高考化學復習筆記
高考化學復習筆記
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高考化學復習筆記：基本概念與基本理論
(一) 物質的組成
1、 分子和由分子構成的物質
?、欧肿邮菢嫵晌镔|的一種能獨立存在的微粒，它保持著這種物質的化學性質
分子有一定的大小和質量;分子間有一定距離;分子在不停地運動著(物理變化是分子運動狀態(tài)改變的結果);分子間有分子間作用(范德華力)。
?、朴煞肿訕嫵傻奈镔|(在固態(tài)時為分子晶體)。
一些非金屬單質(如H2、O2、Cl2、S、惰性氣體等);氣態(tài)氫化物;酸酐(SiO2除外);酸類和大多數(shù)有機物等。
2、 原子和由原子構成的物質
⑴原子是參加化學變化的最小微粒?；瘜W反應的實質是原子的拆分和化合，是原子運動形態(tài)的變化
原子有一定的種類、大小和質量;由原子構成的物質中原子間也有一定間隔;原子不停地運動著;原子間有一定的作用力。
?、朴稍訕嫵傻奈镔|(固態(tài)時為原子晶體)。
金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅(SiC)等。
3、 離子和由離子構成的物質
⑴離子是帶有電荷的原子或原子團。帶正電荷的陽離子如Na+、Fe3+、H3O+、NH4+、
[Ag(NH3)2]+等;帶負電荷的陰離子如Cl-、S2-、OH-、SO42-、[Fe(CN)6]3- 等。
?、朴呻x子構成的物質(固態(tài)時為離子晶體)。
絕大多數(shù)鹽類(AlCl3等除外);強堿類和低價金屬氧化物等是由陽離子和陰離子構成的化合物。
【注意】離子和原子的區(qū)別和聯(lián)系：離子和原子在結構(電子排布、電性、半徑)和性質(顏色，對某物質的不同反應情況，氧化性或還原性等)上均不相同。
陽離子 原子 陰離子(簡單陽、陰離子)
(二) 物質的分類
1、 元素
⑴元素是具有相同核電荷數(shù)(即質子數(shù))的同一類原子的總稱(元素的種類是由核電荷數(shù)或質子數(shù)決定的)。
人們把具有一定數(shù)目的質子和一定數(shù)目的中子的一種原子叫做核素，同一元素的不同核素之間互稱為同位素。
?、圃卮嬖跔顟B(tài)
?、?游離態(tài)--在單質中的元素
由同種元素形成的不同單質--同素異形體，常有下列三種形成方式：
組成分子的原子個數(shù)不同：如O2、O3;白磷(P4)和紅磷等
晶體晶格的原子排列方式不同：如金剛石和石墨
晶體晶格的分子排列方式不同：如正交硫和單斜硫
?、?化合態(tài)的元素--在化合物中的元素
【注意】元素和原子的區(qū)別，可從概念、含義、應用范圍等方面加以區(qū)別。
(三) 物質的性質和變化
物理變化和化學變化的比較比較物理變化
化學變化概念沒有生成其他物質的變化
生成了其他物質的變化實質只是分子(原子或離子)間距離變化(聚集狀態(tài))，分子組成、性質不變--分子種類不變
分子種類變化，原子重新組合，但原子種類、數(shù)目不變
伴隨現(xiàn)象
物質形狀、狀態(tài)改變
放熱、發(fā)光、變色、放出氣體、生成沉淀等范圍蒸發(fā)、冷凝、熔化、液化、汽化、升華、變形等
分解、化合、置換、復分解、燃燒、風化、脫水、氧化、還原等區(qū)別無新物質生成
有新物質生成
相互關系
化學變化中同時發(fā)生物理變化、物理變化中不一定有化學變化
與性質的關系
物質的性質決定物質的變化，物質的變化反映物質的性質
(四) 氧化還原反應
1、氧化還原反應的特征：元素化合價有無升降，這是判斷是否是氧化還原反應的依據(jù)。
2、氧化還原反應各概念間的關系
可用以下兩條線掌握概念
升失 還還氧氧
元素化合 原子失去 物質是 還原劑具 元素被 還原劑的產物
