化合反應、分解反應、置換反應、復分解反應是四種基本反應類型。
2．不是所有的反應都可以劃歸為這四種基本反應類型的。例如CO與金屬氧化物之間的反應：CO＋CuO △ Cu＋CO2，不屬于這四種基本反應類型。
三、氧化還原反應
1．氧化反應：物質和氧發生的化學反應。
2．還原反應：含氧化合物中的氧被奪去的化學反應。
3．氧化還原反應
狹義解釋：一種物質被氧化，同時另一種物質被還原的化學反應，即一種物質得到氧，同時另一種物質失去氧的化學反應。
廣義解釋：凡化學變化過程中元素之間發生電子轉移的化學反應都屬于氧化還原反應。判斷是否屬于氧化還原反應的特征是反應前后元素的化合價是否變化。
【知識拓展】
氧化還原反應不屬于基本反應類型，因為四種基本反應類型是從反應物、生成物的種類上來定義的，而氧化還原反應是從反應過程中得氧與失氧的角度來定義的。事實上氧化還原反應可以是化合反應，可以是分解反應，還可以是置換反應等。
氫氣 一氧化碳
可燃性 反應 2H2＋O22H2O 2CO＋O22CO2
現象 淡藍色火焰，放熱，火焰上所罩干冷燒杯壁上有水霧生成。 藍色火焰，放熱，生成能使澄清的石灰水變渾濁的氣體。
還原性 反應 H2＋CuOCu＋H2O CO＋CuOCu＋CO2
裝置
現象 黑色固體變紅色；試管壁上有水珠生成。 黑色固體變紅色；生成能使澄清的石灰水變渾濁的氣體。注意：尾氣需燃燒或收集起來，防止污染。
四、化學變化中的能量變化
化學變化過程通常伴隨著能量變化，有些是放熱反應，如多數可燃物的氧化燃燒反應都放熱，活潑金屬與酸反應、氧化鈣與水反應、酸堿中和反應、生物的呼吸作用也都是放熱反應。有些化學反應需要吸熱，如銨鹽和堿反應需要吸熱，H2、CO還原CuO或Fe2O3是吸熱反應。
五、催化劑與化學反應的快慢
1．不同的化學變化，其反應速度不同，如有些氧化反應劇烈而引起燃燒甚至爆炸，有些氧化反應則緩慢(鋼鐵生銹、生物的呼吸作用等)。
2．催化劑又稱觸媒，可以改變化學反應速率，正催化劑用來加快化學反應速率，負催化劑則可減慢化學反應速率。為了加快雙氧水、氯酸鉀分解制氧氣，常用MnO2等作催化劑。
【知識拓展】
1．對催化劑的正確理解是：催化劑參與化學反應，但反應結束催化劑又回到原來的狀態。
2．催化劑的“一變二不變”指的是：能改變化學反應速率，但催化劑本身的性質和質量都不變。
3．一種反應可能有多種催化劑，一種催化劑也可能對多個化學反應起催化 作用。
4．酶是一種生物催化劑，酶的催化作用具有高效性、專一性，并且受溫度、pH值等因素的影響較大。
【元素的循環和物質的轉化】
一、非金屬單質與其化合物的轉化
1．非金屬單質與氧氣反應
S＋O2SO2
(硫黃是一種淡黃色粉末，在空氣中燃燒發出淡藍色火焰，在氧氣中燃燒發出明亮的藍紫色火焰，產生有刺激性氣味的氣體)
C＋O2CO2
4P＋5O22P2O5(白色固體)
N2＋O22NO
2NO＋O2===2NO2
非金屬單質在一定條件下可以轉化為相應的化合物。
2．非金屬氧化物與水反應
CO2＋H2O===H2CO3
H2CO3 △ CO2↑＋H2O
SO2＋H2O===H2SO3(形成酸雨的原因)
SO3＋H2O===H2SO4
3NO2＋H2O===2HNO3＋NO
二、金屬單質與其化合物的轉化
1．金屬與非金屬的反應
2Mg＋O22MgO(耀眼白光)
3Fe＋2O2Fe3O4(火星四射)
Fe＋S △ FeS(鐵粉與硫粉混合加熱后即可反應，放熱，生成黑色固體)
