資源簡介

高三沖刺知識點全面總結（絕對是精品中的極品）
一、復習重點----掌握25條必要知識點
熱 點（重 點）知 識
重現次數
重現率
化學史、環境保護、石油及煤化工
10
100%
物質的量、摩爾質量、微粒數、體積比、密度比
10
100%
阿氏常數
9
90%
熱化學方程式
7
70%
核外電子排布，推導化學式
10
100%
氧化性、還原性、穩定性、活潑性的比較
10
100%
氧化性還原方程式的書寫及配平原子量，化合價
9
90%
原子量、分子量，化合價
8
80%
離子共存
10
100%
離子的鑒別
8
80%
判斷離子方程式的正誤
10
100%
溶液濃度、離子濃度的比較及計算
10
100%
pH值的計算
10
100%
溶液的濃度、溶解度
6
60%
化學反應速率、化學平衡
9
90%
鹽類的水解
10
100%
電化學知識
10
100%
化學鍵，晶體類型及性質
7
70%
Cl、S、N、C、P、Na、Mg、Al、Fe等元素單質及化合物
10
100%
完成有機反應的化學方程式
9
90%
同分異構體
10
100%
有機物的聚合及單體的推斷
7
70%
有機物的合成
10
100%
有機物的燃燒規律
6
60%
混合物的計算
9
90%
二、25個重要知識點的應用
1．阿伏加德羅常數（物質的量、氣體摩爾體積、阿伏加法羅定律及推論）
2．氧化還原反應概念及應用
3．離子反應、離子方程式
4．電解質溶液（溶液濃度、、中和滴定及PH計算、膠體的知識）
5．“位—構—性”（金屬性、非金屬性強弱判斷原理及應用、同周期、同主族元素性質的遞變）
6．化學鍵與晶體及其特點
7．化學反應速率與化學平衡
8．等效平衡思想的應用
9．弱電解質電離平衡（溶液中微粒間的關系（物料平衡和電荷守恒）鹽類的水解、弱電解離子濃度與大小比較）
10．阿伏加德羅定律的應用
11．離子的鑒定、共存與轉化
12．、熱化學方程式及反應熱計算
13．原電池與電解池原理及應用
14．典型元素常見單質及其化合物的重要性質及相互轉化關系
15．官能團、官能團的確定、同分異構和同系物
16．有機反應類型
17．有機合成推斷
18．有機新信息題有機聚合體
19．陰陽離子的鑒別與鑒定
20．物質的除雜、凈化、分離和鑒定
21．實驗儀器使用與連接和基本操作
22．實驗設計與評價
23．混合物的計算
24．化學史、環境保護、能源
25．信息和新情景題的模仿思想
三、復習備考的40個專題
1．化學實驗儀器及其使用
2．化學實驗裝置與基本操作
3．常見物質的分離、提純和鑒別
4．常見氣體的制備方法
5．常用的加熱方法與操作
6．實驗設計和實驗評價
7．有機物燃燒的規律
8．有機反應與判斷
9．有機代表物的相互衍變
10．有機物的鑒別
11．既能與強酸反應又能與強堿反應的物質的小結
12．分解產物為兩種或三種的物質
13．碳酸與碳酸的鹽的相互轉化
14．鋁三角
15．鐵三角
16．中學里可以和水反應的物質
17．中學中的圖像小結
18．離子反應與離子方程式
19．氧化還原反應
20．無機反應小結
21．阿伏加德羅常數
22．阿伏加德羅定律
23．原子結構
24．元素周期律和元素周期表
25．化學鍵、分子結構和晶體結構
26．化學反應速率
27．化學平衡的應用（化學平衡、溶解平衡、電離平衡）
28．鹽類的水解
29．原電池
30．電解池
31．幾個定量實驗
32．離子共存、離子濃度大小的比較
33．溶液的酸堿性與pH計算
34．多步反應變一步計算
35．溶解度、溶液的濃度及相關計算
36．混合物的計算
37．化學計算中的巧妙方法小結
38．無機化工
39．有機合成
40．能源與環保
四、基礎理論復習
化學反應及能量變化
實質：有電子轉移（得失與偏移）
特征：反應前后元素的化合價有變化
還原性 化合價升高 弱氧化性
↑ ↑
還原劑 氧化反應 氧化產物
氧化劑 還原反應 還原產物
↓ ↓
氧化性 化合價降低 弱還原性
氧化還原反應有元素化合價升降的化學反應是氧化還原反應。
有電子轉移（得失或偏移）的反應都是氧化還原反應。
概念：氧化劑：反應中得到電子（或電子對偏向）的物質（反應中所含元素化合價降低物）
還原劑：反應中失去電子（或電子對偏離）的物質（反應中所含元素化合價升高物）
氧化產物：還原劑被氧化所得生成物；
還原產物：氧化劑被還原所得生成物。
失電子，化合價升高，被氧化
雙線橋：
氧化劑 + 還原劑 = 還原產物 + 氧化產物
得電子，化合價降低，被還原
電子轉移表示方法 單線橋：電子
還原劑 + 氧化劑 = 還原產物 + 氧化產物
二者的主 表示意義、箭號起止
要區別： 電子數目等
依據原則：氧化劑化合價降低總數=還原劑化合價升高總數
找出價態變化，看兩劑分子式，確定升降總數；
方法步驟：求最小公倍數，得出兩劑系數，觀察配平其它。
有關計算：關鍵是依據氧化劑得電子數與還原劑失電子數相等，列出守恒關系式
①、由元素的金屬性或非金屬性比較；（金屬活動性順序表，元素周期律）
②、由反應條件的難易比較；
③、由氧化還原反應方向比較；（氧化性：氧化劑>氧化產物；還原性：還原劑>還原產物）
④、根據（氧化劑、還原劑）元素的價態與氧化還原性關系比較。
元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，處于中間價態既有氧化又有還原性。
活潑的非金屬，如Cl2、Br2、O2 等
②、元素（如Mn等）處于高化合價的氧化物，如MnO2、KMnO4等
氧化劑： ③、元素（如S、N等）處于高化合價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3 等
④、元素（如Mn、Cl、Fe等）處于高化合價時的鹽，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7
⑤、過氧化物，如Na2O2、H2O2等。
①、活潑的金屬，如Na、Al、Zn、Fe 等；
②、元素（如C、S等）處于低化合價的氧化物，如CO、SO2等
還原劑： ③、元素（如Cl、S等）處于低化合價時的酸，如濃HCl、H2S等
④、元素（如S、Fe等）處于低化合價時的鹽，如Na2SO3、FeSO4等
⑤、某些非金屬單質，如H2 、C、Si等。
概念：在溶液中（或熔化狀態下）有離子參加或生成的反應。
離子互換反應
離子非氧化還原反應 堿性氧化物與酸的反應
類型： 酸性氧化物與堿的反應
離子型氧化還原反應 置換反應
一般離子氧化還原反應
化學方程式：用參加反應的有關物質的化學式表示化學反應的式子。
用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子。
表示方法 寫：寫出反應的化學方程式；
離子反應： 拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式；
離子方程式： 書寫方法：刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去；
查：檢查方程式兩端各元素原子種類、個數、電荷數是否相等。
意義：不僅表示一定物質間的某個反應；還能表示同一類型的反應。
本質：反應物的某些離子濃度的減小。
金屬、非金屬、氧化物（Al2O3、SiO2）
中學常見的難溶物 堿：Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3
生成難溶的物質：Cu2++OH-=Cu(OH)2↓ 鹽：AgCl、AgBr、AgI、CaCO3、BaCO3
生成微溶物的離子反應：2Ag++SO42-=Ag2SO4↓
發生條件 由微溶物生成難溶物：Ca(OH)2+CO32-=CaCO3↓+2OH-
生成難電離的物質：常見的難電離的物質有H2O、CH3COOH、H2CO3、NH3·H2O
生成揮發性的物質：常見易揮發性物質有CO2、SO2、NH3等
發生氧化還原反應：遵循氧化還原反應發生的條件。
定義：在化學反應過程中放出或吸收的熱量；
符號：△H
單位：一般采用KJ·mol-1
測量：可用量熱計測量
研究對象：一定壓強下在敞開容器中發生的反應所放出或吸收的熱量。
反應熱： 表示方法：放熱反應△H<0，用“-”表示；吸熱反應△H>0，用“+”表示。
燃燒熱：在101KPa下，1mol物質完全燃燒生成穩定氧化物時所放出的熱量。
定義：在稀溶液中，酸跟堿發生反應生成1molH2O時的反應熱。
中和熱：強酸和強堿反應的中和熱：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l);
△H=-57.3KJ·mol-
弱酸弱堿電離要消耗能量，中和熱 |△H|<57.3KJ·mol-1
原理：斷鍵吸熱，成鍵放熱。
反應熱的微觀解釋：反應熱=生成物分子形成時釋放的總能量-反應物分子斷裂時所吸收的總能量
定義：表明所放出或吸收熱量的化學方程式。
意義：既表明化學反應中的物質變化，也表明了化學反應中的能量變化。
熱化學 ①、要注明反應的溫度和壓強，若反應是在298K，1atm可不注明；
方程式 ②、要注明反應物和生成物的聚集狀態或晶型；
書寫方法 ③、△H與方程式計量數有關，注意方程式與△H對應，△H以KJ·mol-1單位，化學計量數可以是整數或分數。
④、在所寫化學反應方程式后寫下△H的“+”或“-”數值和單位，方程式與△H之間用“；”分開。
蓋斯定律：一定條件下，某化學反應無論是一步完成還是分幾步完成，反應的總熱效應相同。
化合反應 A+B=AB
分解反應 AB=A+B
置換反應 A+BC=C+AB
復分解反 AB+CD=AC+BD
氧化還原反應 概念、特征、本質、分析表示方法、應用
化學反應： 非氧化還原反應
離子反應本質、特點、分類、發生的條件
分子反應 反應熱與物質能量的關系
放熱反應 熱化學反應方程式
吸熱反應 燃燒熱
中和熱
物質的量
①、定義：表示含有一定數目粒子的集體。
②、符號：n
物質的量③、單位：摩爾、摩、符號mol
④、1mol任何粒子（分、原、離、電、質、中子）數與0.012kg12C中所含碳原子數相同。
⑤、、架起微觀粒子與宏觀物質之間聯系的橋梁。