價升高 電子 還原劑 有還原性 氧化 是氧化產物
降得 氧氧還還
元素化合 原子得到 物質是 氧化劑具 元素被 氧化劑的產物
價降低 電子 氧化劑 有氧化性 還原 是還原產物
3、物質有無氧化性或還原性及其強弱的判斷
⑴物質有無氧化性或還原性的判斷
元素為最高價態(tài)時，只具有氧化性，如Fe3+、H2SO4分子中+6價硫元素;元素為最低價態(tài)只具有還原性，如Fe、S2-等;元素處于中間價態(tài)既有氧化性又具有還原性，如Fe2+、SO2、S等。
?、莆镔|氧化性或還原性相對強弱的判斷
?、?由元素的金屬性或非金屬性比較
金屬陽離子的氧化性隨單質還原性的增強而減弱，如下列四種陽離子的氧化性由強到弱的順序是：Ag+>Cu2+>Al3+>K+。
非金屬陰離子的還原性隨單質氧化性的增強而減弱，如下列四種鹵素離子還原性由強到弱的順序是：I->Br->Cl->F-。
?、?由反應條件的難易比較
不同氧化劑與同一還原劑反應，反應條件越易，氧化性越強。如F2和H2混合在暗處就能劇烈化合而爆炸，而I2與H2需在不斷加熱的情況下才能緩慢化合，因而F2的氧化性比I2強。
不同還原劑與同一氧化劑反應，反應條件越易，還原性越強，如有兩種金屬M和N均能與水反應，M在常溫下能與水反應產生氫氣，而N需在高溫下才能與水蒸氣反應，由此判斷M的還原性比N強。
?、塾裳趸€原反應方向比較
還原劑A+氧化劑B氧化產物a+還原產物b，則：
氧化性：B>a 還原性：A>b
如：由2Fe2++Br2=== 2Fe3++2Br-
可知氧化性：Br2>Fe3+;還原性：Fe2+>Br-
?、墚敳煌倪€原劑與同一氧化劑反應時，可根據(jù)氧化劑被還原的程度不同來判斷還原劑還原性的強弱。一般規(guī)律是氧化劑被還原的程度越大，還原劑的還原性越強。同理當不同氧化劑與同一還原劑反應時，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強。如氯氣、硫兩種氧化劑分別與同一還原劑鐵起反應，氯氣可把鐵氧化為FeCl3，而硫只能把鐵氧化為FeS，由此說明氯氣的氧化性比硫強。
【注意】還原性的強弱是指物質失電子能力的強弱，與失電子數(shù)目無關。如Na的還原性強于Al，而NaNa+，AlAl3+，Al失電子數(shù)比Na多。
同理，氧化性的強弱是指物質得電子能力的強弱，與得電子數(shù)目無關。如氧化性F2>O2，則F22F-，O22O2-，O2得電子數(shù)比F2多。
4、 氧化還原方程式配平
原理：氧化劑所含元素的化合價降低(或得電子)的數(shù)值與還原劑所含元素的化合價升高(或失電子)的數(shù)值相等。
步驟Ⅰ：寫出反應物和生成物的分子式，并列出發(fā)生氧化還原反應元素的化合價(簡稱標價態(tài))
步驟Ⅱ：分別列出元素化合價升高數(shù)值(或失電子數(shù))與元素化合價降低數(shù)值(或得電子數(shù))。(簡稱定得失)
步驟Ⅲ：求化合價升降值(或得失電子數(shù)目)的最小公倍數(shù)。配平氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的系數(shù)。
步驟Ⅳ：用觀察法配平其他物質的系數(shù)。
(五) 離子反應
1、離子反應發(fā)生條件
離子反應發(fā)生條件(即為離子在溶液中不能大量共存的原因)：
?、烹x子間發(fā)生復分解反應
① 有沉淀生成。不溶于水的化合物可依據(jù)書后物質的溶解性表判斷，還有以下物質不溶于水：CaF2、CaC2O4(草酸鈣)等。
?、?有氣體生成。如CO32-+2H+ === CO2↑+H2O
?、?有弱電解質生成。如弱堿 NH3·H2O;弱酸 HF、HClO、H2S、H3PO4等;還有水、(CH3COO)2Pb、[Ag(NH3)2]+、[Fe(SCN)]2+等難電離的物質生成。
