資源簡介

考前識記：高考化學知識點清單精華（新教材）
精華01 生活中的化學
1．碳的氧化物對環境的影響
(1)二氧化碳
①CO2與溫室效應：由于二氧化碳對從地表射向太空的長波特別是紅外輻射有強烈的吸收作用，從而阻礙了部分地球向太空輻射的能量。這就會使地球表面溫度升高、兩極冰川融化、海平面上升，人們把這種由二氧化碳所產生的效應稱為溫室效應。除CO2外，對產生溫室效應有重要作用的氣體還有甲烷、臭氧、氟氯烴等。
②CO2與溶洞的形成：石灰巖里不溶性CaCO3與H2O和CO2反應轉化為易溶性的Ca(HCO3)2，CaCO3＋CO2＋H2OCa(HCO3)2。溶有Ca(HCO3)2的水從溶洞頂向溶洞底滴落時，水分蒸發、二氧化碳壓強減小、溫度升高都會使上述平衡左移，CO2逸出，生成CaCO3沉淀。
③CO2與珊瑚礁：珊瑚蟲可以從周圍海水中獲取Ca2＋和HCO，經反應形成石灰石外殼：Ca2＋＋2HCOCaCO3↓＋CO2↑＋H2O，若CO2濃度增大，會使上述平衡左移，不利于珊瑚礁的形成，還會使大量已形成的珊瑚礁被海水侵蝕。
(2)一氧化碳：煤氣中毒就是一氧化碳導致的，它極易與人體內的血紅蛋白結合，從而使人缺氧窒息死亡。它是水煤氣的成分之一，含碳燃料的不充分燃燒將會產生一氧化碳，是一種嚴重的大氣污染物。
2．酸雨：指pH小于5.6的雨霧或其他形式的大氣降水，它是由人為排放的二氧化硫和氮氧化物轉化而成的，絕大部分是硫酸型和硝酸型酸雨。
主要污染物：硫氧化物、氮氧化物
反應原理：SO2＋H2OH2SO3,2H2SO3＋O2===2H2SO4(或2SO2＋O22SO3，SO3＋H2O===H2SO4)；2NO＋O2===2NO2,3NO2＋H2O===2HNO3＋NO。
防治措施：根本途徑是減少酸性物質向大氣中的排放。
化學方法：
①石灰石脫硫：在煤中添加石灰石作為脫硫劑，可以減少煤燃燒時產生的SO2，發生反應的化學方程式：2CaCO3＋O2＋2SO2===2CaSO4＋2CO2。
②Na2SO3吸收法：Na2SO3＋SO2＋H2O===2NaHSO3,2NaHSO3Na2SO3＋SO2↑＋H2O。
3．光化學煙霧：指汽車、工廠等污染源排入大氣的碳氫化合物和氮氧化合物等一次污染物，在陽光(紫外線)作用下會發生光化學反應生成二次污染物，參與光化學反應過程的一次污染物和二次污染物的混合物所形成的有毒煙霧污染現象。
主要污染物：氮氧化物和碳氫化合物(汽車尾氣)
危害：人受到的主要傷害是眼睛和黏膜受刺激、頭痛、呼吸障礙、慢性呼吸道疾病惡化、肺部功能損害。
防治措施：控制城市汽車數量、開發新能源、汽車安裝尾氣凈化器。
4．空氣質量日報：空氣質量日報的主要內容包括“空氣污染指數”“首要污染物”“空氣質量級別”“空氣質量狀況”等。目前計入空氣污染指數的項目暫定為可吸入顆粒物、氮氧化物、二氧化硫。
5．霧霾：霧霾是霧和霾的組合詞，硫氧化物、氮氧化物和可吸入顆粒物這三項是霧霾的主要組成，前兩者為氣態污染物，最后一項顆粒物才是加重霧霾天氣污染的罪魁禍首。它們與霧氣結合在一起，讓天空瞬間變得灰蒙蒙的，燃煤和汽車尾氣是霧霾天氣產生的重要原因。
6．PM2.5：2012年3月修訂的《環境空氣質量標準》中新納入的強制監測指標是PM2.5。PM2.5是指大氣中直徑小于或等于2.5微米的顆粒物，也稱可入肺顆粒物。與較粗的大氣顆粒物相比，PM2.5粒徑小，比表面積大，吸附活性強，易附帶有毒、有害物質(如重金屬、微生物等)，且在大氣中的停留時間長，輸送距離遠，因而對人體健康和大氣環境質量的影響更大。
7．臭氧空洞：家用電冰箱中使用的制冷劑“氟利昂”以及汽車排放的廢氣中的氮氧化物在臭氧轉化成氧氣中起到催化作用，從而使大氣中的臭氧層形成空洞。
8．重金屬污染：一般把密度在4.5 g·cm－3(或5 g·cm－3)以上的金屬稱為重金屬，如鋇、銅、銀、鉻、鎘、鎳、鉛、鉈、錫、汞等。重金屬的化合物(以及少數重金屬單質)對環境的污染稱為重金屬污染。
9．水體富營養化：在人類活動的影響下，生物所需的N、P等營養物質大量進入湖泊、河流、海灣等緩流水體，引起藻類及其他浮游生物迅速繁殖，水體溶解氧氣量下降，水體惡化，魚類及其他生物大量死亡的現象。
10．赤潮：海水中的紅藻、褐藻由于吸收較多的營養物質(N、P等)而過度繁殖，引起海潮呈赤色的現象。它會造成海水的嚴重缺氧。
11．水華：人為向淡水中投入(或排入)生物需要的營養物質(N、P等)后，導致水面上的藻類瘋長、繁殖，并使水質惡化而產生腥臭味，造成魚類及其他生物大量死亡的現象。
12．厄爾尼諾：指由于全球溫室效應逐漸增強，海洋溫度不斷上升，使得冰川、冰山融化，海平面上升，從而形成強烈的熱帶風暴以及引起大陸氣候變化無常的現象。
13．綠色化學：指從根本上消滅污染，能徹底防止污染產生的科學，它包括“原料綠色化”“化學反應綠色化”“產物綠色化”等內容。
14．原子經濟利用率：指目標產物占反應物總量的百分比。即原子利用率＝(預期產物的相對分子質量/全部生成物的相對分子質量總和)×100%。按綠色化學的原則，最理想的“原子經濟”就是反應物中的原子全部轉化為期望的最終產物，即原子利用率為100%。
15．綠色食品：指無污染、無公害、安全且有營養價值的衛生食品。
16．白色污染：指各種塑料垃圾對土壤所造成的污染。它們很難降解，會破壞土壤結構。
17．一次污染物：由污染源直接排入環境，其物質性質(物理、化學性質)未發生變化的污染物。也稱“原發性污染物”。由它引起的污染稱為一次污染或原發性污染。
18．二次污染物：由一次污染物轉化而成的，排入環境的一次污染物在多種因素(物理、化學、生物)作用下發生變化，或與環境中的其他物質發生反應所形成的與一次污染物不同的新污染物，也稱繼發性污染。
19．可燃冰：是水與天然氣相互作用形成的晶體物質，主要存在于凍土層和海底大陸坡中，其主要成分是一水合甲烷晶體(CH4·H2O)，它是人類的后續新能源，具有高效、使用方便、清潔無污染等優點。
20．一次能源：指自然界以現成形式提供的能源，如煤、石油、天然氣等。
21．二次能源：指需要依靠其他能源的能量間接制取的能源，如氫氣、電力等。
22．荒漠化：指由于氣候和人類活動在內的種種因素造成的干旱、半干旱和亞濕潤地區的土地退化的現象。由于大風吹蝕、流水浸蝕、土壤鹽漬化等造成的土壤生產力下降或喪失，都稱為荒漠化。土地荒漠化的最終結果大多數是沙漠化。
23．生活處處有化學
農用塑料：聚氯乙烯
食品包裝袋：聚乙烯
汽油：禁用含鉛汽油、提倡使用乙醇汽油
食品脫氧劑：維生素C、FeSO4、還原鐵粉
食品干燥劑：硅膠，也可用生石灰
食品防腐劑：苯甲酸鈉、亞硝酸鈉(嚴禁超標使用)
水的凈化：明礬
水的消毒：氯氣、二氧化氯
環境消毒：“84”消毒液、漂白粉、過氧乙酸(CH3COOOH)
重金屬鹽中毒：BaSO4(不中毒)、BaCO3(能中毒)，可用生雞蛋清解毒
耐火材料：氧化鎂、氧化鋁
治療胃酸過多：氫氧化鋁膠囊或小蘇打
常用滅火劑：干冰、四氯化碳、小蘇打和硫酸鋁(泡沫滅火器)
煤氣：CO和H2
液化石油氣：主要為丙烷、丁烷
天然氣：CH4
甲醛：室內裝修污染源；浸泡海產品(嚴禁)
假酒：甲醇，工業酒精
肥皂：主要成分為硬脂酸鈉
24．化學與材料
常見的材料有無機非金屬材料、金屬材料和有機高分子材料。無機非金屬材料包括傳統無機非金屬材料(水泥、玻璃和陶瓷)和新型無機非金屬材料(光導纖維、高溫結構陶瓷、生物陶瓷等)；金屬材料包括純金屬及合金；有機高分子材料包括天然高分子材料(纖維素、淀粉、蛋白質、天然橡膠等)和合成高分子材料(塑料、合成橡膠、合成纖維等)。
精華02 非金屬元素及其化合物
一、鹵族元素
1．氯氣
H2＋Cl22HCl
2Fe＋3Cl22FeCl3
Cl2＋H2OHCl＋HClO
2NaOH＋Cl2===NaClO＋NaCl＋H2O
2Ca(OH)2＋2Cl2===Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O
6FeBr2＋3Cl2===4FeBr3＋2FeCl3(氯氣少量)
2FeBr2＋3Cl2===2FeCl3＋2Br2(氯氣過量)
【巧學活用】氯水成分復雜，性質多樣：強酸性——H＋的性質；殺菌、漂白性——HClO的性質；強氧化性——Cl2的性質。氯氣溶于水，但不溶于飽和食鹽水，因此可用飽和食鹽水除去Cl2中的HCl。Cl2與NaOH溶液的反應被用于實驗室除去多余的Cl2，常出現在框圖推斷中。
【易錯警示】氯氣與FeBr2溶液反應時，一定要注意二者量的關系，Cl2首先氧化的是Fe2＋，然后氧化Br－；但Cl2與FeI2溶液反應時，首先氧化的是I－，然后氧化Fe2＋。根據得失電子守恒可得出相應反應的離子方程式，如等物質的量的Cl2與FeBr2在溶液中反應時，其離子方程式為2Fe2＋＋2Cl2＋2Br－===2Fe3＋＋4Cl－＋Br2。
2．含氯化合物
2HClO2HCl＋O2↑
Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO
NaClO＋2HCl===NaCl＋Cl2↑＋H2O
MnO2＋4HCl(濃) MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
【巧學活用】HClO可作漂白劑和殺菌劑是由于HClO具有強氧化性，長時間放置的氯水易變質是由于HClO在光照條件下極易分解，所以新制的氯水需避光保存。
(3)鹵素單質間的置換反應
Cl2＋2NaBr===Br2＋2NaCl
Cl2＋2NaI===I2＋2NaCl
Br2＋2KI===2KBr＋I2
【巧學活用】以上反應可用于比較Cl2、Br2、I2氧化性(非金屬性)的強弱或與CCl4、淀粉溶液相結合用于溶液中Br－、I－的檢驗。
二、氧族元素
1．硫的氧化物
SO2＋2NaOH===Na2SO3＋H2O(SO2不足)
SO2＋NaOH===NaHSO3(SO2過量)
2SO2＋O22SO3
SO3＋H2O===H2SO4
SO2＋2Fe3＋＋2H2O===SO＋2Fe2＋＋4H＋
SO2＋Br2＋2H2O===2HBr＋H2SO4
【巧學活用】SO2既具有氧化性也具有還原性，在溶液中與強氧化劑反應時都生成SO，由此可用于解釋Na2SO3在空氣中的變質。SO2的漂白性相對“可逆”：SO2＋色素,△無色化合物，常用于其檢驗。
2．濃硫酸
Cu＋2H2SO4(濃) CuSO4＋2H2O＋SO2↑
C＋2H2SO4(濃) 2H2O＋CO2↑＋2SO2↑
【易錯警示】①隨著反應的進行，濃H2SO4的濃度越來越小，導致H2SO4不能反應完全，因此所得的SO2比理論值少。
②碳與濃硫酸反應產物的確定應按以下流程進行：無水CuSO4確定水→品紅溶液確定SO2→酸性KMnO4溶液除去SO2→品紅溶液檢驗SO2是否除凈→澄清石灰水檢驗CO2。
三、氮族元素
1．氮氣及氧化物
N2＋O22NO
3Mg＋N2Mg3N2
2NO＋O2===2NO2
2NO2N2O4
3NO2＋H2O===2HNO3＋NO
4NO2＋O2＋2H2O===4HNO3
4NO＋3O2＋2H2O===4HNO3
【巧學活用】氮的氧化物和O2、水反應的計算可根據反應物相對量的多少判斷剩余氣體，但無論什么情況，剩余氣體都不是NO2。NO、NO2具有氧化性，能與NH3反應生成N2和H2O。
2．氨與銨鹽
NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－
NH3＋HCl===NH4Cl
4NH3＋5O24NO＋6H2O
8NH3＋6NO27N2＋12H2O
NH4HCO3NH3↑＋H2O↑＋CO2↑
2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O