①、定義：1mol任何粒子的粒子數叫阿伏加德羅常數。
阿伏加德羅常數： ②、符號NA
③、近似值：6.02×1023
①、定義：單位物質的量氣體所占的體積叫~
基本概念 氣體摩爾體積：②、符號：Vm
單位：L·mol-1
①、定義：單位物質的量物質所具有的質量叫~
摩爾質量：②、符號：M ③、單位：g·mol-1或kg·mol-1
④、若以g·mol-1為單位，數值上與該物質相對原子質量或相對分子質量相等。
①、定義：單位體積溶液中所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量叫溶質B的物質的量濃度。
物質的量濃度：②、符號：c(B)
③、單位：mol·L-1
①、定律：在相同溫度和壓強下，相同體積的作何氣體都含有相同數目的分子。
同溫同壓下：
②、推論： 同溫同壓下：
同溫同體積下：
Ⅰ、氣體休的密度和相對密度：
標況下：
A氣體對B氣體的相對密度：
Ⅱ、摩爾質量M（或平均摩爾質量）
M=22.4L·mol-1×ρ，
=M(A)ф(A)+M(B)ф(B)+··· ф為體積分數。
①、以物質的量為中心的有關物理量的換算關系：
物質所含粒子數N
電解質電離出離子的“物質的量” 物質的質量（m）
電量（C） 氣體的體積（標準狀況）
V氣體體積（非標準狀況） 反應中放出或吸收的熱量（KJ）
溶液的物質的量濃度CA）
②、物質的量與其它量之間的換算恒等式：
③、理想氣體狀態方程（克拉伯龍方程）：
PV=nRT 或 （R=8.314J/mol·K）
④、影響物質體積大小的因素：
微粒的大小 1mol固、液體的體積
物質體積 微粒的個數 1mol物質的體積
微粒之間距離 1mol氣體的體積
①、溶液稀釋定律：溶質的量不變，m(濃)·w(濃)= m(稀)·w(稀)；c(濃)·V(濃)=c(稀)·V(稀)
②、溶解度與溶質質量分數w換算式：
③、溶解度與物質的量濃度的換算：
④、質量分數與物質的量濃度的換算：
⑥、一定物質的量濃度 主要儀器：量筒、托盤天平（砝碼）、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管、容量瓶
溶液的配配制： 方法步驟：計算→稱量→溶解→轉移→洗滌→振蕩→定容→搖勻→裝瓶
識差分析：關鍵看溶質或溶液體積的量的變化。依據來判斷。
物質結構 元素周期律
中子N（不帶電荷） 同位素（核素）
原子核 → 質量數（A=N+Z） 近似相對原子質量
質子Z（帶正電荷） → 核電荷數 元素 → 元素符號
原子結構 ： 最外層電子數決定主族元素的
決定原子呈電中性
電子數（Z個）：
化學性質及最高正價和族序數
體積小，運動速率高（近光速），無固定軌道
核外電子運動特征
電子云（比喻） 小黑點的意義、小黑點密度的意義。
排布規律 → 電子層數 周期序數及原子半徑
表示方法 → 原子（離子）的電子式、原子結構示意圖
隨著原子序數（核電荷數）的遞增：元素的性質呈現周期性變化：
①、原子最外層電子數呈周期性變化
元素周期律 ②、原子半徑呈周期性變化
③、元素主要化合價呈周期性變化
④、元素的金屬性與非金屬性呈周期性變化
①、按原子序數遞增的順序從左到右排列；
元素周期律和 排列原則 ②、將電子層數相同的元素排成一個橫行；
元素周期表 ③、把最外層電子數相同的元素（個別除外）排成一個縱行。
①、短周期（一、二、三周期）
周期（7個橫行）②、長周期（四、五、六周期）
周期表結構 ③、不完全周期（第七周期）
①、主族（ⅠA～ⅦA共7個）
元素周期表 族（18個縱行②、副族（ⅠB～ⅦB共7個）
③、Ⅷ族（8、9、10縱行）
④、零族（稀有氣體）
同周期同主族元素性質的遞變規律
①、核電荷數，電子層結構，最外層電子數
②、原子半徑
性質遞變 ③、主要化合價
④、金屬性與非金屬性
⑤、氣態氫化物的穩定性
⑥、最高價氧化物的水化物酸堿性
電子層數： 相同條件下，電子層越多，半徑越大。
判斷的依據核電荷數 相同條件下，核電荷數越多，半徑越小。
最外層電子數 相同條件下最外層電子數越多，半徑越大。
微粒半徑的比較 1、同周期元素的原子半徑隨核電荷數的增大而減小
（稀有氣體除外）如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl.
2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數的增大而增大。如：Li具體規律： 3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數的增大而增大。如：F--4、電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數的增大而減小。如：F-> Na+>Mg2+>Al3+
5、同一元素不同價態的微粒半徑，價態越高離子半徑越小。如Fe>Fe2+>Fe3+
①與水反應置換氫的難易
②最高價氧化物的水化物堿性強弱
金屬性強弱 ③單質的還原性或離子的氧化性（電解中在陰極上得電子的先后）
④互相置換反應
依據： ⑤原電池反應中正負極
①與H2化合的難易及氫化物的穩定性
元素的 非金屬性強弱 ②最高價氧化物的水化物酸性強弱
金屬性或非金屬 ③單質的氧化性或離子的還原性
性強弱的判斷 ④互相置換反應
①、同周期元素的金屬性，隨荷電荷數的增加而減小，如：Na>Mg>Al;非金屬性，隨荷電荷數的增加而增大，如：Si規律： ②、同主族元素的金屬性，隨荷電荷數的增加而增大，如：LiCl>Br>I。
③、金屬活動性順序表：K>Ca>Mg>Al>Zn>Fe>Sn>Pb>(H)>Cu>Hg>Ag>Pt>Au
定義：以12C原子質量的1/12（約1.66×10-27kg）作為標準，其它原子的質量跟它比較所得的值。其國際單位制（SI）單位為一，符號為1（單位1一般不寫）
原子質量：指原子的真實質量，也稱絕對質量，是通過精密的實驗測得的。
如：一個Cl2分子的m(Cl2)=2.657×10-26kg。
核素的相對原子質量：各核素的質量與12C的質量的1/12的比值。一種元素有幾種同位素，就應有幾種不同的核素的相對原子質量，如35Cl為34.969,37Cl為36.966。
相對原子質量 比較 核素的近似相對原子質量：是對核素的相對原子質量取近似整數值，數值上與該核素的質量數相等。如：35Cl為35,37Cl為37。
元素的相對原子質量：是按該元素各種天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。如：Ar(Cl)=Ar(35Cl)×a% + Ar(37Cl)×b%
元素的近似相對原子質量：用元素同位素的質量數代替同位素相對原子質量與其豐度的乘積之和。
注意：①、核素相對原子質量不是元素的相對原子質量。
②、通常可以用元素近似相對原子質量代替元素相對原子質量進行必要的計算。
定義：核電荷數相同，中子數不同的核素，互稱為同位素。（即：同種元素的不同原子或核素）
同位素 ①、結構上，質子數相同而中子數不同；
特點：②、性質上，化學性質幾乎完全相同只是某些物理性質略有不同；
③、存在上，在天然存在的某種元素里，不論是游離態還是化合態，同位素的原子（個數不是質量）百分含量一般是不變的（即豐度一定）。
1、定義：相鄰的兩個或多個原子之間強烈的相互作用。
①、定義：陰陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵
②、存在：離子化合物（NaCl、NaOH、Na2O2等）；離子晶體。
①、定義：原子間通過共用電子對所形成的化學鍵。
②、存在：共價化合物，非金屬單質、離子化合物中（如：NaOH、Na2O2）；
共價鍵 分子、原子、離子晶體。
2、分類 極性鍵 共價化合物
化學鍵 非極性鍵 非金屬單質
③、分類：
雙方提供：共價鍵
單方提供：配位鍵 如：NH4+、H3O+
金屬鍵：金屬陽離子與自由電子之間的相互作用。存在于金屬單質、金屬晶體中。
鍵能
3、鍵參數鍵長
鍵角
4、表示方式：電子式、結構式、結構簡式（后兩者適用于共價鍵）
定義：把分子聚集在一起的作用力
分子間作用力（范德瓦爾斯力）：影響因素：大小與相對分子質量有關。
作用：對物質的熔點、沸點等有影響。
①、定義：分子之間的一種比較強的相互作用。
分子間相互作用 ②、形成條件：第二周期的吸引電子能力強的N、O、F與H之間（NH3、H2O）
③、對物質性質的影響：使物質熔沸點升高。
④、氫鍵的形成及表示方式：F-—H···F-—H···F-—H···←代表氫鍵。
氫鍵 O O
H H H H
O
H H
⑤、說明：氫鍵是一種分子間靜電作用；它比化學鍵弱得多，但比分子間作用力稍強；是一種較強的分子間作用力。
定義：從整個分子看，分子里電荷分布是對稱的（正負電荷中心能重合）的分子。
非極性分子 雙原子分子：只含非極性鍵的雙原子分子如：O2、H2、Cl2等。
舉例： 只含非極性鍵的多原子分子如：O3、P4等
分子極性 多原子分子：含極性鍵的多原子分子若幾何結構對稱則為非極性分子
如：CO2、CS2（直線型）、CH4、CCl4（正四面體型）
極性分子： 定義：從整個分子看，分子里電荷分布是不對稱的（正負電荷中心不能重合）的。
舉例 雙原子分子：含極性鍵的雙原子分子如：HCl、NO、CO等
多原子分子： 含極性鍵的多原子分子若幾何結構不對稱則為極性分子
如：NH3(三角錐型)、H2O（折線型或V型）、H2O2
非晶體 離子晶體
固體物質 分子晶體
晶體： 原子晶體
金屬晶體
①構成微粒：離子
②微粒之間的相互作用：離子鍵
③舉例：CaF2、KNO3、CsCl、NaCl、Na2O等
NaCl型晶體：每個Na+同時吸引6個Cl-離子，每個Cl-同
結構特點 時吸引6個Na+；Na+與Cl-以離子鍵結合，個數比為1：1。
④微粒空間排列特點：
CsCl型晶體：每個Cs+同時吸引8個Cl-離子，每個Cl-同時吸引8個Cs+；Cs+與Cl-以離子鍵結合，個數比為1：1。
離子晶體 ⑤說明：離子晶體中不存在單個分子，化學式表示離子個數比的式子。