⑵離子間發(fā)生氧化還原反應：
如：Fe3+與I-在溶液中不能共存，2 Fe3++2I- === 2Fe2++I2
S2-、SO32-、H+ 三種離子在溶液中不能共存，2 S2-+SO32-+6H+ === 3S↓+3H2O等
2、 書寫離子方程式應注意的問題
?、?沒有自由移動離子參加的反應，不能寫離子方程式。
如：Cu+H2SO4(濃);NH4Cl(固)+Ca(OH)2;C+H2SO4(濃)反應;NaCl(固)+H2SO4(濃)，均因無自由移動離子參加反應，故不可寫離子方程式。
?、谟须x子生成的反應可以寫離子方程式，如鈉和水、銅和濃硫酸、SO2通入溴水里、碳酸鈣溶于乙酸等。
?、蹎钨|、氧化物在離子方程式中一律寫成化學式。
如：SO2和NaOH溶液反應：SO2 +2OH- === SO32-+H2O或 SO2+OH-=== HSO3-
④酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆開寫。如NaHCO3溶液和稀鹽酸反應：
HCO3-+H+ === H2O+CO2↑
⑤操作順序或反應物相對量不同時離子方程式不同。例如 Ca(OH)2中通入少量CO2，離子方程式為：Ca2++2OH-+CO2=== CaCO3↓+H2O;Ca(OH)2中通入過量CO2，離子方程式為：OH-+CO2=== HCO3-。
⑥對于生成物是易溶于水的氣體，要特別注意反應條件。
如NaOH溶液和NH4Cl溶液的反應，當濃度不大，又不加熱時，離子方程式為：
NH4++OH-=== NH3· H2O;當為濃溶液，又加熱時離子方程式為：NH4++OH- NH3↑+H2O
⑦對微溶物(通常指CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4、MgCO3等)要根據(jù)實際情況來判斷。
當反應里有微溶物處于溶液狀態(tài)時，應寫成離子，如鹽酸加入澄清石灰水：H++OH-
=== H2O;當反應里有微溶物處于濁液或固態(tài)時，應寫化學式，如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca(OH)2+CO32- === CaCO3+2OH-;在生成物中有微溶物析出時，微溶物用化學式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag++SO42-=== Ag2SO4↓。對于中強酸(H3PO4、H2SO3等)在離子方程式中寫化學式。
?、嗑哂袕娧趸缘奈⒘Ｅc強還原性微粒相遇時，首先要考慮氧化--還原反應，不能只簡單地考慮復分解反應。
3、 離子在溶液中不能大量共存幾種情況
?、臜+與所有弱酸陰離子和OH-不能大量共存，因生成弱電解質(弱酸)和水。
?、芆H-與所有弱堿陽離子、H+、弱酸的酸式酸根離子不能大量共存，因生成弱堿、弱酸鹽和水。
⑶能發(fā)生復分解反應生成弱電解質、沉淀和氣體者不能大量共存。
?、饶馨l(fā)生氧化還原反應的離子不能大量共存，如Fe3+、與S2-，F(xiàn)e2+與NO3-(H+)，S2-與SO32-(H+)等。
?、赡承┤跛岣c弱堿根不能大量共存，如S2-、HCO3-、AlO2-、CO32-與Fe3+、Al3+等不共存。
?、拾l(fā)生絡合反應的離子不能大量共存，如 Fe3+與SCN-、Ag+與NH3· H2O。
⑺Al3+與AlO2-、NH4+與AlO2-、NH4+與SiO32-不能大量共存。
?、套⒁庥猩x子(有時作為試題附加條件)：Cu2+(藍色)、Fe3+(棕黃色)、MnO4-(紫色)、Fe(SCN)2+(紅色)等。
(六) 化學反應中的能量變化