【巧學活用】銨鹽的分解反應常出現在框圖推斷題中，若某種物質受熱分解的產物均為氣體，可猜想該物質可能是碳酸氫銨或碳酸銨。在綜合探究題中也會與Na2O2結合考查NH3的催化氧化實驗等。銨鹽與堿反應主要用于實驗室制備NH3或檢驗溶液中的NH。
3．硝酸
4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O
Cu＋4HNO3(濃)===Cu(NO3)2＋2H2O＋2NO2↑
3Cu＋8HNO3(稀)=== 3Cu(NO3)2＋4H2O＋2NO↑
C＋4HNO3(濃) CO2↑＋4NO2↑＋2H2O
【易錯警示】濃硝酸的氧化性大于稀硝酸的氧化性，銅與濃硝酸和稀硝酸的兩個反應中硝酸均沒有全部作氧化劑。銅與濃硝酸反應時在試管內就能看到紅棕色的NO2，而與稀硝酸反應時需在試管口才能看到紅棕色氣體。
四、碳族元素
1．碳及其化合物
C＋O2CO2
C＋CO22CO
C＋H2O(g) CO＋H2
2C＋SiO2Si＋2CO↑
CaCO3CaO＋CO2↑
CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O(CO2不足)
CO2＋NaOH===NaHCO3(CO2過量)
CO2＋Na2SiO3＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3
CO2＋2NaAlO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋Na2CO3
CO2 + +H2O === +NaHCO3
CO2＋Na2CO3＋H2O===2NaHCO3
【巧學活用】由于C過量，SiO2與C反應的產物是CO而不是CO2，該反應可用于工業上制備粗硅，但必須在隔絕空氣的條件下進行。
2．硅及其化合物
Si＋O2SiO2
Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑
Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑
SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O(雕刻玻璃；不能用玻璃容器盛裝氫氟酸的原因)
SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O(不能用帶有玻璃塞的試劑瓶裝NaOH溶液的原因)
SiO2＋CaOCaSiO3
SiO＋2H＋===H2SiO3↓
Na2SiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3(用于SiO的檢驗；Na2SiO3在空氣中變質的原因)
3．二氧化硅的特殊性
(1)非金屬氧化物一般由分子構成，而SiO2是由Si和O按個數比1∶2直接構成。Si、SiC、Si3N4、BN等也是直接由原子構成。
(2)SiO2是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接與水作用制備H2SiO3。
(3)酸性氧化物一般不與酸作用，但SiO2能跟HF作用：SiO2+4HF===SiF4↑+2H2O。
(4)不要混淆二氧化硅和硅的用途用于制作光導纖維的是SiO2，用于制作半導體材料、計算機芯片的是晶體硅。
(5)水晶、石英、瑪瑙的主要成分是SiO2；珍珠的主要成分是CaCO3；鉆石是金剛石；紅、藍寶石的主要成分是Al2O3。
精華03 金屬元素及其化合物
一、鈉及其化合物
(1)鈉的重要反應
①與水反應
2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑
2Na＋CuSO4＋2H2O===Na2SO4＋Cu(OH)2↓＋H2↑
【易錯警示】鈉和鹽溶液反應，不能置換出鹽中的金屬，而是先與H2O反應生成NaOH，然后生成的NaOH溶液再與鹽溶液反應，鈉與H2O、酸反應的實質都是與H＋反應，所以鈉與酸溶液反應更為劇烈。鈉與熔融的鹽反應才可能置換出鹽中的金屬。
②與氧氣反應
4Na＋O2===2Na2O(空氣中緩慢氧化)
2Na＋O2Na2O2
2Na2O＋O22Na2O2
【巧學活用】①無論Na與O2反應生成Na2O或Na2O2，只要參與反應的Na質量相等，則轉移電子的物質的量一定相等，但得到Na2O2的質量大于Na2O的質量。
②注意Na及其化合物發生焰色反應時火焰顏色均為黃色。
③要注意推斷題中的“題眼”——多步氧化關系：NaNa2ONa2O2。
(2)鈉的化合物的重要反應
①Na2O2
2H2O＋2Na2O2===4NaOH＋O2↑
2CO2＋2Na2O2===2Na2CO3＋O2
SO2＋Na2O2===Na2SO4
【巧學活用】1 mol Na2O2歧化時轉移電子的物質的量為1 mol，被還原劑還原時，則轉移2 mol e－，該結論常用在考查NA的題目中。Na2O2跟CO2和水蒸氣組成的混合氣體反應時，應先考慮Na2O2跟CO2的反應。Na2O2具有強氧化性，能將具有還原性的物質氧化，注意相關反應離子方程式的書寫(如將Na2O2投入Na2S、Na2SO3、NaI、FeSO4等具有還原性的溶液中)。
②Na2CO3
Na2CO3＋2HCl(過量)===2NaCl＋CO2↑＋H2O
Na2CO3＋HCl(不足)===NaCl＋NaHCO3
Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3
Na2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2NaOH
【巧學活用】向Na2CO3溶液中加入鹽酸時反應分兩步進行，首先生成NaHCO3，然后是NaHCO3與鹽酸反應生成CO2。二者滴加的順序不同，產生的現象也不同，這就是不用其他試劑就能鑒別出Na2CO3溶液和鹽酸的原理。
③NaHCO3
2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑
NaHCO3＋HCl===NaCl＋CO2↑＋H2O
NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O
2NaHCO3＋Ca(OH)2(不足)===Na2CO3＋CaCO3↓＋2H2O
NaHCO3＋Ca(OH)2(過量)===CaCO3↓＋NaOH＋H2O
【易錯警示】a.不能用常壓下蒸發溶劑的方法制備NaHCO3晶體，不能用澄清石灰水鑒別Na2CO3和NaHCO3。
b.在書寫碳酸氫鹽與澄清石灰水反應的離子方程式時要特別注意二者量的相對多少。
c.吸收CO2氣體中的HCl不能用飽和Na2CO3溶液，需用飽和NaHCO3溶液。
④NaOH
2NaOH＋H2SO4===Na2SO4＋2H2O
CO2＋2NaOH(過量)===Na2CO3＋H2O
CO2(過量)＋NaOH===NaHCO3
【巧學活用】CO2與NaOH溶液反應的產物可能是Na2CO3、NaHCO3或二者的混合物，可根據Na＋和C 守恒法確定CO2與NaOH溶液反應的產物。
二、鋁及其化合物
(1)Al單質的重要反應
4Al＋3O22Al2O3
2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑
2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑
2Al＋Fe2O32Fe＋Al2O3
4Al＋3MnO23Mn＋2Al2O3
【巧學活用】Al與NaOH溶液的反應常用于物質推斷、含有Al的固體混合物分離提純及含量測定。
【易錯警示】①鋁熱反應不僅僅是單質鋁與Fe2O3反應，還包含制取其他難熔金屬的反應，由于成本高，故鋁熱反應不能用于工業上冶煉鐵，注意鋁熱反應是中學化學中唯一一類金屬單質與金屬氧化物在高溫條件下的置換反應。
②引發鋁熱反應的操作是高考實驗考查的熱點，具體操作是先鋪一層KClO3，然后插上鎂條，最后點燃鎂條。
(2)Al2O3、Al(OH)3的重要反應
Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O
Al2O3＋2NaOH===2NaAlO2＋H2O
2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑
Al(OH)3 ＋3HCl===AlCl3＋3H2O
Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O
【巧學活用】Al2O3、Al(OH)3與NaOH溶液的反應常用于物質的分離提純。Al(OH)3不溶于氨水，所以實驗室常用鋁鹽和氨水來制備Al(OH)3。
(3)鋁鹽和偏鋁酸鹽的重要反應
Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH
AlCl3＋3NaOH===Al(OH)3↓＋3NaCl(NaOH適量)
AlCl3＋4NaOH===NaAlO2＋3NaCl＋2H2O(NaOH過量)
NaAlO2＋HCl＋H2O===Al(OH)3↓＋NaCl(少量鹽酸)
NaAlO2＋4HCl===AlCl3＋NaCl＋2H2O(足量鹽酸)
2AlO＋CO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋CO(少量CO2)
AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO(足量CO2)
Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓(鋁鹽和偏鋁酸鹽在溶液中雙水解)
Al3＋＋3H2OAl(OH)3(膠體)＋3H＋
【巧學活用】利用偏鋁酸鹽制備Al(OH)3，一般不用強酸，因為強酸的量控制不當會使制得的Al(OH)3溶解。若向偏鋁酸鹽溶液中通入CO2，生成的Al(OH)3不溶于碳酸，CO2過量時另一產物是HCO，不過量時另一產物是CO，書寫離子反應方程式時要特別注意這一點。
三、鐵及其化合物
(1)鐵單質的重要反應
3Fe＋2O2Fe3O4
Fe＋SFeS
2Fe＋3Cl22FeCl3
3Fe＋4H2O(g) Fe3O4＋4H2
Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑(酸為非氧化性酸)
Fe＋4HNO3(稀)===Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O(鐵適量)
3Fe＋8HNO3(稀)===3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O(鐵過量)
Fe＋CuSO4===Cu＋FeSO4
2FeCl3＋Fe===3FeCl2
【易錯警示】Fe與O2、H2O(g)在高溫下反應的產物都是Fe3O4而不是Fe2O3，Fe與Cl2反應時生成FeCl3，與S反應時生成FeS，說明Cl2的氧化能力大于S的。常溫下，Fe、Al在濃硫酸和濃硝酸中發生鈍化，但加熱后繼續反應。
(2)鐵的化合物的重要反應
FeCl2＋2NaOH===Fe(OH)2↓＋2NaCl
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3
2FeCl2＋Cl2===2FeCl3
2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O
3Fe2＋＋4H＋＋NO===3Fe3＋＋NO↑＋2H2O
Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3