金屬單質和某些非金屬單質在一定條件下可以相互反應，生成相應的鹽：
2Fe＋3Cl22FeCl3
Cu＋Cl2CuCl2
2．金屬與氧化物反應
2Mg＋CO22MgO＋C
8Al＋3Fe3O49Fe＋4Al2O3
3．金屬氧化物與水的反應
CaO＋H2O===Ca(OH)2(放出大量的熱)
Na2O＋H2O===2NaOH
K2O＋H2O===2KOH
BaO＋H2O===Ba(OH)2
活潑金屬的氧化物與水反應生成相應的堿。MgO、FeO、Fe2O3、CuO等氧化物不溶于水，也不與水反應。
三、金屬的冶煉
金屬氧化物與還原劑(C、CO、H2等)在高溫下反應，還原劑奪取金屬氧化物中的氧，使其還原成金屬單質。
C＋2CuO2Cu＋CO2↑
C＋CO22CO
CO＋CuO△Cu＋CO2
H2＋CuO△Cu＋H2O
(盛放CuO的試管口略向下傾斜，防止生成的水流入試管底部，使試管炸裂；先通H2，再加熱，防止氫氣與空氣混合加熱時發生爆炸；實驗停止后，繼續通H2，直至試管冷卻，防止灼熱的銅被空氣中的氧氣氧化成CuO)
四、物質轉化的規律
單質、氧化物、酸、堿、鹽之間的相互關系歷來是中考的重點。將它們的知識網絡化、熟練掌握尤為重要。對其進行總結歸納的方法多種多樣，如圖為歸納物質轉化規律常見的“八圈圖”。
圖中每一條線都表示各種物質間的相互關系。從一種物質出發就是這種物質的主要性質，箭頭的指向就是這種物質的制備。圖中橫向表明了不同類物質間的相互轉化關系，這些反應都生成鹽這類共同產物，由此可得出十種生成鹽的 方法：
金屬＋非金屬―→無氧酸鹽
堿性氧化物＋酸性氧化物―→含氧酸鹽
金屬＋鹽―→新鹽＋新金屬
金屬＋酸―→鹽＋氫氣
酸性氧化物＋鹽―→鹽＋水
堿性氧化物＋酸―→鹽＋水
酸＋堿―→鹽＋水
酸＋鹽―→新酸＋新鹽
堿＋鹽―→新堿＋新鹽
鹽＋鹽―→新鹽＋新鹽
圖中縱向表明了由單質到鹽的轉化關系，如：
Na―→Na2O―→NaOH―→NaCl
C―→CO2―→H2CO3―→Na2CO3
【除雜、鑒別、檢驗與推斷】
一、常見離子的鑒別與共存
1．H＋與OH－：用酸堿指示劑。
2．Cl－和SO：可用Ba(NO3)2或BaCl2溶液，但不能用AgNO3溶液。
3．CO：用稀鹽酸和澄清石灰水，加入稀鹽酸后生成能使澄清石灰水變渾濁的氣體。
4．Fe3＋和Cu2＋：加NaOH溶液(可溶性堿溶液)能分別生成紅褐色沉淀和藍色沉淀。
5．NH：與堿溶液混合(微熱)產生使濕潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體。
常見沉淀的顏色
1．不溶于稀硝酸的白色沉淀：BaSO4、AgCl。
2．可溶于鹽酸的白色沉淀：CaCO3、BaCO3、Al(OH)3等。
3．藍色沉淀：Cu(OH)2。
4．紅褐色沉淀：Fe(OH)3。
5．黑色物質(粉末)：C(碳粉)、CuO、MnO2、Fe3O4、Fe(鐵粉)等。
6．紅色物質：Cu、Fe2O3(鐵銹)等。
二、除雜分離物質
指除去雜質，同時被提純物質不得改變。除雜至少要滿足兩個條件：①加入的試劑只能與雜質反應，不能與原物質反應；②反應后不能引入新的雜質。
除雜分離的常用化學方法：
方法 適用范圍或原理 舉例
化氣法 與雜質反應生成氣體除去 除Na2SO4中的Na2CO3，可加適量稀H2SO4：Na2CO3＋H2SO4===Na2SO4＋ CO2↑＋ H2O
沉淀法 將雜質轉化為沉淀過濾除去 除NaCl中的Na2SO4，可加適量BaCl2：Na2SO4＋ BaCl2===BaSO4↓＋2NaCl