1、熱化學方程式
⑴概念：表明反應所放出或吸收熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式。
?、茣鴮憻峄瘜W方程式時注意事項。
?、佟鱄寫在方程式右邊或下邊，兩者之間用";"隔開，放出熱量△H為"-"，吸收熱量△H為"+"。
②要注明反應物和生成物的狀態(tài)。固體用符號符號"s"表示、液體用符號"l"表示，氣體用符號"g"表示。
?、蹮峄瘜W方程各物質前的化學計量數(shù)表示物質的量的多少，因此，它可以是整數(shù)，也可以是分數(shù)。對于相同物質的反應，當化學計量數(shù)不同時，△H也不同。
2、反應熱的有關計算
?、欧磻獰?物質的量×1mol物質反應吸收或放出的熱
?、品磻獰?反應物的總鍵能-生成物的總鍵能
?、歉鶕?jù)蓋斯定律：如果一個反應可以分幾步進行，各分步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱相同。
⑷某種物質的狀態(tài)或晶型不同會引起反應熱的差異，根據(jù)蓋斯定律，可將熱化學方程式進行"加減"后，根據(jù)反應過程的反應熱比較其大小。
?、晌镔|的量不同引起的反應熱差異，可根據(jù)反應熱的物質的量之間的正比例關系比較。
(七) 物質的量
1、物質的量及其單位--摩爾(mol)
?、盼镔|的量是七個基本的物理量之一。它的物理意義是含一定數(shù)目粒子的集體，符號為n。
物質的量的單位為摩爾，簡稱摩，符號為mol。物質的量和摩爾的關系正如時間和秒、長度和米、電流和安培的關系，不能混用。
?、剖褂梦镔|的量及其單位時的注意事項
①"物質的量"四個字是一個整體，不能拆開，如"時間"拆開表明的意義也就變了。寫成"物質的質量"、"物質量"、"物質的數(shù)量"也都不對。不能理解為物質的數(shù)量或質量。
?、谀柺怯脕肀硎疚⒂^粒子(原子、分子、離子、質子、中子、電子等)或它們特定組合的物質的量的單位，它不能用來表示宏觀物體，如不能說1mol 蘋果等。
?、凼褂媚枙r，應注明粒子的化學式，而不能用該粒子的中文名稱。目的是避免指代不清引起混淆。例如：使用1mol氧就會含義不清，究竟是指1mol O還是 1mol O2呢?
2、阿伏加德羅定律及其重要推論
?、艣Q定物質體積大小的因素(1mol)
1摩固體、液體體積不同，因為固體、液體里分子、原子、離子間距離小，其體積主要決定于構成物質的這些微粒的直徑大小，而不同的分子、原子、離子的直徑大小不同，因而所占體積不同。
氣體分子間距離較大，氣體體積主要取決于分子間的平均距離，而這平均距離又主要取決于氣體的壓強與溫度，因此當溫度、壓強相同時，氣體分子間平均距離大致相同，其所占體積相同。
⑵阿伏加德羅定律：在相同溫度、壓強下，同體積的氣體中含有相同分子數(shù)
定義中的"四個同"，如有"三個同"成立，第四個"同"才能成立。
3、阿伏加德羅定律推論：
同溫、同壓：
同溫、同體積：
同溫、同壓、等質量：
同溫、同壓、同體積：
(八) 溶液和膠體膠體⑴定義
分散質微粒的直徑大小在10-9～10-7 m之間的分散系叫膠體。
⑵膠體的類型
氣溶膠：煙、云、霧。
液溶膠：AgI水溶膠、Fe(OH)3等。
固溶膠：煙水晶、有色玻璃等。⑶滲析 因膠體粒子不能透過半透膜，所以把混有離子或分子雜質的膠體裝入半透膜的袋里，并把此袋放在溶劑中，從而使離子或分子從膠體溶液里分離的操作叫做滲析，常用于精制某些膠體。
?、饶z體的制備方法
?、傥锢矸稚⒎ǎ喊央y溶于水的物質顆粒分散成1nm～100nm的膠粒溶于水，如研磨分散法。
?、诨瘜W凝聚法：通過復分解反應使產物分子逐步凝聚為膠體。
如：AgNO3 +KI ===AgI(膠體)+KNO3
FeCl3+3H2OFe(OH)3(膠體)+3HCl 等等