FeCl3＋3H2O(沸水) Fe(OH)3(膠體)＋3HCl(氫氧化鐵膠體的制備)
【巧學活用】①FeCl2溶液與NaOH溶液在空氣中反應的現象變化，常用于物質推斷。向Fe2＋溶液中加入硝酸、KMnO4、氯水等具有氧化性的物質時，溶液會出現淺綠色→棕色的顏色變化，該現象可用于Fe2＋的初步檢驗。
②制備Fe(OH)2的方法很多，原則有兩點：一是溶液中的溶解氧必須提前除去；二是反應過程中必須與O2隔絕。
③Fe3＋的檢驗方法較多，如觀察溶液顏色法(棕黃色)、NaOH溶液法(生成紅褐色沉淀)、KSCN溶液法(生成血紅色溶液)，前面兩種方法需溶液中Fe3＋的濃度較大時才適用，最好也最靈敏的方法是KSCN溶液法。Fe2＋的檢驗可采用先加入KSCN溶液，再加入氧化劑的方法。
四、其他金屬元素及物質制備反應
(1)銅及其化合物的重要反應
2Cu＋O22CuO
2Cu＋SCu2S
Cu＋Cl2CuCl2
Cu＋2FeCl3===CuCl2＋2FeCl2
2Cu＋O2＋CO2＋H2O===Cu2(OH)2CO3
2CuSO4＋2H2O2Cu＋O2↑＋2H2SO4
(2)鎂及其化合物的重要反應
2Mg＋O22MgO
3Mg＋N2Mg3N2
2Mg＋CO22MgO＋C
Mg(HCO3)2＋2Ca(OH)2===Mg(OH)2↓＋2CaCO3↓＋2H2O(注意：不生成MgCO3沉淀)
精華04 化工生產流程及原理
一、從海水中提取溴
[涉及反應]
①2Br－＋Cl2===Br2＋2Cl－
③Br2＋SO2＋2H2O===H2SO4＋2HBr
二、從海帶中提取碘
[涉及反應]
2I－＋Cl2===I2＋2Cl－
三、從海水中提取鎂
[涉及反應]
①MgSO4＋Ca(OH)2===Mg(OH)2↓＋CaSO4
②Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O
③MgCl2·6H2OMgCl2＋6H2O
④MgCl2(熔融)Mg＋Cl2↑
四、氯堿工業
[涉及反應]
①2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
②Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O
③2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
④H2＋Cl22HCl
五、接觸法制取硫酸
[涉及反應]
①4FeS2＋11O22Fe2O3＋8SO2(反應裝置：沸騰爐)
②2SO2＋O22SO3(反應裝置：沸騰爐)
③SO3＋H2O===H2SO4(反應裝置：接觸室)
六、硅的制備
[涉及反應]
①SiO2＋2CSi(粗)＋2CO↑
②Si＋2Cl2SiCl4
③SiCl4＋2H2Si(純)＋4HCl
七、工業制硝酸
[涉及反應]
①4NH3＋5O24NO＋6H2O
②2NO＋O2===2NO2
③3NO2＋H2O===2HNO3＋NO
八、工業制純堿
[涉及反應]
NH3＋H2O＋CO2＋NaCl===NaHCO3↓＋NH4Cl
2NaHCO3===Na2CO3＋H2O＋CO2↑
九、從鋁土礦中提煉鋁
[流程Ⅰ]
[涉及反應]
①Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O
Fe2O3＋6HCl===2FeCl3＋3H2O
②AlCl3＋4NaOH===NaAlO2＋3NaCl＋2H2O
FeCl3＋3NaOH===Fe(OH)3↓＋3NaCl
HCl＋NaOH===NaCl＋H2O
③NaAlO2＋2H2O＋CO2===Al(OH)3↓＋NaHCO3
NaOH＋CO2===NaHCO3
④2Al(OH)3Al2O3＋3H2O
⑤2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑
[流程Ⅱ]
[涉及反應]
①Al2O3＋2NaOH===2NaAlO2＋H2O
SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O
②Na2SiO3＋2HCl===H2SiO3↓＋2NaCl
NaAlO2＋4HCl===NaCl＋AlCl3＋2H2O
③AlCl3＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH4Cl
HCl＋NH3·H2O===NH4Cl＋H2O
十、從工業廢水中回收FeSO4和Cu
工業廢水中含有大量的FeSO4，較多的Cu2＋和少量的Na＋。
[涉及反應]
①CuSO4＋Fe===FeSO4＋Cu
②Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑
附：實驗室制備氣體原理
1．實驗室制備H2
Zn＋2HCl===ZnCl2＋H2↑
2．實驗室制備O2
2KMnO4K2MnO4＋O2↑＋MnO2
2KClO32KCl＋3O2↑
2H2O22H2O＋O2↑
3．實驗室制備CO2
CaCO3＋2HCl===CaCl2＋CO2↑＋H2O
4．實驗室制備SO2
Na2SO3＋H2SO4===Na2SO4＋SO2↑＋H2O
5．實驗室制備Cl2
MnO2＋4HCl(濃) MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
6．實驗室制備NH3
2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O
NH3·H2O(濃)NH3↑＋H2O
7．實驗室制備C2H2
CaC2＋2H2O→Ca(OH)2＋C2H2↑
精華05 物質結構 元素周期律
一、常用物質結構的化學用語
(1)四種符號
①元素符號：Al、S
②離子符號：Al3＋、S2－、SO
③同位素符號：6C、6C
④化合價符號：2O3、H2
(2)七種圖式
①化學式：Na2O2、NH4Cl、SiO2
②分子式：C2H4、NH3
③最簡式(實驗式)：CH2、CH2O
⑦原子結構示意圖：
(3)兩種模型
①比例模型，如甲烷的比例模型：
②球棍模型，如甲烷的球棍模型：
二、原子組成及表示
1．人類對原子結構的認識
原子結構模型的演變圖如下：
①為道爾頓實心球式原子模型；②為湯姆生葡萄干面包式原子模型；③為盧瑟福行星運轉式原子模型；④為玻爾軌道式原子模型；⑤為近代量子力學原子模型。
2．原子結構
(1)原子的構成
X
(2)核素(原子)的表示及其數量關系
①表示：表示質子數為Z、質量數為A、中子數為A－Z的核素原子。
(3)陰、陽離子中的數量關系
①質量數＝質子數＋中子數。
②陰離子：：核外電子數＝Z＋n。
陽離子：：核外電子數＝Z－n。
3.符號中各數字的含義
三、同位素
1．元素、核素、同位素的相互關系
2．同位素的“六同三不同”
3．同位素及相對原子質量
同位素 定義 具有相同質子數和不同中子數的同一元素的原子互稱同位素
特性 同一元素的各種同位素化學性質幾乎完全相同. 天然存在的某種元素里，不論是游離態還是化合態，各種同位素的原子含量一般是不變的.
判定 方法 它反映的是同種元素的不同原子間的關系.故單質、化合物間不可能是同位素。如H2和D2及H2O和D2O之間不存在同位素關系。只有質子數相同而中子數不同的原子才是同位素；如168O和188O是同位素，而且146C和147N不是同位素。
注意 天然存在的元素中，許多都有同位素(但并非所有元素都有同位素)。因而發現的原子種數多于元素的種數。
相對原子質量和近似相對原子質量 同位素的相對原子質量和近似相對原子質量 按初中所學的相對原子質量的求算方式是：一個原子的質量與一個12C原子質量的的比值。顯然，所用原子質量是哪種同位素原子的質量，其結果只能是該同位素的相對原子質量。故該定義嚴格說應是同位素的相對原子質量。該比值的近似整值即為該同位素的近似相對原子質量，其數值等于該同位素的質量數。
元素的相對原子質量和近似相對原子質量 因天然元素往往不只一種原子，因而用上述方法定義元素的相對原子質量就不合適了。元素的相對原子質量是用天然元素的各種同位素的相對原子質量及其原子含量算出來的平均值。數字表達式為=M1×a1%+M2×a2%+……。若用同位素的質量數替代其相對原子量進行計算，其結果就是元素的近似相對原子質量(計算結果通常取整數)。我們通常采用元素的近似相對原子質量進行計算。
四、元素周期表
1．原子序數
(1)按照元素在周期表中的順序給元素編號，稱之為原子序數
(2)原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數　
2．周期(7個橫行，7個周期)
短周期 長周期
序號 1 2 3 4 5 6 7
元素種數 2 8 8 18 18 32 32
0族元素原子序數 2 10 18 36 54 86 118
3．族(18個縱行，16個族)
主族 縱行 1 2 13 14 15 16 17
族 ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA
副族 縱行 3 4 5 6 7 11 12
族 ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB
Ⅷ族 第8、9、10縱行，共3個縱行
0族 第18縱行
4．每周期0族元素及其原子序數
周期 1 2 3 4 5 6 7
元素 氦(He) 氖(Ne) 氬(Ar) 氪(Kr) 氙(Xe) 氡(Rn) (Uuo)
元素原子序數 2 10 18 36 54 86 118
5．元素周期表中的特殊位置
(1)過渡元素：元素周期表中部從第ⅢB族到第ⅡB族10個縱行共六十多種元素，這些元素都是金屬元素。
(2)鑭系：元素周期表第 6周期中，從57號元素鑭到71號元素镥共15種元素。
(3)錒系：元素周期表第 7周期中，從89號元素錒到103號元素鐒共15種元素。
(4)超鈾元素：在錒系元素中，92號元素鈾(U)以后的各種元素。
五、元素周期律
1．元素金屬性和非金屬性強弱的判斷方法
金屬性比較 本質 原子越易失電子，金屬性越強(與原子失電子數目無關)
判斷方法 ①在金屬活動性順序表中越靠前，金屬性越強
②單質與水或非氧化性酸反應越劇烈，金屬性越強
③單質還原性越強或陽離子氧化性越弱，金屬性越強
④最高價氧化物對應水化物的堿性越強，金屬性越強
⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，則Y比X的金屬性強
⑥元素在周期表中的位置：左邊或下方元素的金屬性強
非金屬性比較 本質 原子越易得電子，非金屬性越強(與原子得電子數目無關)
判斷方法 ①與H2化合越容易，氣態氫化物越穩定，非金屬性越強
②單質氧化性越強或陰離子還原性越弱，非金屬性越強
③最高價氧化物對應水化物的酸性越強，非金屬性越強
④元素在周期表中的位置：右邊或上方元素的非金屬性強
2．主族元素性質的特殊性
氫 質量最輕的元素
碳 形成化合物最多的元素；可形成自然界硬度最大的物質；氣態氫化物中含氫質量分數最大的元素
氮 空氣中含量最多的元素；氣態氫化物的水溶液呈堿性的元素
氧 地殼中含量最多的元素；氣態氫化物的沸點最高的元素；氫化物在通常狀況下呈液態的元素
氟 最活潑的非金屬元素；無正價的元素；無含氧酸的非金屬元素；無氧酸可腐蝕玻璃的元素；氣態氫化物最穩定的元素；陰離子的還原性最弱的元素
鈉 短周期元素中與水反應較劇烈的金屬元素；短周期元素中最高價氧化物的水化物堿性最強的元素；短周期主族元素中原子半徑最大的元素；與氧氣在加熱條件下反應生成過氧化物(Na2O2)的元素；焰色反應為黃色的元素
鋁 地殼中含量最多的金屬元素；最高價氧化物及其水化物既能與強酸反應，又能與強堿反應的元素