轉化法 將雜質通過化學反應轉化為原物質 除FeSO4中的CuSO4，可加過量鐵粉，再過濾：CuSO4＋Fe===Cu＋FeSO4
溶解法 將雜質溶于某種試劑除去 除C粉中的CuO粉，可加適量稀H2SO4，再過濾：CuO＋H2SO4===CuSO4＋ H2O
吸收法 將雜質用某種試劑吸收除去 除H2中的HCl，可將混合氣體通入NaOH溶液：NaOH＋HCl===NaCl＋H2O
三、物質鑒別的常用方法
(1)觀察法
通過觀察物質顏色、氣味等不同來鑒別。例：銅和鋁中，紅色的是銅，銀白色的是鋁；硫酸銅溶液、氯化鐵溶液中，藍色的是硫酸銅溶液，黃色的是氯化鐵溶液。
(2)溶解法
溶解法常用于鑒別不溶性物質與可溶性物質。例：碳酸鈉和碳酸鈣都是白色粉末，把它們分別放入水中，能溶解的是碳酸鈉，不能溶解的是碳酸鈣。
(3)燃燒法
通過燃燒時的現象和產物的不同進行鑒別。例：要鑒別H2、CO、CH4，分別點燃，在火焰上方罩一個干冷的燒杯，能使燒杯內產生水滴的是H2或CH4，不能的是CO，再把內附澄清石灰水的燒杯罩在H2和CH4的火焰上方，其燃燒產物能使澄清石灰水變渾濁的是CH4，不能的是H2。
鑒別空氣、氧氣、二氧化碳，三者都是無色無味氣體，把燃著的木條分別伸入三瓶氣體中，使木條火焰熄滅的是二氧化碳，使木條燃燒得更旺的是氧氣，基本不引起火焰變化的是空氣。
鑒別棉布纖維和羊毛纖維，分別點燃這兩種纖維，發出燒焦羽毛腥臭氣味的是羊毛纖維，發出燒焦棉布味的是棉布纖維。
(4)滴加試劑法
酸堿指示劑主要用于鑒別酸和堿。例：鑒別三種無色液體——食鹽水、稀鹽酸、氫氧化鈉溶液時，分別滴加紫色石蕊試液，使紫色石蕊試液變紅的是稀鹽酸，使紫色石蕊試液變藍的是氫氧化鈉溶液，不變色的是食鹽水。
滴加某些酸溶液。例：鑒別黑色的氧化銅粉末和碳粉時，把它們分別加入到稀鹽酸中，能溶解并形成藍色溶液的是氧化銅，不反應的是碳粉。
鑒別白色的碳酸鈣和氧化鈣時，分別取樣，滴加稀鹽酸，有無色無味氣體生成的是碳酸鈣，無氣體生成的是氧化鈣。
滴加某些鹽溶液。例：鑒別氯化鈉溶液和碳酸鈉溶液時，分別取樣，滴加少量氯化鋇溶液，有白色沉淀生成的是碳酸鈉溶液，不反應的是氯化鈉溶液。
(5)綜合法
運用觀察、滴加試劑、兩兩混合等方法鑒別物質。例：四瓶透明溶液分別是BaCl2、CuSO4、NaOH、MgCl2。首先觀察，溶液呈藍色的是CuSO4溶液，剩余三種溶液分別取樣，滴加少量CuSO4溶液，有藍色沉淀生成的是NaOH溶液，有白色沉淀生成的是BaCl2溶液，不反應的是MgCl2溶液。
四、物質推斷方法
(1)推理法
對于以物質相互轉化為內容的推斷題，可將題意轉化為圖示，利用圖示分析物質性質和物質之間的內在聯系，抓住物質特征和實驗現象這條主線，先認定一個熟悉的反應特征為突破口，然后逐步推理。
(2)剝離法
根據已知條件把明顯的物質先剝離，再根據其他已知條件，把已剝離的物質當作已知，逐個求解。
(3)分層推斷法
對于給出物質范圍的推斷題，確定混合物的成分一般用分層推斷法，先分層推理出每一層的分結論，再進行綜合整理得出總結論。
【知識拓展】1．鑒別時應取樣。
2．鑒別物質應有明顯的現象區別。
3．連續滴加試劑鑒別時，應注意先加入的離子對后面物質鑒別是否會產生干擾。
4．推斷幾種物質存在時，應特別注意物質能否共存。
【化學計算】
一、有關化學方程式的計算
1．有關化學方程式計算的注意點