?、赡z體的性質
?、俣∵_爾效應：讓光線透過膠體時由于膠體微粒對光線有散射作用，所以從入射光的垂直方向(或從側面)可以看到一道光的"通路"，此現(xiàn)象叫丁達爾現(xiàn)象。溶液無此現(xiàn)象，用此法可鑒別膠體和溶液。
②布朗運動：在膠體里由于分散劑分子從各個方向撞擊膠體微粒而形成的不停的、無秩序的運動叫布朗運動。
③電泳：在外加電場的作用下膠體里的微粒在分散劑里向陰極或陽極做定向移動的現(xiàn)象叫做電泳。電泳證明了膠粒帶電荷，常用于分離膠粒或提純膠體。
④聚沉：在一定條件下，使膠粒聚集成較大的顆粒形成沉淀，從分散劑里析出的過程叫膠體聚沉，其方法有：a、加熱;b、加入強電解質溶液;c、加入帶相反電荷的另一種膠體。
?、誓z體微粒所帶的電荷
膠體表面積大，具有很強的吸附作用，可吸附膠體中的陰離子或陽離子而帶電。一般來說，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠粒吸附陽離子，膠體微粒帶正電荷;非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體微粒吸附陰離子，膠體微粒帶負電荷。同一溶膠微粒帶有同種電荷具有靜電斥力，這是膠體穩(wěn)定的主要原因，布朗運動是膠體較穩(wěn)定的次要原因。
⑺幾點說明
?、倌z體的電荷是指膠體中膠體微粒帶有的電荷，而不是膠體帶電荷，整個膠體是電中性的。
?、诜肿幽z體微粒大都不帶電，如淀粉溶液。
?、蹠鴮懩z體制備的反應方程式時生成的不溶物質不寫"↓"符號，這是因為膠粒帶同種電荷相互排斥，沒有凝集成大顆粒而沉淀下來。
?、苤苽銯e(OH)3 膠體溶液是向沸水中滴加FeCl3飽和溶液。其離子方程式為：
Fe3++3H2O=== Fe(OH)3(膠體)+3H+
制備AgI膠體是將8～10滴0.01mol/L的AgNO3溶液滴入10mL 0.01mol/L 的KI溶液中(濃度不能大，否則要產生AgI沉淀)
?、呻娊赓|溶液聚沉作用大小除和電解質溶液及電解質離子本性有關外，一般是：離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，聚沉能力越大。
如使帶負電荷膠粒聚沉的陽離子Al3+>Fe3+。
使帶正電荷膠粒聚沉的陰離子能力[Fe(CN)6]4->[Fe(CN)6]3-，但淀粉膠體微粒因不吸附離子而不帶電荷，所以加入少量電解質不凝聚，也無電泳現(xiàn)象。
(九) 原子組成與結構
1、常見等電子體
?、藕送怆娮涌倲?shù)為2個的粒子：He、H-、Li+、Be2+。
?、坪送怆娮涌倲?shù)為10個的粒子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4(分子類);Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+(陽離子類);N3-、O2-、F-、OH-、NH2-(陰離子類)。
⑶核外電子總數(shù)為18個電子的粒子：Ar、HCl、H2S、PH3、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4、CH3NH2、NH2OH、CH3F(分子類)，K+、Ca2+、(陽離子類);P3-、S2-、Cl-(陰離子類)。
2、元素、核素、同位素的比較元素核素同位素概念
具有一定核電荷數(shù)(質子數(shù))的同類原子的總稱
具有相同數(shù)目的質子和一定數(shù)目的中子的一種原子
質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的原子或同一元素的不同核素范圍宏觀概念，對同類原子而言，既有游離態(tài)又有化合態(tài)