硅 其單質可做良好的半導體材料；地殼中含量第二的元素；其單質能跟強堿溶液反應，還能被氫氟酸溶解
硫 淡黃色晶體，它的氫化物可與其最高價氧化物對應的水化物的濃溶液發生氧化還原反應
氯 短周期元素中最高價氧化物對應的水化物酸性最強的元素
3．微粒半徑的大小比較
六、微粒間的相互作用力
共價鍵與離子鍵的比較
離子鍵 共價鍵
非極性鍵 極性鍵
概念 陰、陽離子通過靜電作用所形成的化學鍵 原子間通過共用電子對而形成的化學鍵
成鍵粒子 陰、陽離子 原子
成鍵實質 陰、陽離子的靜電作用 共用電子對不偏向任何一方 共用電子對偏向一方原子
形成條件 活潑金屬元素與活潑非金屬元素經電子得失，形成離子鍵 同種元素原子之間成鍵 不同種元素原子之間成鍵
形成的物質 離子化合物 非金屬單質；某些共價化合物或離子化合物 共價化合物或離子化合物
2．幾種典型物質的電子式、結構式和模型：
物質 HCl Cl2 H2O NH3 CH4
電子式
結構式 H—Cl Cl—Cl H—O—H
球棍模型
比例模型
3．分子間作用力
(1)定義：將分子聚集在一起的作用力。范德華力與氫鍵是兩種最常見的分子間作用力。
(2)特點：分子間作用力比化學鍵弱得多，它主要影響物質的熔沸點、溶解性等物理性質。
4．范德華力
(1)存在
存在于由共價鍵形成的多數共價化合物和非金屬單質分子之間。
(2)變化規律
一般來說，對于組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，范德華力越大，物質的熔沸點也越高，如熔沸點：I2>Br2>Cl2>F2。
5．氫鍵
(1)定義：既可以存在于分子之間又可以存在于分子內部的作用力，比范德華力稍強。
(2)形成條件：非金屬性強、原子半徑小的O、F、N原子與H原子之間。
(3)存在：氫鍵存在廣泛，如蛋白質分子、H2O、NH3、HF等分子之間，有的物質分子內也存在氫鍵。分子間氫鍵會使物質的熔點和沸點升高。
6．電子式書寫常見的6大誤區
內容 實例
誤區1 漏寫未參與成鍵的電子 N2誤寫為N N，應寫為∶N N∶
誤區2 化合物類型不清楚，漏寫或多寫[　]及錯寫電荷數 NaCl誤寫為Na+∶∶，應寫為Na+[∶∶]-，HF誤寫為H+[∶∶]-，應寫為H∶∶
誤區3 書寫不規范，錯寫共用電子對 N2的電子式不能寫成∶N∶∶∶N，更不能寫成∶∶或∶∶∶
誤區4 不考慮原子間的結合順序 HClO的電子式為H∶∶∶，而不是H∶∶∶
誤區5 不考慮原子最外層有幾個電子，均寫成8電子結構 C的電子式為[H∶∶H]+，而不是[H∶∶H]+
誤區6 不考慮AB2型離子化合物中2個B是分開寫還是一起寫 CaBr2、CaC2的電子式分別為[∶∶]-Ca2+[∶∶]-、Ca2+[∶C C∶]2-
七、“等電子”微粒的思維方法及應用
1．“遷移法”尋找“10電子”微粒和“18電子”微粒
(1)“10電子”微粒
(2)“18電子”微粒
2．記憶其他等電子微粒
(1)“2電子”微粒:He、H-、Li+、H2。
(2)“14電子”微粒:Si、N2、CO、C2H2、。
(3)“16電子”微粒:S、O2、C2H4、HCHO。
精華06 化學實驗基礎
一、常用儀器的名稱、用途及使用方法
1．加熱儀器——酒精燈
(1)酒精燈所裝酒精量不能超過其容積的2/3，不能少于1/4。
(2)加熱時要用外焰，熄滅時要用燈帽蓋滅，不能吹滅。
(3)絕對禁止：向燃著的酒精燈里添加酒精、用燃著的酒精燈引燃另一只酒精燈。
2．可加熱儀器
3．計量儀器
儀器名稱 主要用途 使用注意事項
①量筒 粗略量取一定體積液體 a.不作反應器 b.無0刻度線 c.準確讀數：視線與凹液面最低點相平
②容量瓶 用于配制一定物質的量濃度的溶液 a.用前檢查是否漏水 b.準確讀數：視線與凹液面最低點相平
③滴定管 用于中和滴定，準確量取液體的體積 a.使用前檢查是否漏水 b.0刻度在上方，讀數至小數點后兩位，讀數時，視線與凹液面最低點相平 c.要用待裝液潤洗 d.酸式滴定管不能取用堿性溶液；堿式滴定管不能取用酸性、氧化性溶液
④溫度計 a.分餾時測量餾分的沸點 b.測量反應液溫度 c.測量水浴溫度 a.不可用于攪拌 b.根據用途將水銀球插在不同部位
⑤托盤天平 稱量固體物質質量 a.用前調零 b.藥品不能直接放在托盤上 c.左物右碼，先大后小 d.讀數至小數點后1位
4．分離提純儀器
儀器名稱 主要用途 使用注意事項
①漏斗 用作過濾或向小口容器中注入液體或用于裝配反應器 a.過濾時應注意“一貼二低三靠” b.裝配反應器時應將下管末端插入液面以下，防止氣體逸出
②分液漏斗 常用來向反應器中添加液體及裝配反應器；梨形漏斗常用于分液 a.使用前活塞檢漏 b.分液時下層液體從下口放出，上層液體從上口倒出
③球形干燥管 用固體試劑除氣體中雜質 氣流方向粗口進細口出
④冷凝管 用于蒸餾、分餾、冷凝蒸氣 冷卻水的流向下進上出
二、化學實驗基本操作
1．如何洗滌沉淀：沿玻璃棒向漏斗(過濾器)中的沉淀上加蒸餾水至淹沒沉淀，靜置使其全部濾出，重復操作數次。
2．如何進行分液操作：將分液漏斗靜置在鐵架臺上的鐵圈上，使漏斗頸末端緊貼鐵架臺上的燒杯內壁(如需振蕩液體，則應充分振蕩后再靜置)，待液體分成兩層后，旋開旋塞，使下層液體從漏斗下口流出(在旋開旋塞之前，應該使分液漏斗頂部活塞上的凹槽或小孔對準漏斗上口頸部的小孔，否則，液體就不能順利通過旋塞從下口流出)，當下層液體流盡時，立即關閉旋塞，從漏斗上口把上層液體倒出來。
3．如何選擇萃取劑：與原溶劑互不混溶、不反應；溶質在其中的溶解度比在原溶劑中的大；溶質不與萃取劑反應；兩溶劑密度差別大。萃取后得到的仍是溶液，一般再通過分餾等方法進一步分離。
4．如何使用試紙：(1)檢驗液體：取一小塊試紙放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待測液的玻璃棒(或膠頭滴管吸取)點在試紙中部，觀察試紙顏色變化。(2)檢驗氣體：一般先用蒸餾水把試紙潤濕，粘在玻璃棒的一端，并使其接近試管口，觀察顏色變化。
試紙的種類 應用 使用方法 注意
石蕊試紙 檢驗酸堿性(定性) ①檢驗液體：取一小塊試紙放在表面皿或玻璃片上，用沾有待測液的玻璃 棒點在試紙的中部，觀察顏色變化。 ②檢驗氣體：一般先用蒸餾水把試紙潤濕，粘在玻璃棒的一端，并使之接 近容器口，觀察顏色變化。 ①試紙不可伸入溶液中，也不能與管口接觸。 ②測溶液pH時，pH試紙不能先潤濕，因為這相當于將原溶液稀釋了。
pH試紙 檢驗酸、堿性的強弱 (定量)
品紅試紙 檢驗SO2等漂白性物質
KI-淀粉試紙 檢驗Cl2等有氧化性物質
5．容量瓶如何檢漏：向容量瓶中加入自來水，塞好瓶塞，左手食指摁住塞子，右手五指托住瓶底，倒轉容量瓶，觀察瓶塞周圍是否有水滲出。直立后，轉動瓶塞180°，重復一次，若沒有水滲出說明不漏水，不漏水的容量瓶才能使用。
6．如何檢查裝置氣密性：(1)簡單裝置：把導管一端浸入水中，用雙手捂住燒瓶或試管，借手的熱量使容器內的空氣膨脹，容器內的空氣則從導管口形成氣泡冒出，把手拿開，過一會，水沿導管上升，形成一小段水柱，說明裝置不漏氣。(2)復雜裝置：用酒精燈代替手作熱源，其余同上。(3)用長頸漏斗 加液體的裝置：關閉其他出口，通過長頸漏斗向容器中注水至漏斗內液面高于容器內液面時，觀察液面差，一段時間內若無變化，則氣密性良好。
7．焰色反應操作：用鉑絲蘸濃鹽酸在無色火焰上灼燒至無色，蘸取試樣在無色火焰上灼燒，觀察火焰顏色(若檢驗鉀元素要透過藍色鈷玻璃觀察)。
　實驗操作中常用到玻璃棒的有：液體的引流，如在過濾、配制一定物質的量濃度溶液的操作中；液體的攪拌，如在蒸發中；固體的攪拌和轉移，如在坩堝中灼燒固體。
三、化學實驗操作的安全性
1．三禁
(1)任何化學藥品都禁止手觸、口嘗。
(2)禁止用燃著的酒精燈去引燃另一盞酒精燈。
(3)用試管加熱液體時禁止試管口對著自己或他人。
2．八防
(1)防爆炸
①點燃可燃性氣體(如H2、CO、CH4、C2H4、C2H2等)前要先檢驗氣體的純度。
②用H2或CO還原CuO時，應先通入H2或CO，在裝置尾部收集氣體并檢驗純度，若尾部氣體已純凈，說明裝置中的空氣已排盡，可對裝置加熱。
(2)防失火
①可燃性物質如鉀、鈉、白磷等強還原劑要妥善保存，與強氧化劑要分開存放。
②使用易揮發性可燃物，如乙醇、乙醚、汽油等應防止蒸氣逸出，添加易燃品一定要遠離火源。
(3)防倒吸
用加熱法制取并用排水法收集氣體或吸收溶解度較大的氣體時，易引起倒吸。有加熱裝置的實驗結束時的操作一般為先撤導管再撤酒精燈，在有多個加熱裝置的復雜實驗中要注意熄滅酒精燈的順序，必要時要加裝防倒吸裝置。
(4)防堵塞
有關氣體的制取與性質實驗中，經常會出現導管堵塞現象，下圖中的“液封平衡式”可用于判斷實驗過程中裝置是否堵塞。在分液漏斗口與燒瓶瓶塞之間常加裝一段橡膠管，其作用是使分液漏斗中的液體易于滴下(見下圖中的“恒壓式”)。用干燥管盛放固體干燥劑或加熱粉末狀固體物質及易升華的物質時，均易導致導管堵塞，常將棉花團放置在導管口(見下圖中的“防阻式1”及“防阻式2”)防堵塞。
(5)防暴沸
①稀釋濃硫酸時，應將濃硫酸沿器壁慢慢加入水中，邊加邊攪拌，使產生的熱量迅速擴散。
②加熱液體混合物特別是沸點較低的液體混合物時，應加碎瓷片或沸石。
(6)防污染、防中毒
①藥品取用要做到“三不”：
不能用手直接接觸藥品；不要把鼻孔湊到容器口去聞藥品的氣味；不能嘗任何藥品的味道。
②做有毒氣體的實驗時，應在通風櫥中進行，并注意對尾氣進行適當處理(吸收或點燃等)。
(7)防儀器炸裂
①加熱試管時要先均勻預熱，然后將其固定在某部位加熱。
②用試管加熱固體時，管口要略向下傾斜。
③集氣瓶中的燃燒反應有固體物質生成時，應加少量水或鋪一薄層細沙。
④禁止將熱的儀器放入冷水中沖洗。
(8)防泄漏
檢查裝置的氣密性、長頸漏斗下端是否插入液面下以防止氣體泄漏；檢查滴定管、分液漏斗、容量瓶是否漏水以防止液體泄漏。
3．典型的實驗安全裝置
(1)防倒吸裝置
(2)防堵塞安全裝置
(3)防污染尾氣處理裝置
如實驗室制取Cl2時，尾氣的處理可采用b裝置；制取CO、H2時，尾氣處理可采用a、c裝置。
四、常見分離及提純的物理方法
1. 常用的分離、提純和干燥的儀器
儀器圖形與名稱 主要用途 使用方法和注意事項
①用于過濾。 ②向小口容器中轉移液體。 ③倒扣在液面上，用作易溶于水的氣體的吸收裝置 ①濾紙與漏斗內壁應嚴密吻合，用水潤濕后，中間不得有氣泡。 ②過濾時，要做到“一貼、二低、三靠”
①梨形分液漏斗用于互不相溶且密度不同的兩種液體的分離或萃取分液。 ②球形分液漏斗，便于控制液體加入 ①使用前應檢查活塞和上口塞子是否漏液。 ②分液時，下層液體從下口放出，上層液體從上口倒出。 ③不宜盛堿性液體。 ④用分液漏斗滴加揮發性液體時，上口的塞子不能打開，而應使磨口塞上的凹槽和漏斗口頸上的小孔對準
①用于氣體的除雜或干燥。 ②用于排液法集氣。 ③用于組裝量氣裝置 ①用于氣體的除雜時，氣體由長導管進，短導管出。 ②用于測量氣體體積時，瓶內應裝滿液體。連接時，氣體由短導管進入
①內裝固體干燥劑或吸收劑。 ②用于干燥或吸收氣體 ①若是球形干燥管，氣體由大口進、小口出，球形部分裝滿固體干燥劑。 ②干燥劑或吸收劑均為顆粒狀固體，裝入干燥管內的藥品顆粒不能太大或太小，太小時氣流不暢通，太大時干燥效果不好
①用于存放干燥的物質。 ②用于潮濕的物質干燥。 ③用于坩堝、蒸發皿中的物質灼燒后冷卻 ①過熱的物質應稍冷后放入。 ②磨口應涂一層凡士林，便于器皿密封。 ③開蓋時，只平推不拔
冷凝管 ①用于蒸餾或分餾時冷凝易液化的氣體； ②用于液體回流 ①直形冷凝管一般用于蒸餾或分餾時冷凝蒸氣； ②球形冷凝管通常用于回流； ③冷卻水下口進上口出
2.常見的分離方法
方法 適用范圍 裝置示意圖 舉例
過濾 固體與液體分離 粗鹽提純時，把粗鹽溶于水，經過過濾，把不溶于水的固體雜質除去