①、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；
性質特點 ②、離子晶體固態時一般不導電，但在受熱熔化或溶于水時可以導電；
溶解性：（參見溶解性表）
晶體晶胞中微粒個數的計算：頂點，占1/8；棱上，占1/4；面心，占1/2；體心，占1
①、構成微粒：分子
結構特點 ②、微粒之間的相互作用：分子間作用力
③、空間排列：（CO2如右圖）
分子晶體： ④、舉例：SO2、S、CO2、Cl2等
①、硬度小，熔點和沸點低，分子間作用力越大，熔沸點越高；
性質特點 ②、固態及熔化狀態時均不導電；
③、溶解性：遵守“相似相溶原理”：即非極性物質一般易溶于非極性分子溶劑，極性分子易溶于極性分子溶劑。
①構成微粒：原子
②微粒之間的相互作用：共價鍵
③舉例：SiC、Si、SiO2、C(金剛石)等
Ⅰ、金剛石：（最小的環為非平面6元環）
結構特點 每個C被相鄰4個碳包圍，處于4個C原子的中心
④微粒空間排列特點：
原子晶體： Ⅱ、SiO2相當于金剛石晶體中C換成Si，Si與Si間間插O
⑤說明：原子晶體中不存在單個分子，化學式表示原子個數比的式子。
①、硬度大，難于壓縮，具有較高熔點和沸點；
性質特點 ②、一般不導電；
③、溶解性：難溶于一般的溶劑。
①、構成微粒：金屬陽離子，自由電子；
結構特點 ②、微粒之間的相互作用：金屬鍵
③、空間排列：
金屬晶體： ④、舉例：Cu、Au、Na等
①、良好的導電性；
性質特點 ②、良好的導熱性；
③、良好的延展性和具有金屬光澤。
①、層狀結構
結構：②、層內C——C之間為共價鍵；層與層之間為分子間作用力；
過渡型晶體（石墨）： ③、空間排列：（如圖）
性質：熔沸點高；容易滑動；硬度小；能導電。
化學反應速率、化學平衡
意義：表示化學反應進行快慢的量。
定性：根據反應物消耗，生成物產生的快慢（用氣體、沉淀等可見現象）來粗略比較
定量：用單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增大來表示。
表示方法： ①、單位：mol/(L·min)或mol/(L·s )
②、同一反應，速率用不同物質濃度變化表示時，數值可能不同，但數值之比等于方程式中各物質的化學計量數比。如：
③、一般不能用固體和純液體物質表示濃度（因為ρ不變）
④、對于沒有達到化學平衡狀態的可逆反應：v正≠v逆
內因（主要因素）：參加反應物質的性質。
①、結論：在其它條件不變時，增大濃度，反應速率加快，反之濃度： 則慢。
②、說明：只對氣體參加的反應或溶液中發生反應速率產生影響；與反應物總量無關。
影響因素 ①、結論：對于有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率加快，壓強： 反之則慢
②、說明：當改變容器內壓強而有關反應的氣體濃度無變化時，則反應速率不變；如：向密閉容器中通入惰性氣體。
①、結論：其它條件不變時，升高溫度反應速率加快，反之則慢。
溫度： a、對任何反應都產生影響，無論是放熱還是吸熱反應；
外因： ②說明 b、對于可逆反應能同時改變正逆反應速率但程度不同；
c、一般溫度每升高10℃，反應速率增大2～4倍,有些反應只有在一定溫度范圍內升溫才能加快。
①、結論：使用催化劑能改變化學反應速率。
催化劑 a、具有選擇性；
②、說明： b、對于可逆反應，使用催化劑可同等程度地改變正、逆反應速率；
c、使用正催化劑，反應速率加快，使用負催化劑，反應速率減慢。
原因：碰撞理論（有效碰撞、碰撞的取向及活化分子等）
其它因素：光、電磁波、超聲波、反應物顆粒的大小、溶劑的性質等。
化學平衡狀態：　指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，反應混合中各組分的百分含量保持不變的狀態。
逆：研究的對象是可逆反應
動：是指動態平衡，反應達到平衡狀態時，反應沒有停止。
平衡狀態特征：等：平衡時正反應速率等于逆反應速率，但不等于零。
定：反應混合物中各組分的百分含量保持一個定值。
變：外界條件改變，原平衡破壞，建立新的平衡。
①、定義：mA(g)+nB(g) pC(g)+qD(g)
②、意義：表示可逆反應的反應進行的程度。
③、影響因素：溫度（正反應吸熱時，溫度升高，K增大；正反應放熱時，化學平衡常數：溫度升高，K減小），而與反應物或生成物濃度無關。
用化學平衡常數判斷化學平衡狀態。
④、用途： a、Q=K時，處于平衡狀態，v正=v逆；
b、Q>K時，處于未達平衡狀態；v正c、Qv逆 向正向進行。
原因：反應條件改變引起：v正≠v逆
化學平衡： 結果：速率、各組分百分含量與原平衡比較均發生變化。
化學平衡移動： v(正)>v(逆)　　向右（正向）移
方向： v(正)=v(逆)　　平衡不移動
v(正)注意：其它條件不變，只改變影響平衡的一個條件才能使用。
①、濃度：增大反應物濃度或減少生成物濃度，平衡向正反應方向移動；反之向逆反應方向移動
結論：增大壓強，平衡向縮小體積方向移動；減小壓強，平衡向擴大體積的方向移動。
②、壓強： Ⅰ、反應前后氣態物質總體積沒有變化的反應，壓強改變不能改變化學平衡狀態；
影響化學平衡移動的因素： 說明： Ⅱ、壓強的改變對濃度無影響時，不能改變化學平衡狀態，如向密閉容器中充入惰性氣體。
Ⅲ、對沒有氣體參加的反應無影響。
③、溫度：升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動；降低溫度，平衡向放熱反應方向移動。
勒沙特列原理：如果改變影響平衡的一個條件（如濃度、壓強、溫度等）平衡就向能減弱這種改變的方向移動。
概念：在一定條件下（定溫、定容或定溫、定壓），對同一可逆反應，只要起始時加入物質的物質的量不同，而達到化學平衡時，同種物質的含量相同，這樣的平衡稱為等效平衡。
等效平衡： （1）、定溫、定容：
對于一般的可逆反應只改變起始時加入物質的物質的量，
如通過可逆反應的化學計量數比換算成同一半邊的物質的物質的量與原平衡相同，則兩平衡等效。
規律： ②、對于反應前后氣體分子數不變的可逆反應，只要反應物（或
生成物）的物質的量的比例與原平衡相同，兩平衡等效。
（2）、定溫、定壓： 改變起始時加入物質的物質的量，只要
按化學計量數換算成同一半邊的物質的物質的量之比與原平衡
相同，則達平衡后與原平衡等效。
電解質溶液
非電解質：無論在水溶液或熔融狀態都不導電的化合物
定義：凡是在水溶液或熔融狀態能夠導電的化合物
化合物 強堿
強電解質水溶液中全部電離的電解質大多數鹽離子化合物
金屬氧化物
電解質：分類 強酸→強極性化合物
弱酸
電解質和 弱電解質→水溶液中部分電離的電解質 弱堿 弱極性化合物
電解質溶液 水

①、（強）一步電離與（弱）分步電離
表示：電離方程式 ②、（強）完全電離與（弱）可逆電離
③、質量守恒與電荷守恒
能否導電：有自由移動離子，溶液能導電；
導電能力：相同條件下，離子濃度越大，則導電能力越強。
意義：一定條件下，弱電解質離子化速率與分子化速率相等時，則建立平衡。
動：動態平衡，v(電離)=v（結合）≠0
弱電解質的 特征： 定：條件一定，分子、離子濃度一定
電離平衡 變：條件改變，平衡被破壞，發生移動 如：H2CO3
H2CO3 HCO3-+H+
表示：電離方程式，可逆符號，多元弱酸分步書寫；
HCO3- CO32-+H+
而多元弱堿不需分步寫，如：Cu(OH)2
Cu(OH)2 Cu2++2OH-
影響因素：溫度越高，電離程度越大；
濃度越小，電離程度越大
水是極弱電解質：H2O H+ + OH-
①、c(H+)=c(OH-)=1×10-7mol-1
純水常溫下數據：②、Kw=c(H+)·c(OH-)=1×10-14
③、pH=-lgc(H+)=7
水的電離： c(H+)>c(OH-) 酸性 PH<7
水溶液的酸堿性：c(H+)=c(OH-) 中性 PH=7
c(H+)7
抑制電離：加入酸或堿
影響水電離的因素 加入活潑金屬，如Na、K等；
促進電離：加入易水解的鹽，如NaAc、NH4Cl等；升高溫度
表示方法：p H=—lg(H+)
適用范圍：濃度小于1mol·L-的稀酸或稀堿溶液。
pH試紙：用干凈的玻璃棒分別蘸取少量的待測溶液點在試紙上，觀察試紙顏色變化并跟比色卡比較，確定該溶液的PH值。
石蕊： （紅） 5.0 （紫） 8.0 （藍）
測定方法： 酸堿指示劑 酚酞：（無） 8.2 （粉紅） 10.0 （紅）
及其變色范圍 甲基橙： （紅） 3.1 （橙） 4.4 （黃）
甲基紅： （紅） 4.4 （橙） 6.2 （黃）
pH計：精確測定

溶液的pH 換算關系：
兩強酸混合：
混合： 兩強堿混合： c(OH-)混=
c(H+)混=Kw/c(OH-)混 →pH
強酸強堿混合：
強酸 HnA c(H+)=n·c(HnA)
強堿 B（OH）n c(OH-)=n·c{B(OH-)n}
弱酸 HnA c(H+)=c(HnA)·α（HnA）
弱堿 B（OH）n c(OH-)= c{B(OH-)n}·α{B(OH-)n}
混合前 混合后 條件
pH1>pH2兩強等體積 pH1+pH2≥15 pH1-0.3
混合（近似） pH1+pH2=14 pH= 7
pH1+pH2≤13 pH2+0.3 pH1>pH2
pH之和為14的一強一弱等體積相混 結果：誰強顯誰的性質。
實質：鹽中弱（弱酸根或弱堿陽離子）離子與水電離出的H+或OH-結合生成難電離的分子或離子，破壞水的電離平衡。
條件：①、鹽中必有弱離子 ②、鹽必須能溶于水
①、誰弱誰水解、誰強顯誰性；都弱均水解、不弱不水解。
規律：②、弱的程度越大，水解的能力越強。
③、鹽的濃度越小，水解程度越大。
④、溫度越高，水解程度越大。
①、屬可逆反應，其逆反應為酸堿中和（符合化學平衡規律）；
②、水解程度一般微弱，且吸熱。
內因：鹽類本身的性質 相同條件下，同濃度的 Na2CO3>NaHCO3 (堿性) Na2CO3 >NaAc (堿性)
影響因素： ①、溫度的影響：升高溫度，水解程度變大；
外因 ②、濃度的影響：稀釋可促進鹽類的水解，濃度越低水解程度越大；
③、pH的影響： NH4++H2O NH3·H2O +H+