微觀概念，對某種元素的一種原子而言
微觀概念，對某種元素的原子而言。因同位素的存在而使原子種類多于元素種類特性主要通過形成的單質或化合的來體現(xiàn)
不同的核素可能質子數(shù)相同或中子數(shù)相同，或質量數(shù)相同，或各類數(shù)均不相同
同位素質量數(shù)不同，化學性質相同;天然同位素所占原子百分含量一般不變;同位素構成的化合物如H2O、D2O、T2O物理性質不同，但化學性質相同實例H、O
H、D、T; C、Mg不同核素
H、T、D為H的三種同位素
(十) 元素周期表中的主要變化規(guī)律項目同周期
(左→右)同主族(上→下)原子結構
核外荷數(shù)
逐漸增加增加電子層數(shù)相同增多
原子半徑
逐漸增小
逐漸增大
最外層電子數(shù)
逐漸增多相等性質化合價
最高正價由+1→+7;負價數(shù)=族序數(shù)-8
最高正價、負價數(shù)相同，最高正價=族序數(shù)
元素的金屬性和非金屬性
金屬性逐漸減弱、非金屬性逐漸增強
金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱
單質的氧化性、還原性
還原性減弱、氧化性增強
氧化性減弱、還原性增強
最高價氧化物對應的水化物的酸堿性
堿性減弱、酸性增強
酸性減弱、堿性增強
氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性漸增漸減
(十一) 化學鍵與分子結構
1、非極性分子和極性分子
?、欧菢O性分子：分子中正負電荷中心重合，從整體來看電荷分布是均勻的，對稱的。這樣的分子為非極性分子。當分子中各鍵均為非極性鍵時，分子是非極性分子。當一個分子中各個鍵都相同，均為極性鍵，但該分子的構型是對稱的，則分子內正負電荷中心可以重合。這樣的分子是非極性分子，如CH4、CO2?？傊?，非極性分子中不一定只含非極性鍵。
?、茦O性分子：分子中正負電荷中心不能重合，從整個分子來看，電荷的分布是不均勻的、不對稱的。這樣的分子為極性分子，以極性鍵結合的雙原子分子，必為極性分子，以極性鍵結合的多原子分子，若分子的構型不完全對稱，則分子內正負電荷必然不重合，則為極性分子。總之，極性分子中必定會有極性鍵。但含有極性鍵的分子不一定是極性分子。
⑶常見分子的構型及分子極性
?、扰袛郃Bn型分子極性的經驗規(guī)律
若中心原子A的化合價的絕對值等于該元素所在的主族序數(shù)則為非極性分子，若不等則為極性分子。如BH3、BF3、CH4、CCl4、CO2、CS2、PCl5、SO3等均為非極性分子，NH3、PH3、PCl3、H2O、H2S、SO2等均為極性分子。
ABn分子內中心原子A若有孤對電子(未參與成鍵的電子對)則分子為極性分子，若無孤對電子則為非極性分子。
2、化學鍵與物質類別關系規(guī)律
?、胖缓菢O性共價鍵的物質：同種非金屬元素構成的單質，如I2、H2、P4、金剛石、晶體硅等。
?、浦缓袠O性共價鍵的物質：一般是不同非金屬元素構成的共價化合物。如CCl4、NH3、SiO2、CS2等。
⑶既有極性鍵又有非極性鍵的物質：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6(苯)等
?、戎缓须x子鍵的物質：活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等
?、杉扔须x子鍵又有非極性鍵的物質，如Na2O2、Na2Sx、CaC2等
?、视呻x子鍵、共價鍵、配位鍵構成的物質，如NH4Cl等
?、藷o化學鍵的物質：稀有氣體(單原子分子)。
(十二) 化學平衡
1、影響化學反應速率的因素
⑴內因(決定因素)
化學反應速率是由參加反應的物質的性質決定的。
?、仆庖?影響因素)