結晶、重結晶 混合物中各組分在溶劑中的溶解度隨溫度變化不同 — 硝酸鉀溶解度隨溫度變化大，氯化鈉溶解度隨溫度變化小，可用該法從氯化鈉和硝酸鉀的混合物中提純硝酸鉀
升華 混合物中某一成分在一定溫度下可直接變為氣體，再冷卻成固體 粗碘中碘與鉀、鈉、鈣、鎂的碘化物混雜，利用碘易升華的特性，可將碘與雜質分離
蒸發 分離溶于溶劑中的溶質 從食鹽水溶液中提取食鹽晶體
蒸餾、分餾 利用沸點不同來分離互溶的液體混合物 制取蒸餾水，除去水中雜質；除酒精中水(加生石灰)；乙醇和乙酸的分離(先加NaOH蒸餾，后加濃硫酸蒸餾)；石油分餾
分液 兩種互不相溶的液體的分離 除溴乙烷中乙醇(先水洗)；水、苯的分離；除乙酸乙酯中乙酸(加飽和Na2CO3洗)
萃取 利用溶質在兩種互不相溶的溶劑中的溶解度不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液里提取出來 (圖同分液) CCl4把溶于水里的Br2萃取出來
滲析 用半透膜使離子或小分子從膠體中分離出來(提純膠體) 除去淀粉膠體中的NaCl；除去Fe(OH)3膠體中的HCl
五、常見分離及提純的化學方法
(1)加熱法
混合物中有熱穩定性差的物質時，可直接加熱，使熱穩定性差的物質分解而分離出去，有時受熱后能變為被提純的物質。如固態食鹽中混有NH4Cl、固態純堿中混有NaHCO3等。
(2)沉淀法
在混合物中加入某試劑，使其中的一種以沉淀形式分離出來的方法。使用該方法時一定要注意不能引入新的雜質，若使用多種試劑將溶液中不同離子逐一沉淀，這時還應注意后加試劑能將先加試劑的過量部分除去，最后加的試劑不引入新雜質。例如：
a．除去食鹽中的Na2SO4、CaCl2、MgCl2雜質：
NaCl(含雜質Na2SO4、CaCl2、MgCl2)(除Mg2＋)(除SO)除Ba2＋、Ca2＋)濾液(除CO、OH－)NaCl
b．除去Cu2＋中的Fe3＋雜質：
Cu2＋(含Fe3＋)[使Fe3＋生成Fe(OH)3]得純凈Cu2＋溶液
(3)轉化法
不能通過一次反應達到分離的目的，而要經過轉化為其他物質才能分離，然后要將轉化物質恢復為原物質。例如，除去AlCl3中的MgCl2雜質，先加入過量的NaOH溶液，過濾后向濾液中加入適量鹽酸。
(4)酸堿法
被提純物不與酸反應，而雜質與酸可反應，用酸作除雜試劑；被提純物不與堿反應，而雜質與堿易反應，用堿作除雜試劑。例如，用鹽酸除去SiO2中的石灰石，用氫氧化鈉溶液除去鐵粉中的鋁粉。
(5)氧化還原法
對混合物中含有的還原性雜質，加入適當氧化劑使其氧化為被提純物質；而對混合物中含有的氧化性雜質，可加入適當還原劑將其還原為被提純物質。例如，FeCl2中含有FeCl3，加入過量鐵粉，振蕩過濾，即可除去FeCl3；FeCl3中含有FeCl2，可通入氯氣，將FeCl2轉化成FeCl3而又不會引入新的雜質。
六、氣體制備的發生、凈化及其裝置
實驗裝置選擇的思路：
1．氣體發生裝置
裝置類型 裝置圖 適用氣體 注意事項
固-固加熱型 O2、NH3等 ①試管要干燥； ②試管口略低于試管底； ③加熱時先均勻加熱再固定加強熱
固-液加熱型或液-液加熱型 Cl2、HCl等 ①加熱燒瓶時要墊石棉網； ②反應物均為液體時，燒瓶內要加沸石或碎瓷片
固-液不加熱型或液-液不加熱型 H2、CO2、SO2、NO、NO2等 ①使用長頸漏斗時，漏斗下端管口要插入液面以下； ②啟普發生器只適用于塊狀固體與液體的反應，反應不需要加熱且氣體不溶于水； ③使用分液漏斗既可增強裝置的氣密性，又可控制加入液體的速度
2．常見氣體的除雜與干燥
除去氣體中混有雜質的關鍵有兩點：一是選擇合適的除雜試劑；二是選擇合適的分離及提純方法。
(1)常見氣體的凈化
氣體 所含雜質 凈化劑 凈化裝置
O2 Cl2 氫氧化鈉溶液 洗氣瓶
H2 H2S 硫酸銅溶液
CO2 HCl 飽和碳酸氫鈉溶液
CO2 SO2 飽和碳酸氫鈉溶液
Cl2 HCl 飽和食鹽水
SO2 HCl 飽和亞硫酸氫鈉溶液
CH4 乙烯 溴水
CO CO2或H2O 堿石灰 干燥管
N2 O2 灼熱的銅網 硬質玻璃管
CO2 CO 灼熱的氧化銅
(2)氣體的干燥
氣體的干燥是指除去氣體中所含的水蒸氣，實質上也屬于除雜范疇(是一種特定的除雜過程)；氣體干燥的關鍵是選擇干燥劑，并根據干燥劑的狀態選擇干燥裝置，常用的裝置有洗氣瓶、干燥管等。
類型 酸性干燥劑 堿性干燥劑 (固體) 中性干燥劑(固體)
常用試劑 濃硫酸(具有強氧化性)、P2O5(固體) 堿石灰、CaO 無水CaCl2
七、氣體的收集與尾氣處理
1．氣體的收集
(1)常見的收集方法
收集方法 排水法 向上排空氣法 向下排空氣法
收集原理 收集的氣體不與水反應或難溶于水 與空氣不反應且密度比空氣的大 與空氣不反應且密度比空氣的小
收集裝置
適用的氣體 H2、O2、NO、CH4 Cl2、CO2、NO2、SO2 H2、NH3
2．尾氣處理方法
對于有毒、有害、可燃、污染空氣的氣體尾氣必須進行處理，用溶液吸收或點燃使它們變為無毒、無害、無污染的物質。對于無毒、無害氣體可直接排放，如N2、O2、CO2等。
a．吸收原則：能充分吸收氣體；不能倒吸。
b．常見裝置
①吸收溶解度較小的尾氣(如Cl2等)用圖D裝置；
②吸收溶解度較大的尾氣(如HCl、NH3等)用圖B、C裝置；
③CO、H2等氣體可用點燃或收集的方法除去，用圖A、E裝置。
c．有些反應物需要防潮處理(如FeCl3、AlCl3等)，這時尾氣處理前必須有干燥裝置，以防止空氣中的水蒸氣進入，如圖所示。
八、實驗儀器的創新使用
高考試題中經常出現常規化學儀器的創新使用，主要體現在：一套儀器裝置原理的多種設計；一種儀器的多種用法。
1．一套儀器裝置原理的多種設計
(1)符合啟普發生器原理的制氣裝置
用啟普發生器制取氣體的優點在于可以隨開隨用，隨關隨停。在沒有啟普發生器的情況下，可以設計一些簡易裝置代替啟普發生器使用。實驗裝置圖如下。
(2)尾氣處理裝置的改造
(3)蒸餾裝置的創新改造
圖1 圖2
①圖1，由于冷凝管豎立，使液體混合物能冷凝回流，若以此容器作反應容器，可使反應物循環利用，提高了反應物的轉化率。
②圖2，由于Br2的沸點低，且有毒性和強腐蝕性，因此設計了用冰冷卻回收液溴的C裝置，并用NaOH溶液進行尾氣吸收。A中熱水浴可以使液體受熱均勻且易于控制溫度。裝置中使用了雙溫度計，其中溫度計a用于測量水溫，溫度計b用于測量溴蒸氣的溫度。
2．一種儀器的多種用法
(1)廣口瓶的“一材多用”
要注意廣口瓶的不同用途中，導氣管的長短不同。
a．A裝置可作集氣瓶和洗氣瓶
如利用A裝置收集或干燥以下三種氣體。
①Cl2?②NH3? ③NO
ⅰ．若集氣瓶是干燥的，則由b口進氣，可收集的氣體是②。
ⅱ．若集氣瓶是干燥的，則由a口進氣，可收集的氣體是①。
ⅲ．若集氣瓶充滿水，可收集的氣體是③，此時氣體由b口進入。
ⅳ．若集氣瓶內裝入濃硫酸進行氣體干燥，可用此裝置干燥的氣體是①③，此時氣體由a口進入。
b．A裝置可用于監控氣體流速
如給病人輸氧氣時，可在廣口瓶中加入少量水，從a端通入氧氣，b端接入呼吸罩，則可從廣口瓶中產生氣泡的快慢來監控所通氧氣的速率(如圖所示)。
c．B裝置可用于測量氣體的體積
長導管與另一彎管連接伸入量筒底部，廣口瓶中盛滿水，氣體“短進長出”，將廣口瓶中的水排入量筒中，以測量難溶于水的氣體的體積。
d．安全防倒吸裝置
①C裝置中，長導管與另一彎管連接伸入溶液中，氣體“短進長出”。
②D裝置中，兩短導管間加一長直玻璃管，氣體從兩短導管中一個進，一個出。
(2)球形干燥管的多用途
A B C
a．裝置A可作干燥、吸收及檢驗裝置
①檢驗。干燥管內盛無水硫酸銅時，可用于水蒸氣的檢驗。
②定量測定氣體的質量或防止空氣成分干擾實驗。定量測定時，通過干燥管差值確定被吸收氣體質量；有時需要考慮空氣中的成分對測定的影響，所以吸收氣體的裝置后還要另接一個干燥管，目的是防止空氣中的水或二氧化碳等對定量測定產生干擾。
③尾氣吸收。可用于有毒氣體的尾氣吸收，如內盛堿石灰時可吸收HCl、Cl2、SO2等。
b．裝置B為尾氣吸收裝置，可以防倒吸，原理類似于倒置在水中的漏斗。
c．裝置C是一種“隨制隨用，隨關隨停”制備氣體裝置，可用于H2、CO2的制取，也可用于銅與硝酸的反應。
精華07 重要有機反應
一、氧化反應
(1)有機物的燃燒
CxHyOz＋(x＋y/4－z/2)O2xCO2＋y/2H2O
【巧學活用】當反應式中z＝0時表示烴的燃燒，CH4、C2H4、C2H2燃燒的現象不同，可用于其的鑒別。有機物燃燒還用于有機物分子式的確定，其方法是根據C、H、O的守恒。
(2)幾個重要的氧化反應
①連續氧化反應
R—CH2OHR－CHOR－COOH(R為烴基)
②乙醇催化氧化
2CH3CH2OH＋O22CH3CHO＋2H2O
③乙醛制乙酸
2CH3CHO＋O22CH3COOH
④乙醛的銀鏡反應
CH3CHO＋2Ag(NH3)2OHH2O＋2Ag↓＋3NH3＋CH3COONH4
⑤甲醛的銀鏡反應
HCHO＋4Ag(NH3)2OH2H2O＋4Ag↓＋6NH3＋(NH4)2CO3
⑥乙醛與新制氫氧化銅懸濁液反應
CH3CHO＋2Cu(OH)2Cu2O↓＋2H2O＋CH3COOH(有磚紅色沉淀產生)
【溫馨提醒】在有機反應中去氫和加氧的反應都是氧化反應，不飽和烴與酸性KMnO4溶液的反應也是氧化反應。含有醛基的有機物常利用銀氨溶液或新制Cu(OH)2懸濁液來鑒別。醇、醛的氧化反應還用于有機推斷和合成題中，書寫相關反應式時模仿上述反應即可。
二、還原反應
(1)苯與氫氣加成生成環己烷的反應
(2)丙醛制1 丙醇的反應
CH3CH2CHO＋H2CH3CH2CH2OH
【溫馨提醒】含有碳碳不飽和鍵的有機物都能與H2發生還原(或加成)反應，但酯類和羧酸中的碳氧雙鍵不能與H2直接發生還原(或加成)反應。
三、取代反應
(1)甲烷與氯氣的取代反應
CH4＋Cl2CH3Cl＋HCl
(2)苯與液溴的反應(鐵作催化劑)
(不能用溴水代替液溴)
(3)苯的硝化反應
(4)溴乙烷的水解反應
CH3CH2Br＋NaOHCH3CH2OH＋NaBr
(5)乙酸乙酯的制取
CH3COOH＋CH3CH2OHCH3COOC2H5＋H2O
【易錯警示】酯化反應也屬于取代反應，但需用濃硫酸進行催化和吸水，吸水有利于平衡向生成酯的方向移動，注意在酯化反應中不能用稀硫酸。
四、加成反應
(1)乙烯通入溴水中
CH2===CH2＋Br2→CH2BrCH2Br
(2)乙烯與氯化氫反應
CH2===CH2＋HClCH3CH2Cl
(3)乙烯與氫氣反應
CH2===CH2＋H2CH3CH3
(4)乙烯與水反應
CH2===CH2＋H2OCH3CH2OH
【溫馨提醒】含有碳碳不飽和鍵的有機物都能發生加成反應，含－CHO、－C≡N等官能團的有機物也能發生加成反應。
五、消去反應
(1)溴乙烷的消去反應
CH3CH2Br＋NaOHCH2===CH2↑＋NaBr＋H2O
【易錯警示】此反應發生的條件是NaOH的醇溶液，不要與水解反應的條件混淆，在框圖推斷題中容易考查此反應。
(2)乙烯的制備
CH3CH2OHH2O＋CH2===CH2↑
【溫馨提醒】①為了提高乙醇的利用率，乙醇與濃硫酸的最佳體積之比為1∶3。
②要控制反應時的溫度在170 ℃，若溫度低于170 ℃，會有副反應發生；若溫度過高，乙醇容易被濃硫酸氧化成C、CO或CO2等，而濃硫酸被還原成SO2。
③燒瓶中應加入少量碎瓷片，以防暴沸。
④加熱時要使液體溫度迅速升高到170 ℃，以減少副反應的發生。
【巧學活用】在高中階段能發生消去反應的有機物只有醇類和鹵代烴，需熟練掌握教材中的重要代表反應，尤其是消去位置、反應條件等，消去反應是引入碳碳不飽和鍵的重要方法。
六、水解反應
(1)酯的水解