加酸抑制，加堿促進。
NaAc Ac-+H2O HAc + OH-
強堿弱酸鹽：Na2SO3 (分步) SO32-+H2O HSO3-+OH-
單水解： HSO3-+H2O H2SO3 +OH-
鹽類的水解 強酸弱堿鹽：NH4Cl NH4Cl +H2O HCl +NH3·H2O
AlCl3 (應分步但簡為一步) Al3++3H2O Al(OH)3+3H+
分類 ①、常見易雙水解的離子組合：
Al3+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、AlO2-
Fe3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、(S2-、HS-主要發生氧化還原)
雙水解： NH4+與AlO2-、SO32-
能進行到底不用可逆號，用等號，沉淀、氣體一般要標出：
表示： 如：2Al3++2CO32-+3H2O =2Al(OH)3↓+3CO2↑
②、表示：Al3++3AlO2-+6H2O= 4Al(OH)3↓
一般不用“=”，用“ ”的如：
NH4++Ac-+H2O NH3·H2O +HAc
NH4++CO32-+H2O NH3·H2O +HCO3-
①、首先指出弱酸陰離子或弱堿陽離子，再決定如何水解；
說明： ②、某種鹽溶液只有一種離子水解，水解程度小，一般用可逆號，不用↑或↓；
③、多無弱酸陰離子分步水解，多元弱堿陽離子只看作一步水解。
正鹽：弱酸強堿鹽（堿性）、弱堿強酸鹽（酸性）、
弱酸弱堿鹽（視相對強弱）
鹽溶液的 強酸的酸式鹽，不水解如NaHSO4顯酸性；
酸堿性： 酸式鹽 弱酸的酸式鹽，既水解又能電離，酸堿性視電離和水解的相對強弱
應用： 酸性：NaH2PO4、NaHSO3 ；堿性：NaHCO3、NaHS、Na2HPO4。
判斷弱電解質的相對強弱： 堿性 Na2CO3>NaAc → 酸性HAc>H2CO3
酸性 NH4Cl Al(OH)3
解釋在生活中的應用：①、明礬凈水②、純堿去污③、泡沫滅火器④、FeCl3溶液配制。
電荷守恒 正負電荷相等c(H+)+c(Na+)=2c(CO32-)+c(HCO3-)+c(OH-)
相等關系： 物料守恒 c(Na+)=2c(CO32-)+2c(HCO3-)+2c(H2CO3) C原子守恒
（以Na2CO3）質子守恒 c(OH-)=c(H+)+c(HCO3-)+2c(H2CO3) H+離子守恒
離子濃度比較： ①多元弱酸 H3PO4 c(H+)>c(H2PO4-)>c(HPO42-)>c(PO43-)
②多元弱酸形成的正鹽 Na2CO3 c(Na+)>c(CO32-)>c(OH-)>c(HCO3-)>c(H+)
大小關系：③不同溶液中同一離子濃度 濃度0.1mol/L的①、NH4Cl
②、CH3COONH4③、NH4HSO4 則c(NH4+) ③>①>②
④混合溶液中各離子濃度 0.1mol/LNH4Cl與0.1mol/LNH3混合 則：c(NH4+)>c(Cl-)>c(OH-)>c(H+)
①、用于精確地放出一定體積溶液的容器；
②、內徑均勻，帶有刻度的細長玻璃管，下部有控制液體流量的玻璃活塞（或由橡皮管、玻璃球組成的閥）
概述：③、規格有25ml、50ml，估讀到0.01ml；
④、分為酸式滴定管（不能盛堿液，HF以及Na2SiO3、Na2CO3等堿性溶液）
堿式滴定管（不能盛放酸性和強氧化性溶液）
滴定管： 使用方法：①檢漏→②潤洗→③注液→④排氣→⑤調零→⑥放液→⑦讀數→⑧記錄
①、滴定管在裝入酸或堿溶液后，要排凈滴定管尖嘴內空氣使尖嘴內充滿液體而無氣泡。
方法： 酸式滴定管 堿式滴定管
注意：②、調整刻度時，應使液面在“0”或“0”以下，但不能太往下以免液體不足。
③、控制滴液速度，使得液體逐滴流出。
④、讀數時等液面穩定后，視線與凹液面相切的刻度水平，并估讀到0.01ml的精確度。
定義：用已制濃度的酸（或堿）來測定未知濃度的堿（或酸）的實驗方法
中和實質：H++OH-=H2O
原理：酸堿中和反應的物質的量之比等于它們的化學計量數之比：
關鍵：①準確測定參加反應的兩種溶液的體積；②準確判斷中和反應是否恰好完全。
儀器：滴定管、錐形瓶、鐵架臺、滴定管夾、燒杯等。
作用：通過指示劑顏色的變化來確定終點；
中和滴定 指示劑： 選擇：變色要靈敏、明顯（終點盡可能與變色范圍一致）
①、中和滴定，一般不用石蕊作指示劑，顏色變化不明顯；
說明： ②、酸滴堿，一般選甲基橙 終點由黃色 → 橙色；
③、堿滴酸，一般選酚酞 終點由無色 → 紅色；
準備：滴定管（錐形瓶）洗滌→滴定管查漏→滴定管的潤洗→注液→排氣→調零→讀數→記錄
操作： 移取待測液，加入指示劑2~3滴，然后滴定，判斷終點，讀數。
滴定：左手操管、右手旋瓶、目視瓶中、滴滴入瓶、突變暫停、半分定終、重復兩次、求均值。
計算：取兩次或多次消耗標準溶液體積平均值然后求c待
①、滴定管的“0”刻度在上端，刻度值由上往下增大；
②、讀數時視線與凹液面相切；
體積： ③、滴定管測量液體，有兩次讀數
（初、末）兩數值之差為液體體積；
④、中和滴定體積測量，有待測液和標準液兩方面。
原理： 誤差分析方法是分別判斷C標、V標和V測的誤差變化而對C測的影響。
①、裝標準液的滴定管在尖嘴內有氣泡，滴定后氣泡消失；
②、裝標準液的滴定管在水洗后沒潤洗，就裝標準液；
中和滴定 偏 ③、錐形瓶用待測液潤洗；
誤差分析 高 ④、滴定后滴定管尖嘴處掛有液滴；
⑤、滴定后仰視讀數（前正常）；
舉例 ⑥、滴定前俯視讀數（后正常）；
①、用滴定管取待測液時，沒有潤洗就取待測液；
偏 ②、滴定時待測液濺出；
低 ③、滴定后俯視讀數；
④、滴定前仰視
說明：由于指示劑的變色范圍引起的誤差，一般可忽略不計
電化學
裝置特點：化學能轉化為電能。
①、兩個活潑性不同的電極；
形成條件：②、電解質溶液（一般與活潑性強的電極發生氧化還原反應）；
原 ③、形成閉合回路（或在溶液中接觸）
電 負極：用還原性較強的物質作負極，負極向外電路提供電子；發生氧化反應。
池 基本概念： 正極：用氧化性較強的物質正極，正極從外電路得到電子，發生還原反應。
原 電極反應方程式：電極反應、總反應。
理
氧化反應 負極 銅鋅原電池 正極 還原反應
反應原理：Zn-2e-=Zn2+ 2H++2e-=2H2↑

電解質溶液
電極反應： 負極（鋅筒）Zn-2e-=Zn2+
正極（石墨）2NH4++2e-=2NH3+H2↑
①、普通鋅——錳干電池 總反應：Zn+2NH4+=Zn2++2NH3+H2↑
干電池： 電解質溶液：糊狀的NH4Cl
特點：電量小，放電過程易發生氣漲和溶液
②、堿性鋅——錳干電池 電極：負極由鋅改鋅粉（反應面積增大，放電電流增加）；
電解液：由中性變為堿性（離子導電性好）。
正極（PbO2） PbO2+SO42-+4H++2e-=PbSO4+2H2O
負極（Pb） Pb+SO42--2e-=PbSO4
鉛蓄電池：總反應：PbO2+Pb+2H2SO4 2PbSO4+2H2O
電解液：1.25g/cm3~1.28g/cm3的H2SO4 溶液
蓄電池 特點：電壓穩定。
Ⅰ、鎳——鎘（Ni——Cd）可充電電池；
其它蓄電池 Cd+2NiO(OH)+2H2O Cd(OH)2+2Ni(OH)2
Ⅱ、銀鋅蓄電池
鋰電池
①、燃料電池與普通電池的區別
不是把還原劑、氧化劑物質全部貯藏在電池內，而是工作時不斷從外界輸入，同時
燃料 電極反應產物不斷排出電池。
電池 ②、原料：除氫氣和氧氣外，也可以是CH4、煤氣、燃料、空氣、氯氣等氧化劑。
負極：2H2+2OH--4e-=4H2O ；正極：O2+2H2O+4e-=4OH-
③、氫氧燃料電池： 總反應：O2 +2H2 =2H2O
特點：轉化率高，持續使用，無污染。
廢舊電池的危害：舊電池中含有重金屬（Hg2+）酸堿等物質回收金屬，防止污染。
腐蝕概念：金屬或合金與周圍接觸到的氣體或液體進行化學反應而腐蝕損耗的過程。
概述： 腐蝕危害：
腐蝕的本質：M-ne-→Mn+(氧化反應)
分類： 化學腐蝕（金屬與接觸到的物質直接發生化學反應而引起的腐蝕）、電化腐蝕
定義：因發生原電池反應，而使金屬腐蝕的形式。
負極（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；正極（C）：O2+2H2O+4e-=4OH-
電化 吸氧腐蝕： 總反應：2Fe+O2+2H2O=Fe(OH)2
腐蝕 后繼反應：4Fe(OH)2 +O2 +2H2O =4Fe(OH)3
鋼鐵的腐蝕： 2Fe(OH)3 Fe2O3 +3H2O
負極（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；
析氫腐蝕： 正極（C）：2H++2e-=H2↑
總反應：Fe+2H+=Fe2++H2↑
影響腐蝕的因素：金屬本性、介質。
金屬的防護： ①、改變金屬的內部組織結構；
保護方法：②、在金屬表面覆蓋保護層；
③、電化學保護法（犧牲陽極的陰極保護法）
定義：使電流通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應的過程。
裝置特點：電能轉化為化學能。
①、與電源本連的兩個電極；
形成條件 ②、電解質溶液（或熔化的電解質）
③、形成閉合回路。
電極 陽極：與直流電源正極相連的叫陽極。
概念 陰極：與直流電源負極相連的叫陰極。
電極反應：
原理：誰還原性或氧化性強誰先放電（發生氧化還原反應）
離子放電順序陽極：陰離子還原性 S2->I->Br->Cl->OH->SO42-（含氧酸根）>F-
陰極：陽離子氧化性 Ag+>Fe3+>Cu2+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H+>Al3+>Mg2+>Na+
電子流向 e- e-
氧化反應 陽極 陰極 還原反應
反應原理：4OH--4e-=2H2O +O2 Cu2++2e-=Cu
電解質溶液
電解結果：在兩極上有新物質生成。
總反應：2CuSO4+2H2O 2Cu+2H2SO4+O2↑
粗銅板作陽極，與直流電源正極相連；
①、裝置 純銅作陰極，與直流電源負極相連；