認真細心：化學方程式書寫正確；相對分子質量要準確；代入化學方程式中計算的相關量必須是純凈物質的質量。
要注意反應中的條件，如“充分反應”“完全反應”“恰好反應”“足量”“過量”等關鍵性詞語，以作出正確判斷。
2．有關反應物和生成物的計算
化學方程式能表達出多種量的關系，這些關系都是解答相關化學方程式問題中隱含的已知條件，這些條件都可以作為計算時的“橋梁”，是整個計算題的基礎和依據。
3．不純物的計算
化學方程式中所表示的反應物和生成物都是指純凈物，不純物質不能代入方程式進行計算。遇到不純物質時，需要將不純物質換算成純凈物質的量，才能代入方程式，按質量比進行計算。計算關系為：純凈物的質量＝不純物的質量×純凈物的質量分數。
4．有關無數據計算題
計算題需要數據，但有許多化學計算題缺少數據甚至無數據，這就需要假設數據。假設數據也有技巧，否則會使計算變得復雜。巧解方法：(1)如果題目中只有百分含量的數據，則應該假設百分數分母代表的物質為100g；(2)如果題目中什么數據都沒有，則應該根據某一物質的相對分子質量來假設數據。
二、有關化學式的計算
(一)根據化學式的計算
1．求相對分子質量
相對分子質量是指化學式中各原子相對原子質量的總和。在計算的過程中應注意化學式前面的數字(系數)與相對分子質量及元素符號右下角的數字與相對原子質量之間的關系是“相乘”不是“相加”；若計算結晶水合物的相對分子質量時，化學式中間的“·”表示的是“相加”不是“相乘”。例：CuSO4·5H2O的相對分子質量＝64＋32＋16×4＋5×(1×2＋16)＝160＋5×18＝250。
2．求化合物中各元素的質量比
以化合物AmBn為例。A、B元素的質量比：。
例：計算氧化鐵Fe2O3中鐵元素和氧元素的質量比。Fe∶O＝(56×2)∶(16×3)＝112∶48＝7∶3。
3．求化合物中某元素的質量分數
化合物中任一元素的質量分數可以用下式計算：
某元素的質量分數＝×100%。
混合物中某物質的質量分數＝×100%。
(二)確定化學式的計算
1．根據化合物中各元素的質量比求化學式
將各元素的質量分別除以其相對原子質量，得到的商之比即為相應的原子個數之比，繼而確定其化學式。
例：某硫的氧化物中S、O元素的質量比為2∶3，確定硫的氧化物的化學式。
S、O原子個數比為∶＝1∶3，所以化學式為SO3。
2．根據化合物中某元素的質量分數求化學式
已知某化合物中某元素的質量分數和相對分子質量，可確定該化合物中各原子個數之比，進而確定其化學式。
例：某鐵的氧化物中Fe%＝70%，確定其化學式。可設該氧化物化學式為FexOy，則Fe%＝×100%＝70%，解得x∶y＝2∶3，則其化學式為Fe2O3。
3．根據化合價確定化學式
化合物中各元素的化合價代數和為0，利用這一點可確定化合物中各元素原子個數比。
三、有關溶液的計算
有關溶液的計算中要準確分析溶質、溶劑、溶液的質量，最基本的質量關系是：溶質質量＋溶劑質量＝溶液質量。
1．溶質質量分數的公式
溶質質量分數＝×100%
溶質質量＝溶液質量×溶質質量分數
溶液質量＝
溶液質量＝溶液體積×溶液密度
【知識拓展】
1．計算時溶質必須全部溶于溶劑中且不與溶劑發生反應。若溶質沒有全部溶解，則溶質的質量只計算溶解部分。
2．若溶質與水發生反應，則須計算出反應后溶解在水中的產物質量，如6.2g Na2O溶解在水中，其溶質應為NaOH而不是Na2O。
3．若溶質帶有結晶水，其結晶水應作為溶劑水的質量計算，如25g CuSO4·5H2O溶解于一定量水中時，溶質質量為16g而不是25g。