【易錯警示】此反應在堿性條件下，可以完全水解，產物為高級脂肪酸鹽和醇類；而在酸性條件下，不能完全水解，產物為高級脂肪酸和醇類。注意皂化反應的限制條件。
(2)糖類水解
C12H22O11＋H2OC6H12O6＋C6H12O6
蔗糖　　　　　　 葡萄糖　　果糖
C12H22O11＋H2O2C6H12O6
麥芽糖 　 葡萄糖
(C6H10O5)n＋nH2OnC6H12O6
淀粉　　　　　　　　葡萄糖
(3)多肽(蛋白質水解)
【溫馨提醒】蛋白質在酸、堿或酶作用下水解，最終產物為氨基酸，水解時斷鍵的位置是肽鍵：。
七、聚合反應
(1)制取聚乙烯、聚丙烯
【溫馨提醒】(1)(2)為加聚反應，(3)為縮聚反應。縮聚反應的產物中一般有H2O等小分子。同時含有－OH與－COOH、－NH2與－COOH或含有兩個－COOH、兩個－OH的有機物都能發生縮聚反應：
。
精華08 化學反應原理
一、放熱反應和吸熱反應的比較與判斷
比較　　類型 放熱反應 吸熱反應
定義 放出熱量的化學反應 吸收熱量的化學反應
宏觀原因 反應物具有的總能量大于生成物具有的總能量(E反>E生) 反應物具有的總能量小于生成物具有的總能量(E反與鍵能的關系 反應物的鍵能總和>生成物的鍵能總和，吸收熱量 反應物的鍵能總和<生成物的鍵能總和，放出熱量
焓變 ΔH<0 ΔH>0
圖示
能量變化 體系的能量降低 體系的能量升高
實例 H2(g)＋Cl2(g) ==2HCl(g) ΔH＝－184．6 kJ·mol－1 C(s)＋H2O(g)= CO(g)＋H2(g) ΔH＝131．5 kJ·mol－1
常見反應類型 ①可燃物的燃燒； ②酸堿中和反應； ③大多數化合反應； ④金屬跟酸的置換反應 ①大多數分解反應； ②鹽的水解和弱電解質的電離； ③Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應； ④碳和水、C和CO2的反應
【溫馨提醒】(1)任何化學反應在發生物質變化的同時都伴隨著能量變化。
(2)化學反應是吸熱反應還是放熱反應，與反應條件和反應類型沒有直接的因果關系。常溫下即能進行的反應也可能是吸熱反應，高溫條件下進行的反應也可能是放熱反應。
(3)熟悉一些常見的放熱反應、吸熱反應，是快速準確判斷反應類型的基礎。
二、熱化學方程式的書寫方法與正誤判斷
熱化學方程式是能夠表示反應熱的化學方程式。它不僅能表明化學反應中的物質變化，而且也表明了化學反應中的能量變化。
1．書寫方法要求
(1)必須在化學方程式的右邊標明反應熱ΔH的符號、數值和單位(ΔH與最后一種生成物之間留一空格，ΔH為正值時“＋”常省略)：
(2)ΔH與測定條件(溫度、壓強等)有關、因此應注明ΔH的測定條件。絕大多數ΔH是在25 ℃、101 kPa下測定的，此時可不注明溫度和壓強。
(3)反應熱與物質的聚集狀態有關，因此必須注明物質的聚集狀態(s，l，g)，溶液中的溶質標明“aq”，化學式相同的同素異形體除標明狀態外還需標明其名稱[如C(金剛石，s)]。熱化學方程式中不標“↑”和“↓”，不在生成號或箭頭上寫“點燃、△、高溫、催化劑”等條件。
(4)熱化學方程式中的化學計量數只表示物質的量而不表示分子數或原子數。因此化學計量數可以是整數，也可以是分數。
【溫馨提醒】常見錯誤要回避：(1)漏寫物質的聚集狀態(漏一種就全錯)；(2)ΔH的符號“＋”、“－”標示錯誤；(3)ΔH的值與各物質化學計量數不對應；(4)ΔH后不帶單位或單位寫錯(寫成kJ、kJ·mol等)；(5)根據標準燃燒熱、中和熱書寫的熱化學方程式，要符合標準燃燒熱、中和熱的定義。
三、蓋斯定律及其應用
1．蓋斯定律的實質
不管化學反應是一步完成或是分幾步完成，其反應熱是相同的。即化學反應的反應熱只與反應體系的始態和終態有關，而與反應的途徑無關。
2．蓋斯定律的應用方法
(1)“虛擬路徑”法。若反應物A變為生成物D，可以有兩個途徑
①由A直接變成D，反應熱為ΔH；
②由A經過B變成C，再由C變成D，每步的反應熱分別為ΔH1、ΔH2、ΔH3。
則有ΔH＝ΔH1＋ΔH2＋ΔH3。
(2)“加合”法。運用所給熱化學方程式通過加減乘除的方法得到所求的熱化學方程式。


四、外界條件對化學反應速率的影響規律
1．濃度
(1)濃度增大，單位體積內活化分子數增多(活化分子百分數不變)，有效碰撞的幾率增加，化學反應速率增大。
(2)濃度改變，可使氣體間或溶液中的化學反應速率發生改變。固體或純液體的濃度可視為常數，它們的物質的量的變化不會引起反應速率的變化，但固體顆粒的大小會導致接觸面積的變化，故影響化學反應速率。
2．壓強
改變壓強，對化學反應速率產生影響的根本原因是引起濃度的改變。對于有氣體參加的反應體系，有以下幾種情況：
(1)恒溫時：增大壓強體積縮小濃度增大反應速率增大。
(2)恒容時
①充入氣體反應物反應物濃度增大總壓增大反應速率增大。
②充入“稀有氣體”總壓增大，但各物質的濃度不變，反應速率不變。
(3)恒壓時：充入“稀有氣體”體積增大各物質濃度減小反應速率減小。
3．溫度
(1)溫度升高，活化分子百分數提高，分子間的碰撞頻率提高，化學反應速率增大。
(2)溫度升高，吸熱反應和放熱反應的速率都增大。實驗測得，溫度每升高10 ℃，化學反應速率通常增大為原來的2～4倍。
4．催化劑
(1)催化劑對反應過程的影響通常可用右圖表示(加入催化劑，B點降低)。催化劑能改變反應路徑、降低分子活化能、增大活化分子百分數、加快反應速率，但不影響反應的ΔH。
(2)催化劑只有在適宜的溫度下活性最大，反應速率才達到最大。
(3)對于可逆反應，催化劑能夠同等程度地改變正、逆反應速率，對化學平衡狀態無影響，生產過程中使用催化劑主要是為了提高生產效率。
【溫馨提醒】在分析多個因素(如濃度、溫度、反應物顆粒大小、催化劑、壓強等)對反應速率的影響規律時，逐一改變一個因素而保證其他因素相同，通過實驗分析得出該因素影響反應速率的結論，這種方法叫變量控制法。
五、化學平衡狀態的特征及其判斷方法
在一定條件下的可逆反應里，正反應速率和逆反應速率相等，反應混合物中各組分的濃度保持不變的狀態，稱為化學平衡狀態，簡稱化學平衡。
“一定條件”、“可逆反應”是前提，“相等”是實質，“保持不變”是標志。
1．化學平衡狀態具有的“五大特征”
(1)逆：指化學平衡狀態只適用于可逆反應，同一可逆反應，在同一條件下，無論反應從正反應方向開始還是從逆反應方向開始，或同時從正、逆反應方向開始，以一定的配比投入反應物或生成物，則可以達到相同的平衡狀態。
(2)動：指動態平衡，即化學反應處于平衡狀態時，正、逆反應并未停止，仍在進行，只是正、逆反應速率相等。
(3)等：指“v正＝v逆≠0”。即某一物質在單位時間內消耗的物質的量濃度和生成的物質的量濃度相等，也可以用不同物質的化學反應速率表示該反應的正、逆反應速率相等。
(4)定：指參加反應的各組分的含量保持不變，即各組分的濃度、質量分數、體積分數(有氣體參加的可逆反應)、反應物的轉化率等均保持不變。
(5)變：指平衡移動。可逆反應的平衡狀態是相對的、暫時的，當外界某一條件改變時，原平衡被破壞，化學平衡向著減弱這種改變的方向移動，在新的條件下達到新的平衡狀態。
六、化學平衡移動及其移動方向的分析與判斷
1．化學平衡移動的分析判斷方法
應用上述規律分析問題時應注意：
(1)不要把v正增大與平衡向正反應方向移動等同，只有v正>v逆時，才使平衡向正反應方向移動。
(2)不要把平衡向正反應方向移動與原料轉化率的提高等同。當反應物總量不變時，平衡向正反應方向移動，反應物轉化率才提高；當增大一種反應物的濃度，使平衡向正反應方向移動，會使另一種反應物的轉化率提高。
2．化學平衡移動原理(移動方向的判斷方法)
外界條件對化學平衡的影響可根據勒夏特列原理：如果改變影響平衡的一個條件(如濃度、壓強或溫度等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。
(1)對原理中“減弱這種改變”的正確理解應當是升高溫度時，平衡向吸熱反應方向移動；增加反應物，平衡向反應物減少的方向移動；增大壓強，平衡向壓強減小的方向移動。
(2)移動的結果只是減弱了外界條件的變化，而不能完全抵消外界條件的變化，達到新平衡時此物理量更靠近改變的方向。如增大反應物A的濃度，平衡正移，但達到新平衡時，A的濃度仍比原平衡時大；同理，若改變溫度、壓強等，其變化也相似。
七、化學平衡常數學習的“三個”基本要求
化學平衡常數是在一定溫度下，可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值。常用符號K表示。
1．正確書寫化學平衡常數的數學表達式
對于反應：aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)，K＝
(1)不要把反應體系中純固體、純液體以及稀溶液中水的濃度寫進平衡常數表達式，但非水溶液中，若有水參加或生成，則此時水的濃度不可視為常數，應寫進平衡常數表達式中。
(2)同一化學反應，化學反應方程式寫法不同，其平衡常數表達式及數值亦不同。因此書寫平衡常數表達式及數值時，要與化學反應方程式相對應，否則就沒有意義。
2．正確理解化學平衡常數的意義
(1)化學平衡常數可表示反應進行的程度。K越大，反應進行的程度越大，反應物的轉化率越大。K>105時，可以認為該反應已經進行完全。
(2)K的大小只與溫度有關，與反應物或生成物的起始濃度的大小無關。溫度一定時，濃度的變化、壓強的變化、固體顆粒大小(接觸面積)的變化、催化劑的使用等均不改變化學平衡常數。
3．熟練掌握化學平衡常數的應用
(1)判斷可逆反應的狀態：用任意狀態的生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值與K比較，
(2)判斷反應的熱效應，若升高溫度，K值增大，則正反應為吸熱反應；反之，K值減小，則正反應為放熱反應。
(3)用于計算平衡濃度、物質的量分數、轉化率等。
八、化學平衡計算模式與公式
化學平衡的計算一般涉及各組分的物質的量、濃度、轉化率、百分含量、氣體混合物的密度、平均摩爾質量、壓強、平衡常數等。其計算方法、模式如下：
1．計算模式
化學平衡計算的最基本的方法模式是“平衡三段式法”。具體步驟是在化學方程式下寫出有關物質起始時的物質的量、發生轉化的物質的量、平衡時的物質的量(也可以是物質的量濃度或同溫同壓下氣體的體積)，再根據題意列式求解。
　　　　　 mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)
n(起始)/mol a b 0 0
n(轉化)/mol mx nx px qx
n(平衡)/mol a－mx b－nx px qx
起始、轉化、平衡是化學平衡計算的“三步曲”。
2．計算公式
(1)v(A)∶v(B)∶v(C)∶v(D)＝m∶n∶p∶q(未達到平衡時，用于確定化學方程式中未知的化學計量數)。
(2)K＝＝(Q是任意時刻的，則有Q>K，v正v逆)。
(3)c(A)平＝＝。
(4)α(A)＝×100%＝×100%。
(5)φ(A)＝×100%。
(6)平衡時與起始時的壓強比＝＝(同T、V時)，混合氣體的密度比＝(同T、P時)，＝(同質量的氣體時)等。
(7)混合氣體的密度(混)＝＝(g·L－1)(T、V不變時，不變)。
(8)混合氣體的平均摩爾質量＝＝(g·mol－1)。
九、弱電解質的概念及其判斷方法技巧
1．強電解質和弱電解質的比較
強電解質 弱電解質
概念 在水溶液中能完全電離的電解質 在水溶液中只能部分電離的電解質
電離程度 幾乎完全電離 只有部分電離
電離過程 不可逆過程，無電離平衡 可逆過程，存在電離平衡
溶液中的粒子種類 只有電離出的陰、陽離子，不存在電解質分子 既有電離出的陰、陽離子，又有電解質分子