用CuSO4 (加一定量H2SO4)作電解液。
陰極：Cu2++2e-=Cu
電解精煉銅 陽極：Cu-2e-=Cu2+、Zn-2e-=Zn2+
②、原理： Ni-2e-=Ni2+
陽極泥：含Ag、Au等貴重金屬；
電解液：溶液中CuSO4濃度基本不變
③、電解銅的特點：純度高、導電性好。
①、概念：利用電解原理在某些金屬的表面鍍上一薄層其它金屬或合金的過程。
將待鍍金屬與電源負極相連作陰極；
②、方法：鍍層金屬與電源正極相連作陽極；
電鍍： 用含鍍層金屬離子的電解質溶液配成電鍍液。
③、原理：陽極 Cu-2e-=Cu2+ ；Cu2++2e-=Cu
④、裝置：
⑤、電鍍工業：鍍件預處理→電鍍液添加劑→
裝置：（如圖）
現象 ①、陰極上有氣泡；②、陽極有刺激性氣體產，能使濕潤的淀粉KI變藍；
電解食鹽水 ③、陰極區附近溶液變紅，有堿生成
原理： 通電前： NaCl =Na++Cl- H2O H++OH-
陰極（Fe）:Na+,H+移向陰極；2H++2e-=H2↑(還原反應)
通電后：陽極（C）：Cl-、OH-移向陽極；2Cl--2e-=Cl2↑(氧化反應)
總反應：2NaCl +2H2O 2NaOH +Cl2↑+H2↑
陽極、陰極、離子交換膜、電解槽、導電銅棒等
①、組成：陽極：金屬鈦網（涂有釕氧化物）；陰極：碳鋼網（涂有Ni涂層）
陽離子交換膜：只允許陽離子通過，阻止陰離子和空氣通過；
②、裝置：
食鹽 濕氯氣 氯氣
離子交換膜③、生成流程： 淡鹽水 氫氣
法制燒堿： NaOH溶液 →NaOH固體
精制食鹽水 + — 純水（含少量NaOH）
粗鹽水（含泥沙、Cu2+、Mg2+、Ba2+、SO42-等）
陽離子交換樹脂：除Cu2+、Mg2+等
加BaCl2，Ba2++SO42-=BaSO4↓
④、粗鹽水精制： 加Na2CO3：Ca2++CO32-=CaCO3↓;Ba2++CO32-=BaCO3↓
加NaOH：Mg2++2OH-=Mg(OH)2↓；Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓
分散系——膠體
<10-9m 溶液
液溶膠 如：Fe(OH)3、AgI等膠體；
按分散劑 固溶膠： 煙水晶、有色玻璃等；
分散系 10-9m~10-7m 氣溶膠 如煙、云、霧等。
（膠體） 分子膠體：（高分子膠體）如蛋白質膠
按分散質體 淀粉膠體；
粒子膠體：如Fe(OH)3膠體，AgI膠體
>10-7m 濁液(懸濁液、乳濁液)
①、微粒特征：直徑在10-9m~10-7m，表面積大。
②、鑒別膠體的方法：丁達爾現象
③、凈化和精制：滲析
Fe(OH)3膠體：將1~2mlFeCl3飽和溶液滴入20ml沸水溶液
顯紅褐色 FeCl3+3H2O=Fe(OH)3(膠體)+3HCl
Ⅰ、將0.01mol·L-AgNO3溶液8~10逐滴滴加到10ml0.01mol/LKI溶液中邊滴加邊用力振蕩
④、膠體的制備： 。 Ⅱ、AgNO3+KI=AgI（膠體）+KNO3
AgI膠體 Ⅲ、說明：滴加順序不同AgI膠體帶電不同，本
法KI過量，AgI膠體吸附I-帶負電反之帶正電（Ag+）
硅酸膠體：將1ml水玻璃加到5~10ml 1mol/L鹽酸中邊滴加邊振蕩。Na2SiO3+2HCl=H2SiO3（膠體）+2NaCl
膠體 Ⅰ、丁達爾現象： 定義：光束通過膠體，形成光亮的“通路”的現象。
原因：膠粒對光的散射而形成的。
Ⅱ、布朗運動
ⅰ、在外電場作用下，膠體粒子在分散劑里向電極（陰或陰極）作定向移動現象。
⑤、膠體的性質：Ⅲ、電泳：ⅱ、原因：表面積大，吸附強，膠粒帶電。
ⅲ、吸附規律：
帶正電：金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體；
帶負電：非金屬氧化物、金屬硫化物膠體。
ⅳ、應用：除塵。
原因：使膠體粒子從分散劑中析出的過程。
Ⅳ、膠體的聚沉： 方法：加入帶相反電荷膠粒的膠體；加入電解質；加熱等。
①、土壤的保肥作用：土壤膠體一般帶負電，可吸附帶正電的肥料；
⑥、應用 ②、制豆腐的化學原理；
③、江河入海口處形成三角洲；
④、明礬凈水原理。
意義：在一定溫度下固體物質在液態溶劑里當溶解速率和結晶速率相等形成飽和溶
溶解平衡： 液的狀態（動態平衡）
表示 Mg(OH)2(S)? Mg2+(ag)+2OH-(ag)
注意：溶解方程式與電離方程式的不同點。
固體的溶解度=（溶劑）
大多數固體溶解度隨溫度的升高而增大，如KNO3；
影響因素溫度：只有少數物質的溶解度影響很小，如NaCl；溶解度 極少數物質的溶解度隨溫度升高而減小，如Ca(OH)2。
概念：在1.01×105Pa和一定溫度下，1體積水所溶解氣體的體積；
溶液 氣體 表示方法：非標況下氣體的體積換算成標況下的體積；
影響因素：氣體的溶解度隨溫度的升高而減小，隨壓強增大而增大。
溶質的質量分數=
物質的量濃度（mol·L-）=
結晶方法：蒸發溶劑結晶；蒸發后冷卻。
結晶水合物：含有結晶水的化合物。
風化：在室溫下結晶水合物失去一部分或全部結晶水的現象。
潮解：晶體在空氣中吸收水蒸氣，在其表面逐漸形成溶液的現象。
五、基礎知識網絡圖
第一部分：物質的組成、分類、性質和變化

第二部分：基本理論（物質結構、化學反應速率、化學平衡、電解質溶液）
離子晶體
原子晶體
分子晶體
構成晶體微粒
陰、陽離子
原子
分子
形成晶體作用力
離子鍵
共價鍵
范德華力
物理性質
熔沸點
較高
很高
低
硬度
硬而脆
大
小
導電性
不良
絕緣體(半導體)
不良
傳熱性
不良
不良
不良
延展性
不良
不良
不良
溶解性
易溶于極性溶劑
不溶于任何溶劑
相似相溶
典型實例
NaCl，KBr
單質：金剛石、SiC、Si、SiO2
單質：H2、O2
化合物：冰、干冰
原電池
電解池
能量轉換
（實質）
化學能→電能
（兩極分別發生氧化還原反應產生電流）
電能→化學能
（在電流作用下兩極分別發生氧化還原反應）
裝置特點
外電路無電源；兩極為活潑性不同
（或其中之一為能導電的非金屬）的金屬
外電路必須有直流電源；兩極材料均
能導電即可
電極名稱
負極（－）——較活潑
正極（＋）較不活潑
陰極——連接電源負極
陽極——連接電源正極
電子流向
負極（－）→正極（＋）
電源負極→陰極 電源正極→陽極
電極反應
負極：M－ne→Mn+活潑金屬失去電子
被氧化、被溶解、被腐蝕。
正極：2H+＋2e→H2↑(酸性電解質溶液)
或M n+＋ne→M（不活潑金屬的鹽溶液）
H2O＋O2＋4e→4OH-(中性、弱酸性
條件下的吸氧腐蝕)
陰極：2H+＋2e→H2↑或M n+＋ne→M
惰性電極（石墨或鉑）Rn-－ne→R
（例2Cl-—2e Cl2↑）
或4OH-—4e H2O＋O2↑
金屬電極做陽極，電極本身被氧化
M－ne→Mn+
第三部分：元素化合物轉化關系
第四部分：有機化學
四、典型無機物小結
有關水的反應小結
水在氧化還原反應中的作用
水作氧化劑: 水與鈉、其它堿金屬、鎂、等金屬在一定溫度下反應生成氫氣和相應堿 水與鐵在高溫下反應生成氫氣和鐵的氧化物（四氧化三鐵）
水與碳在高溫下反應生成“水煤氣”。 鋁與強堿溶液反應 *硅與強堿溶液反應
水作還原劑： 水與單質氟反應
水電解
水既不作氧化劑也不作還原劑： 水與氯氣反應生成次氯酸和鹽酸 水與過氧化鈉反應生成氫氧化鈉和氧氣 水與二氧化氮反應生成硝酸和一氧化氮
二。水參與的非氧化還原反應：
水合、水化： 水與二氧化硫、三氧化硫、二氧化碳、五氧化二磷等酸性氧化物化合成酸。（能 與二氧化硅化合嗎？）  水與氧化鈉、氧化鈣等堿性氧化物化合成堿。(氧化鋁、氧化鐵等與水化合嗎？)  氨的水合 無水硫酸銅水合 （變色，可檢驗液態有機物中是否含水）（喀斯特地貌的形成 ，氨堿法制純堿等與上述CO2水合，NH3水合有關；濃硫酸吸水，用硝酸鎂吸水濃縮稀硝酸等也與相關物質的水合有關；工業酒精用生石灰吸水以制無水酒精）  乙烯水化成乙醇 *乙炔水化制乙醛
水解:  乙酸乙酯水解
油脂水解(酸性水解或皂化反應) 水與電石反應制乙炔
名稱中帶“水”的物質
（一）與氫的同位素或氧的價態有關的“水”。 蒸餾水—H2O 重水—D2O 超重水—T2O 雙氧水—H2O2
（二）水溶液氨水—（含分子：NH3，H2O，NH3·H2O，含離子：NH4+，OH-，H+）氯水—（含分子：Cl2，H2O，HClO，含離子：H+，Cl-，ClO-，OH-）鹵水—常指海水曬鹽后的母液或粗鹽潮解所得溶液，含NaCl、MgCl2、NaBr等王水—濃硝酸和濃鹽酸的混合物（1：3）硬水—含有校多Ca2+，Mg2+的水軟水—不含或只含少量Ca2+、Mg2+的水生理鹽水—0.9%的NaCl溶液水玻璃—Na2SiO3溶液
（三）其它水銀--Hg 水晶--SiO2 水泥—2CaO·SiO2、 3CaO·SiO2、 3CaO·Al2O3鐵水—一般指熔融的生鐵，含Fe、C、Mn、Si、P等水煤氣—CO 、H2的混合氣生成氧氣的反應小結
（1）氯酸鉀熱分解（二氧化錳催化）（2）高錳酸鉀熱分解*（3）過氧化氫分解（二氧化錳催化）（4）電解水（5）氧化汞熱分解（6）濃硝酸分解（7）次氯酸分解（光）
（8）氟與水置換反應（9）過氧化鈉與水反應（10）過氧化鈉與二氧化碳反應*（11）光合作用 以上1~3適合實驗室制取氧氣，但一般所謂“實驗室制取氧氣”是指1、2兩 種方法。工業用氧氣主要來自分離液態空氣。
生成氫氣反應小結
（1） 鋅、鎂、鐵等金屬與非氧化性酸反應（2）鋁與氫氧化鈉溶液反應*（3）硅與氫氧化鈉溶液反應（4）鈉、鎂、鐵等金屬在一定的溫度下與水反應（5）鈉（鉀、鎂、鋁）與醇類反應
*（6）苯酚與鈉反應（7）焦碳與水高溫反應*（8）一氧化碳與水催化反應（9）碘化氫熱分解（10）硫化氫熱分解
（11）電解水（12）甲烷高溫分解
其中（1）、（2）適用于實驗室等少量氫氣的制取；（7）、（8）、（12）可用于工業制氫；（11）可能是未來清潔能源的來源。
氯氣的反應小結
氯氣與大多數金屬反應。（與鐵、銅等變價金屬反應時，生成高價氯化物）
氯氣與磷反應 3Cl2+2P==2PCl3 PCl3+Cl2==PCl5 (白色煙霧;哪種生成物制敵百蟲?)