2．有關溶液濃縮與稀釋的計算
溶液稀釋
　　　　　　　　 稀溶液的溶質質量的和
溶液濃縮
　　　　　　　　 稀溶液的溶質質量的和
3．有關溶液與化學方程式的綜合計算
在根據化學方程式進行化學計算時，各反應物、生成物之間，要以溶質質量列比例，而不能直接用溶液質量或體積列比例。
【化學說理與探究性實驗】
一、科學探究過程
1．提出問題
在科學研究上，能夠發現并提出一個問題比解決一個問題更為重要。發現并提出問題的前提是用心觀察，學會拓展自己的觀察力。
2．建立假設
建立假設也叫進行猜想，假設可以正向假設或反向假設。如不同時段花的顏色變化既可假設與光照有關，也可假設與光照無關。
3．設計實驗方案
設計實驗方案的關鍵在于利用控制變量法設置對照實驗，即在若干個相關的因素或變量中，選擇一個有關變量相同而控制其他因素全部相同。
4．收集事實證據
學會用不同的有效方法收集相關的事實與證據，對數據進行列表或作圖等，再對數據進行相關分析。
5．得出結論(驗證假設)
對所收集的事實證據或實驗數據進行分析后，得出相關結論，并用以檢驗所建立的假設或猜想，得出相關結論。
6．評價與交流
對探究的結論進行推廣應用就需要評價與交流，對研究的課題總結成文、發表或會議交流都是其具體的形式。
二、初中化學常考的實驗探究點列舉
1．學會建立相關的科學假設或猜想
2．學習利用控制變量法設計對照實驗
3．探究實驗原理或實驗過程是否合理
4．嘗試對獲得的事實證據或有關數據進行分析并得出正確結論
5．探究某種物質的元素組成
6．探究某種氣體的成分組成
7．探究某種混合試劑的成分組成
8．探究某種物質的酸堿性
9．探究某種堿的變質情況
10．探究某種物質能否作為催化劑或催化效率如何
11．探究某種化學反應的產物成分
12．探究某種化學反應速率的影響因素
13．探究金屬生銹的條件
三、說理題
從具體的題型分析，可以分為“說理題”和“證明題”。
（1）說理題：更多的側重于用語言文字等來闡述、說明、解釋某一個科學問題；
（2）證明題：主要用科學公式，從數學角度來證明某一個科學結論、公式等。
說理題解題方法梳理
1．找“對象”→確定研究對象
2．找“現象”→弄清科學現象和過程
3．找原理→來自題目或課本→基本概念、科學原理和公式
4．找關聯→多點關聯結構
5．簡作答→梳理關聯點邏輯扼要作答→復核檢查
題型一：應用原理解釋生活、實驗現象主要有以下要素：
①簡述科學原理：解答過程中必須簡述相關的科學原理，以及對相關原理的理解。含相關的物理公式、化學方程式等。
②分析相關信息：對解答題中呈現的信息結合科學原理進行簡要闡述，闡述要求有一定的邏輯。
③描述相關結論：結論的描述不僅符合科學原理，而且必須滲透相關的科學思想與方法。
題型二：對圖像表格等信息的分析與解釋，主要包括的解答要素有：
①簡述相關的知識原理；
②描述對知識的理解；
③解釋圖像變化的原因；
④說出合理的結論。
證明題一般為公式，但有些說理題與證明題也沒有嚴格的區別，兩者只是表達不同
①明確科學本質，確定基本公式，并按照公式逐步推導，演化，替代（很重要）；
②將科學結論轉化為用科學公式表達，需要學生運用較多科學語言（文字或科學公式等），并運用因果關系，體現一定邏輯順序，來闡述、解釋某一科學問題或科學現象的綜合性試題

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