化合物類別 絕大多數鹽：如NaCl、BaSO4等；強酸：如H2SO4、HCl、HClO4等；強堿：如Ba(OH)2、Ca(OH)2等 弱酸：如H2CO3、CH3COOH等；弱堿：如NH3·H2O、Cu(OH)2等；水
電離方程式 H2SO4===2H＋＋SO NaHCO3===Na＋＋HCO HAH＋＋A－ BOHB＋＋OH－
【溫馨提醒】(1)強電解質的溶液的導電能力不一定強；難溶鹽如果能完全電離，也是強電解質(如BaSO4、CaCO3等)。
(2)弱電解質的電離用可逆符號“”，多元弱酸分步電離，以第一步電離為主，需分步書寫，如：H2CO3H＋＋HCO(主)、HCOH＋＋CO(次)(寫成H2CO3===H＋＋HCO或H2CO32H＋＋CO都是錯誤的)。
十、弱電解質的電離平衡與電離常數
1．弱電解質的電離平衡
電離平衡也是一種動態平衡，當溶液的溫度、濃度改變時，電離平衡都會發生移動，符合勒夏特列原理，其規律如下：
(1)濃度：濃度越大，電離程度越小。在稀釋溶液時，電離平衡向右移動，而離子濃度一般會減小。
(2)溫度：溫度越高，電離程度越大。因電離是吸熱過程，升溫時平衡向右移動。
(3)同離子效應。如向醋酸溶液中加入醋酸鈉晶體，增大了CH3COO－的濃度，平衡左移，電離程度減小；加入稀鹽酸，平衡也會左移。
(4)能反應的物質。如向醋酸溶液中加入鋅或NaOH溶液，平衡右移，電離程度增大。
2．電離常數(電離平衡常數)
以CH3COOH為例，K＝，K的大小可以衡量弱電解質電離的難易，K只與溫度有關。對多元弱酸(以H3PO4為例)而言，它們的電離是分步進行的，電離常數分別為K1、K2、K3，它們的關系是K1 K2 K3，因此多元弱酸的強弱主要由K1的大小決定。
十一、多角度解讀鹽類水解基本規律
1．鹽溶液的酸堿性規律
鹽的類別 溶液的酸堿性 原因
強酸弱堿鹽 呈酸性，pH<7 弱堿陽離子與H2O電離出的OH－結合，使c(H＋)> c(OH－) 水解實質：鹽電離出的離子與H2O電離出的H＋或OH－結合成弱電解質
強堿弱酸鹽 呈堿性，pH>7 弱酸根陰離子與H2O電離出的H＋結合，使c(OH－) >c(H＋)
強酸強堿鹽 呈中性，pH＝7，H2O的電離平衡不被破壞，不水解
弱酸的酸式鹽 若電離程度>水解程度，c(H＋)>c(OH－)，呈酸性，如NaHSO3、NaHC2O4
若電離程度<水解程度，c(H＋)2．鹽類水解的規律
(1)有弱才水解——必須含有弱酸或弱堿的離子才能發生水解。
(2)無弱不水解——強酸強堿鹽不發生水解。
(3)誰弱誰水解——發生水解的是弱堿陽離子或弱酸根陰離子。
(4)誰強顯誰性——組成鹽的酸根陰離子(堿性陽離子)是強酸根(強堿的陽離子)，則顯酸(堿)性。
(5)都弱都水解——弱酸弱堿鹽因陰、陽離子都能發生水解且兩水解過程可相互促進，所以水解程度較大，少數可以完全水解，稱為雙水解反應。
(6)越弱越水解——組成鹽的酸根對應的酸(即水解生成的酸)酸性越弱(或陽離子對應的堿的堿性越弱)，水解程度就越大，此即“越弱越水解”規律。
十二、溶液中粒子(離子、分子)濃度大小比較的“二三四”規則
1．明確兩個“微弱”
(1)弱電解質的電離是微弱的，電離產生的離子的濃度小于弱電解質分子的濃度。如弱酸HA溶液中c(HA)>c(H＋)>c(A－)>c(OH－)。
(2)單一的弱酸根陰離子和弱堿陽離子的水解是微弱的，水解生成的粒子的濃度小于鹽電離產生的離子的濃度。如弱酸鹽NaA溶液中c(Na＋)>c(A－)>c(OH－)>c(HA)>c(H＋)。
【溫馨提醒】多元弱酸要考慮分步電離(Ka1 Ka2 Ka3)，多元弱酸的正鹽要依據分步水解分析離子濃度，如Na2CO3溶液中，c(Na＋)>c(CO)>c(OH－)>c(HCO)>c(H＋)。
2．熟知“三個”守恒
1．電荷守恒規律：電解質溶液中，不論存在多少種離子，溶液總是呈電中性，即陰離子所帶負電荷總數一定等于陽離子所帶正電荷總數，如NaHCO3溶液中存在著Na＋、H＋、HCO、CO、OH－，必存在如下關系：c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO)＋c(OH－)＋2c(CO)。
2．物料守恒規律：電解質溶液中，由于某些離子能夠水解，離子種類增多，但原子總數是守恒的，如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故硫元素以S2－、HS－、H2S三種形式存在，它們之間有如下守恒關系：c(K＋)＝2c(S2－)＋2c(HS－)＋2c(H2S)。
3．質子守恒規律：質子守恒是指電解質溶液中粒子電離出的氫離子(H＋)數等于粒子接受的氫離子(H＋)數加游離的氫離子(H＋)數。如Na2S水溶液中的質子轉移可用圖表示如下：
由上圖可得Na2S水溶液中質子守恒式可表示為：c(H3O＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)或c(H＋)＋2c(H2S)＋c(HS－)＝c(OH－)。質子守恒的關系式也可以由電荷守恒與物料守恒推導得到。
3．掌握“四個”步驟
溶液中粒子濃度大小比較方法的四個步驟：
(1)判斷反應產物：判斷兩種溶液混合時生成了什么物質，是否有物質過量，再確定反應后溶液的組成。
(2)寫出反應后溶液中存在的平衡：根據溶液的組成，寫出溶液中存在的所有平衡(水解平衡、電離平衡)，尤其要注意不要漏寫在任何水溶液中均存在的水的電離平衡。這一步的主要目的是分析溶液中存在的各種粒子及比較直接地看出某些粒子濃度間的關系，在具體應用時要注意防止遺漏。
(3)列出溶液中存在的等式：根據反應后溶液中存在的溶質的守恒原理，列出兩個重要的等式，即電荷守恒式和物料守恒式，據此可列出溶液中陰、陽離子間的數學關系式。
(4)比大小：根據溶液中存在的平衡和題給條件，結合平衡的有關知識，分析哪些平衡進行的程度相對大一些，哪些平衡進行的程度相對小一些，再依此比較溶液中各粒子濃度的大小。這一步是溶液中粒子濃度大小比較最重要的一步，關鍵是要把握好電離平衡和水解平衡兩大理論，樹立“主次”意識。
十三、難溶電解質的沉淀溶解平衡與溶度積
1．難溶電解質在水中會建立如下平衡：MmAn(s) mMn＋(aq)＋nAm－(aq)。因此，難溶電解質的溶解度雖然很小，但不可能為零(完全不溶解)，溶液中的離子結合成難溶電解質時，也不可能完全進行到底。勒夏特列原理同樣適用于沉淀溶解平衡。
2．下列沉淀溶解平衡：MmAn(s)mMn＋(aq)＋nAm－(aq)，固體純物質不列入平衡常數，其溶度積為Ksp＝cm(Mn＋)·cn(Am－)，AgCl的Ksp＝c(Ag＋)·c(Cl－)。對于相同類型的物質，Ksp的大小反映了難溶電解質在溶液中溶解能力的大小，也反映了該物質在溶液中沉淀的難易。與平衡常數一樣，Ksp與溫度有關。不過溫度改變不大時，Ksp變化也不大，常溫下的計算可不考慮溫度的影響。
3．通過比較溶度積Ksp與溶液中有關離子濃度冪的乘積的相對大小，可以判斷難溶電解質在給定條件下能否生成沉淀或溶解。Ksp計算式中的離子濃度一定是平衡濃度。
如AgCl溶液中
①若c(Ag＋)·c(Cl－)>Ksp，則溶液過飽和，有沉淀析出，直至溶液飽和，達到新的平衡。
②若c(Ag＋)·c(Cl－)＝Ksp，則溶液飽和，沉淀與溶解處于平衡狀態。
③若c(Ag＋)·c(Cl－)十四、圖解原電池正、負極的判斷方法
原電池中電極的判斷角度如下所示：
【溫馨提醒】判斷一個原電池中的正、負極，最根本的方法是失電子(發生氧化反應)的一極是負極，得電子(發生還原反應)的一極是正極。如果給出一個化學方程式判斷正、負極，可以直接根據化合價的升降來判斷，化合價升高發生氧化反應的一極為負極，化合價降低發生還原反應的一極為正極。
十五、原電池電極反應式的書寫規律和方法
1．根據裝置書寫電極反應式
(1)先分析題目給定的圖示裝置，確定原電池正、負極上的反應物，并標出相同數目電子的得失。
(2)負極反應式的書寫
常見電池 負極反應特點 負極反應式書寫方法
鋅錳干電池(Zn C NH4Cl) ①負極(Zn)本身失去電子生成陽離子(Zn2＋) ②生成的陽離子不與電解質溶液成分反應 直接寫出負極反應式：Zn－2e－===Zn2＋
鉛蓄電池(Pb PbO2 H2SO4) ①負極(Pb)本身失去電子生成陽離子(Pb2＋) ②生成的陽離子(Pb2＋)與電解質溶液成分(SO)反應 將①和②進行疊加：Pb－2e－＋SO===PbSO4
氫氧燃料電池(Pt Pt KOH) ①負極本身不反應，燃料失去電子被氧化 ②燃料反應產物與電解質溶液成分有些能反應 直接寫出負極反應式：H2＋2OH－－2e－===2H2O
(3)正極反應式的書寫
①首先判斷在正極發生反應的物質：當負極材料與電解質溶液能自發的發生化學反應時，在正極上發生電極反應的物質是電解質溶液中的某種微粒；當負極材料與電解質溶液不能自發的發生化學反應時，在正極上發生反應的物質是溶解在電解質溶液中的O2。
②然后再根據具體情況寫出正極反應式，在書寫時也要考慮正極反應產物是否與電解質溶液反應的問題，若參與反應也要書寫疊加式。
③燃料電池的正極反應式
電解質是堿性或中性溶液：O2＋2H2O＋4e－===4OH－，
電解質是酸性溶液：O2＋4H＋＋4e－===2H2O。
(4)正、負電極反應式相加得到電池反應的總反應方程式。
2．根據總反應式書寫電極反應式
如果題目給定的是總反應式，可分析此反應中的氧化反應或還原反應(即分析有關元素的化合價變化情況)，再選擇一個簡單變化情況寫電極反應式，另一極的電極反應式可直接寫或將各反應式看作數學中的代數式，用總反應式減去已寫出的電極反應式即得結果。
以2H2＋O2===2H2O為例，當電解質溶液為KOH溶液時的電極反應式的書寫步驟如下：
(1)根據總反應方程式分析有關元素化合價的變化情況，確定2 mol H2失掉4 mol電子，初步確定負極反應式為2H2－4e－===4H＋。
(2)根據電解質溶液為堿性，與H＋不能共存，反應生成水，推出OH－應寫入負極反應式中，故負極反應式為2H2＋4OH－－4e－===4H2O。
(3)用總反應式2H2＋O2===2H2O減去負極反應式得正極反應式：2H2O＋O2＋4e－===4OH－。
3．可充電電池電極反應式的書寫
在書寫可充電電池電極反應式時，要明確電池和電極，放電為原電池，充電為電解池。
(1)原電池的負極發生氧化反應，對應元素化合價升高。
(2)原電池的正極發生還原反應，對應元素化合價降低。
(3)注意電解質溶液的影響。
十六、原電池和電解池的比較與判斷
1．原電池和電解池的原理比較
裝置類別 原電池 電解池
原理 使氧化還原反應中電子的轉移做定向移動，從而形成電流 使電流通過電解質溶液或熔融電解質而在陰、陽兩極引起氧化還原反應的過程
裝置特點 將化學能轉變成電能 將電能轉變成化學能
實例
電極名稱 負極 正極 陰極 陽極
反應類型 氧化反應 還原反應 還原反應 氧化反應
反應特征 自發的氧化還原反應(主動) 借助電流(被動)
電極判斷 由電極本身決定正極：流入電子 負極：流出電子 由外電源決定陽極：連電源正極 陰極：連電源負極
電子流向 負極→外電路→正極 電解池陽極→電源正極→電源負極→電解池陰極
離子移動 陽離子向正極移動 陰離子向負極移動 陽離子向陰極移動 陰離子向陽極移動
2．原電池和電解池的判斷
(1)先分析有無外接電源，無外接電源的可能為原電池，然后用原電池的構成條件判斷確定。
(2)有外接電源的為電解池。其中，當陽極金屬與電解質溶液中的金屬陽離子相同時，則為電鍍池；其余情況為電解池。
【溫馨提醒】原電池、電解池都有兩個電極。原電池兩個電極的名稱是正極和負極，為活動性不同的金屬或金屬與能導電的非金屬，此時負極與電解質溶液發生氧化還原反應，燃料電池為惰性電極，兩極反應的物質為可燃性氣體和氧氣；電解池兩個電極的名稱是陰極和陽極，可以是惰性電極也可以是活性電極，電極本身和電解質溶液沒有反應關系。
精華09 物質結構與性質