氯氣與氫氣反應(純凈氫氣在氯氣中燃燒；混合氣爆炸； 鹵素的活潑程度比較)
氯氣與水反應(跟其它鹵素比較：氟的特殊性;溴,碘與水反應的程度)
氯氣與氫氧化鈉溶液反應(用氫氧化鈉溶液吸收殘余氯氣)
氯氣與氫氧化鈣反應 (制漂白粉)
氯氣與溴化鈉溶液反應
氯氣與碘化鉀溶液反應(鹵素相互置換的規律如何?氟置換其它鹵素有何特殊?)
氯氣與甲烷取代反應(條件?)
氯氣與乙烯的反應(反應類別?)(乙烯通入溴水使溴水褪色)
氯氣與苯的取代反應(條件?)
氯氣與氯化亞鐵溶液反應
*氯氣與硫化氫溶液反應(現象?)
*氯氣與二氧化硫溶液反應(溶液酸性變化?漂白作用的變化?)
氯氣的檢驗方法---淀粉碘化鉀試紙（單質碘的檢驗方法如何？）
氯化氫、鹽酸、鹵化物小結
濃鹽酸被二氧化錳氧化（實驗室制氯氣）
氯化鈉與濃硫酸反應（用于實驗室制氯化氫；溫度的影響；溴化氫及碘化氫制取的不同點）
鹽酸、氯化鈉等分別與硝酸銀溶液的反應（鹽酸及氯化物溶液的檢驗；溴化物、碘化物的檢驗）
鹽酸與堿反應
鹽酸與堿性氧化物反應
鹽酸與鋅等活潑金屬反應
鹽酸與弱酸鹽如碳酸鈉、硫化亞鐵反應
鹽酸與苯酚鈉溶液反應
稀鹽酸與漂白粉反應
氯化氫與乙烯加成反應
氯化氫與乙炔加成反應（制聚氯乙烯）
濃鹽酸與乙醇取代反應
漂白粉與空氣中的二氧化碳反應
HF，HCl，HBr，HI酸性的比較
HF對玻璃的特殊作用，如何保存氫氟酸？
溴化銀的感光性
用于人工降雨的物質有哪些？
氟化鈉在農業上有何用途？
氯水性質的多重性
氯水的多重性質
???（1）Cl2的強氧化性
（2）次氯酸的強氧化性???（3）次氯酸的不穩定性
（4）鹽酸的酸性，次氯酸的酸性
氯水反應時反應物的處理。
作氧化劑時，如果Cl2能發生反應則主要是Cl2反應，氯氣不能發生的反應則認為是次氯酸的作用。
（A）氯水與碘化鉀、溴化鈉、硫化鈉等溶液反應是Cl2反應
（B）氯水與氯化亞鐵反應是Cl2的反應
（C）氯水與SO2溶液反應是Cl2的作用
（D）氯水的漂白作用是次氯酸的作用。
氯水中加AgNO3是鹽酸的作用（即Cl-）的作用。
氯水與強堿（足量）反應時，鹽酸和次氯酸共同作用生成氯化物和次氯酸鹽
硫及其化合物的反應
硫單質的反應（非金屬性弱于鹵素、氧和氮）
硫與氧氣反應（只生成二氧化硫，不生成三氧化硫）
硫與氫氣反應（可逆反應）
硫與銅反應（生成+1價銅化合物，即硫化亞銅）
硫與鐵反應，（生成+2價鐵化合物，即硫化亞鐵）
硫與鈉、鋁等反應生成相應的硫化物
*硫與汞常溫反應，生成HgS（撒落后無法收集的汞珠應撒上硫粉，防止汞蒸氣中毒）
*硫與強堿溶液反應生成硫化物和亞硫酸鹽（試管上粘附的硫除了可用CS2洗滌以外，還可以用NaOH溶液來洗）
硫化氫的反應 （不穩定性、強還原性、酸性）
受熱分解
燃燒（充分燃燒與不充分燃燒產物不同）
與鹵素單質如Br2反應，硫被置換
*與醋酸鉛反應生成黑色醋酸鉛（可用醋酸鉛試紙或者硝酸鉛試紙檢驗硫化氫）
與硫酸銅或氯化銅反應生成黑色硫化銅沉淀（但不能與亞鐵鹽溶液發生類似反應）
與氯化鐵溶液反應，硫化氫可被氧化成單質硫
被濃硫酸氧化（通常氧化成單質硫）
被二氧化硫氧化
氫硫酸在空氣中被氧氣氧化而渾濁
（三）二氧化硫或亞硫酸的反應 (弱氧化性,強還原性,酸性氧化物)???1.氧化硫化氫
2.被氧氣氧化（工業制硫酸時用催化劑；空氣中的二氧化硫在某些懸浮塵埃和陽光作用
下被氧氣氧化成三氧化硫，并溶解于雨雪中成為酸性降水。）
3被鹵素氧化SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl 4。*被硝酸氧化
5．與水反應
6．與堿性氧化物反應
7．與堿反應
有漂白性 （與有機色質化合成無色物質，生成的無色物質不太穩定，受熱或時日一久便返色）
硫酸性質用途小結
強酸性 （1）與堿反應 （2）與堿性氧化物反應（除銹；制硫酸銅等鹽） （3）與弱酸鹽反應（制某些弱酸或酸式鹽如制磷酸，制過磷酸鈣） （4）與活潑金屬反應（制氫氣）
濃硫酸的吸水性 （作氣體干燥劑、硝酸濃縮時的吸水劑；）
濃硫酸的脫水性 （使木條、硬紙板等炭化；乙醇脫水制乙烯）
濃硫酸的強氧化性（1）使鐵、鋁等金屬純化；（2）與不活潑金屬銅反應（加熱）（3）與木炭反應（加熱）（4）制乙烯時使反應混合液變黑（5）不適宜用于實驗室制碘化氫或溴化氫，因其能氧化它們
高沸點（不揮發性）（制揮發性酸） A。制氯化氫氣體、氟化氫氣體（HCl和HF都易溶，用濃硫酸） B。制硝酸 （HNO3易溶，用濃硫酸） C。制硫化氫氣體（H2S溶解度不大，且濃硫酸能氧化H2S，故應用稀硫酸） D。制二氧化硫 （二氧化硫溶解度較大，用較濃的硫酸）實驗室制二氧化碳一般不用硫酸，因另一反應物通常用塊狀石灰石，反應生成的硫酸鈣溶解度小易裹在表面阻礙反應的進一步進行。
有機反應中常用作催化劑（1）乙醇脫水制乙烯（或制乙醚）（作催化劑兼作脫水劑，用多量濃硫酸）（2）苯的硝化反應（硫酸作催化劑也起吸水作用，用濃硫酸）（3）酯化反應（硫酸作催化劑和吸水劑，用濃硫酸）（4）酯水解（硫酸作催化劑，用稀硫酸）
具有漂白作用的物質
物質
原理
生成物穩定性
Cl2
氯水 （真正作用的都是次氯酸）
漂白粉
把色質氧化
穩定
O3
Na2O2
H2O2
SO2
與色質化合
不太穩定
碳的還原性
與氧氣反應（燃燒）
與石英砂高溫反應（工業應用：制硅單質）
與金屬氧化物反應如氧化銅、氧化鐵（冶煉鐵用焦炭，實際的還原劑主要是什么？）
被熱的濃硫酸氧化
被熱的濃硝酸氧化
高溫下被二氧化碳氧化。
*高溫下被水氧化生成水煤氣。
碳酸鹽小結
一些碳酸鹽的存在、俗稱或用途。 大理石、石灰石、白堊、方解石、蛋殼、貝殼、鐘乳石—CaCO3；
純堿、蘇打—Na2CO3； 小蘇打—NaHCO3 （可用于食品發泡，治療胃酸過多癥）  菱鎂礦—MgCO3（制MgO）； 菱鐵礦—FeCO3 ； 碳銨—NH4HCO3；（氮肥）
草木灰的主要成分—K2CO3；（鉀肥） 暫時硬水的成分—Ca(HCO3)2和Mg(HCO3)2 ； 鍋垢的主要成分—CaCO3和Mg(OH)2；  煉鐵的 “熔劑”—CaCO3 (煉鋼的造渣劑是生石灰) 制普通玻璃原料—石灰石、純堿、石英 ； 制水泥的原料—石灰石、粘土
2.碳酸的正鹽和酸式鹽 (1)相互轉化: 碳酸鈣和碳酸氫鈣的轉化 (實驗現象; 石灰巖洞和鐘乳石形成) 碳酸鈉和碳酸氫鈉的轉化 (碳酸鈉溶液跟鹽酸反應不如碳酸氫鈉劇
烈; 除去碳酸氫鈉溶液中的碳酸鈉雜質; 除去碳酸鈉中碳酸氫鈉雜質; 除去二
氧化碳中的氯化氫雜質為什么不用碳酸鈉溶液而用碳酸氫鈉溶液等問題)
(2)共同性質: 都能跟酸(比碳酸強的酸)反應生成二氧化碳氣體. (碳酸鹽的檢驗)
(3)穩定性比較: 正鹽比酸式鹽穩定 [穩定性: 酸<酸式鹽<正鹽,是一個比較普遍的現象
如HClO (碳酸氫鈉受熱的實驗現象; 碳酸氫鈣溶液受熱的實驗現象 )
(4)溶解性比較 堿金屬碳酸鹽: 酸式鹽的溶解性弱于正鹽. 如NaHCO3CaCO3
(5)碳酸氫鈉與碳酸鈉某些反應的異同
都有碳酸鹽的通性—-與鹽酸反應生成二氧化碳 (要注意熟悉反應時耗酸量及生成氣體量的各種情況下的比較.)