①濃度：當其他條件不變時，增大反應物的濃度，反應速率加快。
注意：增加固體物質或純液體的量，因其濃度是個定值，故不影響反應速率(不考慮表面積的影響)。
②壓強：對于有氣體參加的反應，當其他條件不變時，增大壓強，氣體的體積減小，濃度增大，反應速率加快。
注意：由于壓強對固體、液體的體積幾乎無影響，因此，對無氣體參加的反應，壓強對反應速率的影響可忽略不計。
?、蹨囟龋寒斊渌麠l件不變時，升高溫度，反應速率加快。
一般來說，溫度每升高10℃，反應速率增大到原來的2～4倍。
?、艽呋瘎捍呋瘎┯姓撝?。使用正催化劑，反應速率顯著增大;使用負催化劑，反應速率顯著減慢。不特別指明時，指的是正催化劑。
2、外界條件同時對V正、V逆的影響
⑴增大反應物濃度，V正急劇增大，V逆逐漸增大;減小反應物的濃度，V正急劇減小，
V逆逐漸減小
⑵加壓對有氣體參加或生成的可逆反應，V正、V逆均增大，氣體分子數(shù)大的一側增大的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側增大的倍數(shù);降壓V正、V逆均減小，氣體分子數(shù)大的一側減小的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側減小的倍數(shù)。
?、巧郎兀琕正、V逆一般均加快，吸熱反應增大的倍數(shù)大于放熱反應增加的倍數(shù);降溫，V正、V逆一般均減小，吸熱反應減小的倍數(shù)大于放熱反應減小的倍數(shù)。
?、燃哟呋瘎┛赏兜馗淖僔正、V逆
3、可逆反應達到平衡狀態(tài)的標志
⑴V正=V逆，如對反應mA(g)+nB(g) pC(g)
?、?生成A的速率與消耗A的速率相等。
?、?生成A的速率與消耗B的速率之比為m：n。
?、?生成B 的速率與生成C的速率之比為n：p。
?、聘鹘M成成分的量保持不變
這些量包括：各組成成分的物質的量、體積、濃度、體積分數(shù)、物質的量分數(shù)、反應的轉化率等。
?、腔旌象w系的某些總量保持不變
對于反應前后氣體體積發(fā)生變化的可逆反應，混合氣體的總壓強、總體積、總物質的量及體系平均相對分子質量、密度等不變。
(十三) 電離平衡
1、水的電離和溶液的pH計算
?、潘碾婋x
水是極弱的電解質，純水中存在著電離平衡，其電離方程式為：2H2O H3O++OH-，通常簡寫成H2O H++OH-，25℃時，c(H+)=c(OH-)=1×107mol·L-1。
?、扑碾x子積常數(shù)Kw
Kw=c(H+) ·c(OH-)，25℃時，Kw=1×10-14。
?、荎w的意義
Kw是一個很重要的常數(shù)，它反映了一定溫度下的水中H+濃度和OH-濃度之間的關系。
?、雀淖儣l件對水的電離平衡的影響
平衡移動方向
c(H+)的變化
c(OH-)的變化
c(H+) 與c(OH-)的關系Kw溶液的性質
升高溫度向右增大增大c(H+) =c(OH-)增大中性
加入少量H2SO4向左增大減小c(H+) >c(OH-)不變酸性
加入少量NaOH向左減小增大c(H+)
?、捎嘘PpH計算的主要題型及計算方法
根據(jù)pH=-lg c(H+)，因此計算溶液的pH的關鍵是計算溶液中H+的濃度。
常見的題型有：
①有關酸堿溶液稀釋后pH的計算
a、酸稀釋后，先求稀釋后c(H+)，再求pH;堿稀釋后，先求稀釋后c(OH-)，根據(jù)Kw=
c(H+) ·c(OH-)，求出c(H+)，最后再求pH。
b、一定濃度的強酸或強堿溶液用水稀釋10a倍體積，溶液中c(H+) 或c(OH-)也被稀釋到同樣倍數(shù)，濃度變?yōu)樵瓉淼?/10a，則溶液的pH將增大或減小a個單位。
c、一定濃度的弱酸或弱堿用水稀釋10a倍體積，由于電離程度增大，使得c(H+) 或