一、基態原子的核外電子排布
1．排布規律
(1)能量最低原理：基態原子核外電子優先占有能量最低的原子軌道，如Ge：1s22s22p63s23p63d104s24p2。
(2)泡利原理：每個原子軌道上最多只容納2個自旋狀態不同的電子。
(3)洪特規則：原子核外電子在能量相同的各軌道上排布時，電子盡可能分占不同的原子軌道，且自旋狀態相同。
2．表示方法
(1)電子排布式
按電子排入各電子層中各能級的先后順序，用能級符號依次寫出各能級中的電子數，同時注意特例。如：Cu：1s22s22p63s23p63d104s1
(2)簡化電子排布式
“[稀有氣體]＋價層電子”的形式表示。如：Cu：[Ar]3d104s1
(3)電子排布圖
用方框表示原子軌道，用“↑”或“↓”表示自旋方向不同的電子，按排入各電子層中各能級的先后順序和在軌道中的排布情況書寫。如S：。
二、元素的電離能和電負性
1． 元素的電離能
第一電離能：氣態電中性基態原子失去一個電子轉化為氣態基態正離子所需要的能量叫做第一電離能。常用符號I1表示，單位為kJ·mol－1。
(1)原子核外電子排布的周期性
隨著原子序數的增加，元素原子的外圍電子排布呈現周期性的變化：每隔一定數目的元素，元素原子的外圍電子排布重復出現從ns1到ns2np6的周期性變化。
(2)元素第一電離能的周期性變化
隨著原子序數的遞增，元素的第一電離能呈周期性變化：
同周期從左到右，第一電離能有逐漸增大的趨勢，稀有氣體的第一電離能最大，堿金屬的第一電離能最小；
同主族從上到下，第一電離能有逐漸減小的趨勢。
【溫馨提醒】同周期元素，從左到右第一電離能呈增大趨勢。電子亞層結構為全滿、半滿時較相鄰元素要大即第ⅡA族、第ⅤA族元素的第一電離能分別大于同周期相鄰元素。如Be、N、Mg、P。
(3)元素電離能的應用
①判斷元素金屬性的強弱。電離能越小，金屬越容易失去電子，金屬性越強；反之越弱。
②判斷元素的化合價。如果某元素的In＋1 In，則該元素的常見化合價為＋n，如鈉元素I2 I1，所以鈉元素的化合價為＋1。
2． 元素的電負性
(1)元素電負性的周期性變化
元素的電負性：不同元素的原子對鍵合電子吸引力的大小叫做該元素的電負性。
隨著原子序數的遞增，元素的電負性呈周期性變化：同周期從左到右，主族元素電負性逐漸增大；同一主族從上到下，元素電負性呈現減小的趨勢。
(2)
三、分子構型
1． 分子構型與雜化軌道理論
雜化軌道的要點。當原子成鍵時，原子的價電子軌道相互混雜，形成與原軌道數相等且能量相同的雜化軌道。雜化軌道數不同，軌道間的夾角不同，形成分子的空間形狀不同。
雜化類型 雜化軌道數目 雜化軌道夾角 空間構型 實例
sp 2 180° 直線形 BeCl2
sp2 3 120° 平面三角形 BF3
sp3 4 109°28′ 正四面體形 CH4
2．分子構型與價層電子對互斥模型
價層電子對互斥模型說明的是價層電子對的空間構型，而分子的空間構型指的是成鍵電子對空間構型，不包括孤電子對。
(1)當中心原子無孤電子對時，兩者的構型一致；
(2)當中心原子有孤電子對時，兩者的構型不一致。
電子對數 成鍵對數 孤電子對數 電子對空間構型 分子空間構型 實例
2 2 0 直線形 直線形 BeCl2
3 3 0 三角形 三角形 BF3
2 1 V形 SnBr2
4 4 0 四面體 四面體形 CH4
3 1 三角錐形 NH3
2 2 V形 H2O
3．中心原子雜化類型和分子空間構型的相互判斷
(1)中心原子價層電子對數===σ鍵電子對數＋孤電子對數
(2)
【溫馨提醒】①配位原子是指中心原子以外的其它原子 (即與中心原子結合的原子)； ②若是離子，則應加上或減去與離子所帶的電荷數 (陰加陽減)；③氧、硫原子若為配位原子，則其化合價規定為"零”，若為中心原子，則價電子數為6。
(3)價層電子對互斥理論判斷分子空間構型的具體方法
價層電子對數目 電子對排布方式 電子對的空間構型(VSEPR模型) 孤電子對數 分子的立體結構 常見實例
2 直線形 0 直線形 CO2
1 直線形
3 平面正三角形 0 正三角形 BF3
1 V形 SO2
2 直線形
4 空間正四面體 0 正四面體 CH4
1 三角錐 NH3
2 V形 H2O
四、σ鍵、π鍵的判斷
(1)由軌道重疊方式判斷：“頭碰頭”重疊為σ鍵，“肩并肩”重疊為π鍵
(2)由共用電子對數判斷：單鍵為σ鍵；雙鍵或三鍵，其中一個為σ鍵，其余為π鍵
(3)由成鍵軌道類型判斷：s軌道形成的共價鍵全部是σ鍵；雜化軌道形成的共價鍵全部為σ鍵
配合物中σ鍵的算法 配位鍵是一種特殊的共價鍵
1mol Ni(CO)4中含___molσ鍵 1個CO中含有4個σ鍵，外加4個配位鍵，也屬于σ鍵，總共8個σ鍵
五、等電子體的確定
(1)等電子體：原子總數相同，價電子總數也相同的微粒。 如：CO和N2，CH4和NH4+。
(2)等電子體原理：等電子體具有相似的化學鍵特征，它們結構相似，物理性質相近，但化學性質不相同，此原理稱為等電子體原理
(3)常見的等電子體及空間構型
等電子類型 常見等電子體 空間構形
2原子10電子 N2、CN－、C、CO、NO＋ 直線形
2原子14電子 F2、O、Cl2 直線形
3原子16電子 CO2、N2O、CNO－、N、NO、SCN－、HgCl2、BeCl2(g) 直線形
3原子18電子 O3、SO2、NO V形
4原子8電子 NH3、PH3、CH、H3O＋ 三角錐形
4原子24電子 SO3(g)、CO、NO、PO、BF3 平面三角形
4原子26電子 SO、ClO、BrO、IO、XeO3 三角錐形
5原子8電子 CH4、SiH4、NH、PH、BH 正四面體形
5原子32電子 CCl4、SiF4、SiO、SO、ClO、PO、CF4 正四面體形
七原子48電子 SF6、PF6-、SiF62―、AlF63― 正八面體
(4)等電子體的尋找方法：原子總數相同、價電子總數相同的粒子互為等電子體，根據等電子體定義，尋找等電子體的常用方法就是換原子
①技巧一(豎換——同族替換) 換同族原子(同族原子價電子數相同)
以尋找NH3的等電子體為例 NH3PH3、AsH3
②方法二(橫換——左右移位) 換相鄰族的原子，這時價電子發生變化，再通過得失電子使價電子總數相等
以尋找CO的等電子體為例 COCN—，CN—C22— CON2
六、配位鍵和配合物
1．配位鍵(一種特殊的共價鍵)
(1)孤電子對：分子或離子中沒有跟其他原子共用的電子對稱為孤電子對
(2)配位鍵的形成：成鍵的兩個原子或離子一方提供孤電子對，一方提供空軌道而形成的共價鍵。即：共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價鍵
(3)成鍵的性質：共用電子對對兩個原子的電性作用
(4)配位鍵的表示方法：常用“―→”來表示配位鍵，箭頭指向接受孤電子對的原子。即：，如：NH可表示為
(5)成鍵條件：其中一個原子提供孤對電子，另一原子提供空軌道
2．配合物
(1)中心原子：提供空軌道接受孤對電子的原子叫中心原子。中心原子一般是帶正電荷的金屬離子(此時又叫中心離子)，過渡元素最常見
如：Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋
(2)配位體：含有并提供孤電子對的分子或離子，即電子對的給予體。常見的配位體：H2O、NH3、SCN—、CO、N2、X—、OH—、CN—
(3)配位原子：配體中提供孤對電子的原子叫配位原子，如：H2O中的O原子，NH3中的N原子
(4)配離子：由中心原子(或離子)和配位體組成的離子叫做配離子，如：[Cu(NH3)4]2+、[Ag(NH3)2]+
(5)配位數：作為配位體直接與中心原子結合的離子或分子的數目，即形成的配位鍵的數目稱為配位數
如：[Cu(NH3)4]2+的配位數為4，[Ag(NH3)2]+的配位數為2
(6)配離子的電荷數：配離子的電荷數等于中心離子和配位體電荷數的代數和
(7)內界和外界：配合物分為內界和外界，期中配離子稱為內界，與內界發生電性匹配的的陽離子(或陰離子)稱為外界，如：[Cu(NH3)4]SO4 的內界是[Cu(NH3)4]2+，外界是SO42—，配合物在水溶液中電離成內界和外界兩部分
即：[Cu(NH3)4]SO4===[Cu(NH3)4]2++SO42—，而內界很難電離，其電離程度很小，[Cu(NH3)4]2+Cu2++4NH3
3．配位鍵的強弱：配位鍵的強弱取決于配位體給電子的能力，配位體給出電子能力越強，則配位體與中心離子形成的配位鍵就越強，配合物也就越穩定
七、晶胞中微粒數目的計算方法——均攤法
熟記幾種常見的晶胞結構及晶胞含有的粒子數目。
A.NaCl(含4個Na＋，4個Cl－) B.干冰(含4個CO2)
C.CaF2(含4個Ca2＋，8個F－) D.金剛石(含8個C)
E.體心立方(含2個原子) F.面心立方(含4個原子)
八、晶體計算類型歸納
1．常見原子晶體結構分析
晶體 晶體結構 結構分析
金剛石 原子半徑(r)與邊長(a)的關系：a=8r (1)每個碳與相鄰4個碳以共價鍵結合，形成正四面體結構，鍵角均為109°28′ (2)每個金剛石晶胞中含有8個碳原子，最小的碳環為6元環，并且不在同一平面(實際為椅式結構)，碳原子為sp3雜化 (3)每個碳原子被12個六元環共用，每個共價鍵被6個六元環共用，一個六元環實際擁有個碳原子 (4)C原子數與C—C鍵數之比為1∶2，12g金剛石中有2 mol共價鍵 (5)密度＝ (a為晶胞邊長，NA為阿伏加德羅常數)
SiO2 (1)SiO2晶體中最小的環為12元環，即：每個12元環上有6個O，6個Si (2)每個Si與4個O以共價鍵結合，形成正四面體結構，每個正四面體占有1個Si，4個“O”，n(Si)∶n(O)＝1∶2 (3)每個Si原子被12個十二元環共用，每個O原子被 6個十二元環共用 (4)每個SiO2晶胞中含有8個Si原子，含有16個O原子 (5)硅原子與Si—O共價鍵之比為1：4，1mol Si O2晶體中有4mol共價鍵 (6)密度＝ (a為晶胞邊長，NA為阿伏加德羅常數)
SiC、BP、AlN (1)每個原子與另外4個不同種類的原子形成正四面體結構 (2)密度：ρ(SiC)＝；ρ(BP)＝； ρ(AlN)＝ (a為晶胞邊長，NA為阿伏加德羅常數) (3)若Si與C最近距離為d，則邊長(a)與最近距離(d)的關系：a=4d
2．常見分子晶體結構分析
晶體 晶體結構 結構分析
干冰 (1)面心立方最密堆積：立方體的每個頂點有一個CO2分子，每個面上也有一 個CO2分子，每個晶胞中有4個CO2分子 (2)每個CO2分子周圍等距且緊鄰的CO2分子有12個 (3)密度＝ (a為晶胞邊長，NA為阿伏加德羅常數)
白磷 (1)面心立方最密堆積 (2)密度＝ (a為晶胞邊長，NA為阿伏加德羅常數)
冰 (1)每個水分子與相鄰的4個水分子以氫鍵相連接 (2)每個水分子實際擁有兩個“氫鍵” (3)冰晶體和金剛石晶胞相似的原因：每個水分子與周圍四個水分子形成氫鍵
【溫馨提醒】(1)若分子間只有范德華力，則分子晶體采取分子密堆積，每個分子周圍有12個緊鄰的分子。在分子晶體中，原子先以共價鍵形成分子，分子再以分子間作用力形成晶體。由于分子間作用力沒有方向性和飽和性，分子間盡可能采取密堆積的排列方式。如：干冰、O2、I2、C60等分子；(2)若分子間靠氫鍵形成的晶體，則不采取密堆積結構，每個分子周圍緊鄰的分子數要小于12個。因為氫鍵有方向性和飽和性，一個分子周圍其他分子的位置和數目是一定的。如：冰晶體、苯甲酸晶體。
3．常見離子晶體結構分析
晶體 晶體結構 結構分析
NaCl (1)一個NaCl晶胞中，有4個Na+，有4個Cl－ (2)在NaCl晶體

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