跟石灰水或氫氧化鋇溶液都生成白色沉淀
碳酸氫鈉能跟氫氧化鈉等堿反應而碳酸鈉不反應;
碳酸鈉跟氯化鈣或氯化鋇溶液易生成碳酸鹽沉淀,而碳酸氫鈉跟鹽類稀溶液不易生成沉淀.
鈉及其化合物的重要性質
(一)鈉的反應1. 鈉跟氧氣常溫下一般認為生成氧化鈉,加熱(燃燒)生成過氧化鈉. (鈉的保存)
2. 鈉跟硫能劇烈反應,甚至爆炸
3. 鈉跟水反應(現象?)
4．*鈉跟硫酸銅溶液反應（現象？）
5. 鈉跟乙醇反應(與跟水的反應比較;)
（有機物中的醇羥基、酚羥基、羧基都跟鈉反應生成氫氣。）
(二)氧化鈉和過氧化鈉
1. 都是固態物,顏色不同.氧化鈉是白色,過氧化鈉是淡黃色;2. 氧化鈉是典型的堿性氧化物,跟酸、酸性氧化物、水反應都符合堿性氧化物的通性；
3..過氧化鈉不屬于堿性氧化物。 過氧化鈉與水反應 過氧化鈉與二氧化碳反應 (用作供氧劑)
過氧化鈉有漂白作用（強氧化性）
(三)氫氧化鈉的性質
白色固體,易潮解,溶解放熱,強腐蝕性 （使用中注意安全）
強堿,具有堿的通性: 跟酸中和;跟酸性氧化物反應;跟某些鹽反應生成沉淀；跟銨鹽反應生成氨氣(實驗中制取氨氣用消石灰)
氫氧化鈉跟兩性氧化物（Al2O3）反應；跟兩性氫氧化物[Al(OH)3]反應
氫氧化鈉與金屬鋁反應生成氫氣和偏鋁酸鈉.
*氫氧化鈉跟單質硅反應生成氫氣和硅酸鈉
腐蝕玻璃、陶瓷等硅酸鹽制品，特別是熔融態的氫氧化鈉強腐蝕性。（保存中注意避免在有玻璃塞、玻璃活塞的容器中時間過長；制甲烷時加生石灰的作用；熔化氫氧化鈉的容器選擇等）
氫氧化鈉跟氯氣等非金屬單質反應 （用NaOH溶液吸收殘余氯氣）實驗室制得的溴苯有紅褐色，可用氫氧化鈉除去。*粘在試管上的硫可以用熱的氫氧化鈉溶液洗去。
氫氧化鈉跟無水醋酸鈉反應（制甲烷）
氫氧化鈉跟苯酚反應（用于苯酚與苯等有機物的分離）（醇沒有酸性，不與氫氧化鈉反應）
酯的堿性水解；油脂的皂化反應（制肥皂）
根據生成沉淀的現象作判斷幾例
加氫氧化鈉生成白色沉淀，繼續加氫氧化鈉沉淀不消失—可能是鎂鹽
加氫氧化鈉生成白色沉淀，繼續加，白色沉淀逐漸消失—常見為鋁鹽
加氫氧化鈉生成白色沉淀，沉淀迅速變灰綠色，最后變成紅褐色—亞鐵鹽
加鹽酸（或硫酸）生成白色沉淀，繼續加，沉淀逐漸消失—偏鋁酸鈉
加鹽酸，生成白色沉淀，繼續加，沉淀不消失—可能是硝酸銀或硅酸鈉或苯酚鈉
加氨水生成白色沉淀氫氧化銀（或黑褐色沉淀—氧化銀）繼續加，沉淀消失—硝酸銀（制銀氨溶液）
加氫氧化鈉生成紅褐色沉淀—鐵鹽；生成藍色沉淀—銅鹽
石灰水中通入氣體，能生成沉淀，繼續通時沉淀能逐漸消失，氣體可能是二氧化碳或二氧化硫。
通二氧化碳能生成白色沉淀，繼續通，沉淀能逐漸消失的溶液：石灰水，漂白粉溶液，氫氧化鋇溶液；繼續通二氧化碳時沉淀不消失的有硅酸鈉溶液，苯酚鈉溶液，飽和碳酸鈉溶液。
既跟酸反應又跟堿反應的物質小結
金屬鋁
兩性氧化物(氧化鋁,氧化鋅)
兩性氫氧化物(氫氧化鋁)
弱酸的酸式鹽(如NaHCO3)
弱酸弱堿鹽(如(NH4)2S; NH4HCO3等)
*氨基酸
有一些物質與特定酸堿反應如AgNO3與鹽酸、強堿反應。
鐵及其化合物的性質
（一）鐵的反應
鐵絲在純氧中燃燒生成四氧化三鐵(現象?)
紅熱的鐵絲在氯氣中反應生成氯化鐵(三價鐵)
鐵粉與硫粉混合加熱時反應生成硫化亞鐵
鐵與非氧化性酸(鹽酸、稀硫酸、醋酸等)反應生成氫氣和亞鐵鹽
鐵與濃硫酸或濃硝酸作用發生“鈍化”現象
鐵與過量稀硝酸反應生成一氧化氮和硝酸鐵（三價），鐵與不足量稀硝酸反應可能生成一氧化氮和硝酸亞鐵
紅熱的鐵與水蒸氣反應生成四氧化三鐵和氫氣
鐵從硫酸銅等鹽溶液中置換出金屬（條件？）
鐵與三價鐵離子反應
（二）鐵的氧化物
1）種類：氧化亞鐵，黑色，不穩定；氧化鐵，紅色（紅色顏料--鐵紅）；四氧化三鐵，黑色（磁性氧化鐵）（價態？）
2）跟鹽酸反應，生成氯化物，鐵的價態不變；跟硝酸反應，二價鐵可被氧化。
3）跟CO高溫反應，鐵被還原（煉鐵）
（三）鐵的鹽類
Fe2+淺綠色；Fe3+棕黃色
Fe2+還原性，被氯氣、硝酸等氧化成Fe3+
Fe3+氧化性，一般被還原成Fe2+Fe3+與Fe反應*Fe3+與Cu反應Fe3+跟H2S溶液反應生成渾濁
亞鐵鹽溶液中加入堿溶液生成白色沉淀，迅速變成灰綠色，最后變成紅褐色；三價鐵鹽溶液中加入堿溶液，生成紅褐色沉淀
三價鐵鹽溶液中滴加KSCN或NH4SCN，溶液變血紅色（檢驗Fe3+）二價鐵鹽溶液滴加KSCN溶液不變紅色，如果再加氯水，變紅色（檢驗Fe2+）
三價鐵鹽與酚類作用顯示紫色
苯與鹵素（Cl2，Br2）反應時加鐵屑催化，實質是鐵鹽起催化作用
金屬冶煉方法
還原劑法。用適當的還原劑把金屬從化合物中還原出來。適用于中等活潑的金屬的冶煉如：用CO還原Fe， 用H2還原W 用Al還原Cr （鋁熱法）
電解法。適用于很活潑的金屬的冶煉。如 電解熔融氯化鈉冶煉金屬鈉 電解氯化鎂冶煉金屬鎂 電解氧化鋁冶煉金屬鋁
加熱法。適用于某些不活潑金屬，如加熱氧化汞生成金屬汞
黃金等不活潑金屬以單質存在于自然界，可用某些物理方法（淘金）或化學方法使其與雜質分離提取。
置換反應的幾種類型
較活潑金屬從鹽溶液中置換較不活潑的另一種金屬（金屬活動順序） 如：鋅置換銅；銅置換銀（鈉、鉀等極活潑的金屬不能從鹽溶液中置換其它金屬）
較活潑的非金屬從鹽溶液或氫化物溶液中置換較不活潑的另一種非金屬如：氯氣置換溴、碘、硫；溴置換碘、硫；碘置換硫；氧氣置換硫；氟氣從水中置換出氧氣；（氟氣不能從溶液中置換出其它鹵素單質）
金屬從酸（非氧化性酸）溶液中置換出氫（“氫前”金屬）金屬從水中置換出氫（“氫前”金屬，溫度條件）金屬從醇或酚中置換出氫（很活潑的金屬如鈉、鉀、鎂等）
金屬與氧化物或鹽的高溫“干態”置換。如：2Al+Fe2O3=2Fe+Al2O3（還有其它的鋁熱劑反應） 2Mg+CO2=C+2MgO
非金屬與其它化合物的“干態”置換如：氫氣與氧化銅或氧化鐵的反應 硫化氫的不完全燃燒 木炭還原氧化銅 煉鋼爐中C+FeO Fe+CO↑ Si+2FeO SiO2+2Fe. 制單質硅 SiO2+2C Si+2CO↑.
因反應條件不同而生成不同產物舉例
（一）反應物相對量大小影響產物舉例：
多元堿與酸或多元酸與堿反應因相對量的多少有生成酸式鹽、正鹽、堿式鹽的不同
磷與氯氣反應,因量的比例不同而分別得三氯化磷或五氯化磷
硫化氫燃燒因反應物量的比例不同而分別得硫單質或二氧化硫
氫氧化鈣跟二氧化碳反應,因反應物量的比例不同而得碳酸鈣沉淀或碳酸氫鈣溶液
碳燃燒因氧氣充足與否而生成一氧化碳或二氧化碳
鐵與稀硝酸反應因鐵的過量或不足生成二價鐵鹽或三價鐵鹽
鋁鹽與氫氧化鈉反應據量的不同而生成氫氧化鋁或偏鋁酸鈉
偏鋁酸鈉與鹽酸反應,據量的不同而可生成氫氧化鋁或氯化鋁溶液
硝酸銀溶液與氨水反應,因氨水的不足或過量而生成氧化銀沉淀或銀氨溶液
碳酸鈉跟鹽酸反應,因滴加的鹽酸稀而少或過量,有生成碳酸氫鈉或二氧化碳的不同以上7、8、9、10四條都是溶液間反應,因而有 “滴加順序不同,現象不同”的實驗效果,常用于 “不用其它試劑加以鑒別”的題解.
（二）溫度不同產物不同舉例：
鈉與氧氣反應因溫度不同而產物不同(氧化鈉或過氧化鈉)
氯化鈉與濃硫酸反應除生成氯化氫外，溫度不同會生成不同的鹽 (微熱時為硫酸氫鈉,強熱時為硫酸鈉)
乙醇與濃硫酸共熱，140度生成物主要為乙醚，170度主要為乙烯。
（三）濃度不同產物不同舉例：
硝酸與銅反應，因硝酸的濃度不同而還原產物不同（濃硝酸還原成NO2， 稀硝酸還原成NO）
（四）催化劑不同反應不同舉例
15）甲苯與氯氣反應，鐵催化時取代反應發生在苯環上，光照時取代反應發生在甲基上。
（五）溶劑不同反應不同舉例
16）*鹵代烴與氫氧化鈉的水溶液共熱發生取代反應（水解反應）；與氫氧化鈉的醇溶液共熱，發生消去反應。
燃燒及火焰的顏色
（一）燃燒的一般條件 1.溫度達到該可燃物的著火點
2.有強氧化劑如氧氣、氯氣、高錳酸鉀等存在 3.(爆炸物一般自身具備氧化性條件,如硝化甘油、三硝基甲苯、火藥等，只要達到溫度條件，可以在封閉狀態下急速燃燒而爆炸)
（二）鎂在哪些氣體中可以燃燒？1鎂在空氣或氧氣中燃燒
鎂在氯氣中燃燒
鎂在氮氣中燃燒
鎂在二氧化碳中燃燒
（三）火焰的顏色及生成物表現的現象
氫氣在空氣中燃燒—-淡藍色火焰
氫氣在氯氣中燃燒---蒼白色火焰，瓶口有白霧。
甲烷在空氣中燃燒---淡藍色火焰
酒精在空氣中燃燒---淡藍色火焰
硫在空氣中燃燒---微弱的淡藍色火焰，生成強烈剌激性氣味的氣體。
硫在純氧中燃燒---明亮的藍紫色火焰，生成強烈剌激性氣味的氣體
硫化氫在空氣中燃燒---淡藍色火焰，生成強烈剌激性氣味的氣體。
一氧化碳在空氣中燃燒---藍色火焰
磷在空氣中燃燒，白色火焰，有濃厚的白煙
乙烯在空氣中燃燒，火焰明亮，有黑煙
乙炔在空氣中燃燒，火焰很亮，有濃厚黑煙
鎂在空氣中燃燒，發出耀眼白光
鈉在空氣中燃燒，火焰黃色
鐵在氧氣中燃燒，火星四射，（沒有火焰）生成的四氧化三鐵熔融而滴下。
（三）焰色反應
鈉或鈉的化合物在無色火焰上灼燒，火焰染上黃色
鉀或鉀的化合物焰色反應為紫色（要隔著藍色玻璃觀察）
一些物質的成分
1．漂白粉（有效成分Ca（ClO）2, 非有效成分CaCl2） 2.黃鐵礦 FeS2 3.芒硝 Na2SO4?10H2O) 4 .黑火藥C, KNO3, S 5. 過磷酸鈣Ca(H2PO4)2和CaSO4 6 .明礬KAl(SO4)2 ?12H2O; 7. 綠礬FeSO4 ?7H2O 8 藍礬(膽礬)CuSO4?5H2O 9. 皓礬ZnSO4?7H2O 10. 重晶石BaSO4 11 .蘇打Na2CO3 12 小蘇打NaHCO3 13石灰CaO 14熟石灰Ca(OH)2 15.石灰石,大理石,白堊CaCO3 16王水(濃硝酸濃鹽酸3∶1) 17.石膏CaSO4?2H2O 熟石膏2CaSO4?H2O 18.石英.水晶,硅藻土SiO2 19.菱鎂礦MgCO3 20.菱鐵礦FeCO3 21.光鹵石KCl?MgCl2?6H2O 22.剛玉,藍寶石,紅寶石Al2O3 23.鍋垢CaCO3和Mg(OH)2 24.鐵紅,赤鐵礦Fe2O3 25.磁性氧化鐵,磁鐵礦Fe3O4 26.鉛筆芯材料—粘土和石墨 27. 煤—有機物和無機物組成的復雜混合物 28焦炭—含少量雜質的單質碳 29.石油—主要由烷烴,環烷烴,芳香烴組成的復雜混合物 30脈石SiO2 31.高爐煤氣CO,CO2,N2, 32. 煉鋼棕色煙氣Fe2O3,CO 33. 沼氣,天然氣CH4 34.焦爐氣H2,CH4,少量CO,CO2,C2H4,N2 35.裂解氣—乙烯,丙烯,丁二烯還有甲烷,乙烷等 36堿石灰CaO,NaOH 37氯仿CHCl3 38.天然橡膠—聚異戊二烯 39.電石氣C2H2 40.汽油C5~C11的烴 41.分子篩—鋁硅酸鹽 42煤焦油—含大量芳香族化合物 43.木精CH3OH 44甘油—丙三醇 45.石炭酸—苯酚 46蟻醛—甲醛 47.福爾馬林--甲醛溶液 .48.肥皂—高級脂肪酸的鈉鹽
某些物質的用途
N2:合成氨,填充燈泡(與氬氣),保存糧食
稀有氣體—保護氣,霓虹燈,激光
H2探空氣球,氫氧焰,冶金,合成氨,高能無害燃料;
CO2滅火劑,制純堿,制尿素,人工降雨(干冰)
C. 金剛石:制鉆頭 石墨:制電極,坩堝,鉛筆芯,高溫潤滑劑木炭制黑火藥; 焦炭冶金; 炭黑制油黑、顏料、橡膠耐磨添加劑
CaCO3：建筑石料，混凝土，煉鐵熔劑，制水泥，制玻璃，制石灰
Cl2：自來水消毒，制鹽酸，制漂白粉，制氯仿
HF：雕刻玻璃，提煉鈾，制氟化鈉農藥
AgBr：感光材料；AgI：人工降雨；NaF：殺滅地下害蟲
S：制硫酸，硫化橡膠，制黑火藥，制農藥石硫合劑，制硫磺軟膏治療皮膚病
P：白磷制高純度磷酸，紅磷制農藥，制火柴，制煙幕彈
Si：制合金，制半導體。
SiO2：制光導纖維，石英玻璃，普通玻璃
Mg、Al制合金，鋁導線，鋁熱劑
MgO、Al2O3：耐火材料，Al2O3用于制金屬鋁
明礬：凈水劑；
CuSO4：制波爾多液； PCl3：制敵百蟲
漂白劑：氯氣、漂白粉（實質是HClO）； SO2（或H2SO3）；Na2O2；H2O2；O3
消毒殺菌：氯氣，漂白粉（水消毒）；高錳酸鉀（稀溶液皮膚消毒），酒精（皮膚，75%）碘酒；苯酚（粗品用于環境消毒，制洗劑，軟膏用于皮膚消）；甲醛（福爾馬林環境消毒）
石膏：醫療繃帶，水泥硬化速度調節
皓礬：醫療收斂劑，木材防腐劑，媒染劑，制顏料；
BaSO4：制其它鋇鹽；醫療“鋇餐”
制半導體：硒，硅，鍺Ge，鎵Ga
K、Na合金，原子能反應堆導熱劑；鋰制熱核材料，銣、銫制光電管
芒硝：醫療緩瀉劑； 小蘇打，治療胃酸過多癥
磷酸鈣：工業制磷酸，制過磷酸鈣等磷肥；
水玻璃：礦物膠用于建筑粘合劑，耐火材料
MgCl2制金屬鎂（電解），Al2O3制金屬鋁（電解），NaCl制金屬鈉（電解）
果實催熟劑—乙烯，
氣焊、氣割有氧炔焰，氫氧焰
乙二醇用于內燃機抗凍
甘油用于制硝化甘油，溶劑，潤滑油
硝酸綜述
（一）概述
1．硝酸是強酸，具有酸的通性；
2．濃、稀硝酸都有強的氧化性，濃度越大，氧化性越強。
3．硝酸屬于揮發性酸，濃度越大，揮發性越強（98%以上為發煙硝酸），
4．硝酸不太穩定，光照或受熱時會分解（長期放置時變黃色的原因）；
5．硝酸有強烈的腐蝕性，不但腐蝕肌膚，也腐蝕橡膠等，（保管注意事項？）
6．實驗室制硝酸可用濃硫酸與硝酸鹽（NaNO3）反應；
工業制硝酸用氨的催化氧化法。
7．硝酸可與大多數金屬反應，通常生成硝酸鹽。
8．濃硝酸可氧化硫、磷、碳等非金屬成高價的酸或相應的氧化物，本身還原為二氧化氮。
9．硝酸（混以濃硫酸）與苯的硝化反應 硝酸（混以濃硫酸）與甲苯的硝化反應（制TNT）
10．硝酸與乙醇的酯化反應。
*與甘油的酯化反應
（二）硝酸與金屬反應的“特殊性”及規律
1．濃硝酸與鐵、鋁的鈍化現象（原因及應用）（表現了濃硝酸的什么性質？）
2．濃、稀硝酸與活潑金屬反應都不生成氫氣（原因？）
3．濃、稀硝酸能與銅、銀等不活潑金屬反應（表現了硝酸的什么性質？試管中粘附的銅或銀用什么來洗？）
4．與金屬反應時硝酸的主要還原產物：
與銅、銀等不活潑金屬反應，濃硝酸生成NO2，而稀硝酸生成NO
*與鋅、鎂等活潑金屬反應，還原產物比較復雜，其價態隨金屬活潑性增強和酸的濃度降低而降低，最低可得NH4+。
5．稀硝酸與鐵反應，如果硝酸過量，生成三價鐵鹽，如果鐵過量，生成二價鐵鹽。

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