c(OH-)減小的不到1/10a，因此pH增大或減小不到a個單位。
d、稀酸、稀堿無限稀釋后，因水的電離已是影響pH的主要因素，因此pH接近于7。即稀酸無限稀釋后，pH不可能大于7，弱堿無限稀釋后pH不可能小于7。
?、谟嘘P酸堿混合pH的計算
a、 兩種強酸混合，先計算混合后c(H+)，再計算pH?；旌虾?/p>
b、 兩種強堿混合，先計算混合后c(OH-)，然后計算c(H+)，最后計算pH?；旌虾?/p>
pH=-lg c(H+)。
c、 強酸、強堿混合后，要發(fā)生酸堿中和反應，因此需判斷后再計算
若n (H+)=n(OH-)，酸堿恰好完全反應，則pH=7;
若n (H+)>n(OH-)，則酸過量，先求反應后溶液中c(H+)，再計算pH，此時pH<7
若n (H+)7
2、鹽類水解方程式的書寫方法
?、庞捎邴}類水解與酸堿中和互為可逆過程，所以鹽類水解一般不徹底，書寫離子反應方程式時，只能用""，而不能用""，生成的不溶物不記"↓"，生成的氣態(tài)產物也不記"↑"符號，如AlCl3水解的離子方程式為Al3++3H2OAl(OH)3+3H+
?、贫嘣跛岬碾婋x是分步進行的，多元弱酸形成的鹽水解時也是分步進行的，如
H2CO3H++HCO3-，而Na2CO3的水解，首先CO32-+H2O HCO3-+OH-，生成的HCO3- 再水解HCO3-+H2O CO32-+ OH-。
?、禽^易水解的陽離子如Al3+、Fe3+等，較易水解的陰離子如CO32-(或HCO3-)、AlO2-等，在溶液中雙水解十分強烈，可完全水解，此時應用""并標明"↑"及"↓"符號。
Fe3++3HCO3-Fe(OH)3↓+3CO2↑， 2Al3++3S2-+6H2O2Al(OH)3↓+3H2S↑
3、守恒法在處理溶液問題的應用
在解答電解質溶液中微粒濃度之間的關系的有關問題，特別是等式關系時，經常用到守恒原理。
⑴電荷守恒：溶液中陽離子所帶的總正電荷數(shù)與陰離子所帶的總負電荷數(shù)相等，整個溶液顯電中性。
如Na2S溶液中：c(Na+)+c(H+)=2 c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)
?、莆锪鲜睾悖涸陔娊赓|溶液中，某物質(或微粒)的總濃度等于該物質電離或水解所產生的各物質平衡濃度之和。
?、琴|守恒：溶液中得質子的微粒得質子的總數(shù)與失質子的微粒失去質子的總數(shù)相等。
質子守恒式一般可由上述電荷守恒式、物料守恒式聯(lián)立求得。
4、 中和滴定誤差分析(以標準鹽酸滴定NaOH溶液為例)編號操作錯誤待測值理由 V2-V1=V(酸)1未用標準鹽酸洗滴定管偏高V(酸)變大2滴定速度過快，未搖勻，指示劑已變色偏高V(酸)變大3滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后消失偏高V(酸)讀數(shù)變大4滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)偏低V(酸)讀數(shù)變小5滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)偏高V(酸)讀數(shù)變大6未用待測堿液洗移液管偏低V(酸)量減小7滴定前，用待測堿液潤洗錐形瓶偏高V(酸)量增大8快速滴定后，立即讀數(shù)偏高V(酸)量增大
5、電解時，溶液中陰、陽兩極離子的放電順序
電解時兩極的放電順序，與電極材料(非惰性金屬為陽極，陽極本身放電)，電鍍、電解質溶液中離子本身的氧化性、還原性(本性)、離子濃度[電鍍鋅時，因c(Zn2+)比c(H+)大得多，Zn2+放電而H+未放電]等因素有關。若以惰性電極進行電解，其陰陽兩極各離子放電順序在不考慮濃度大小影響時，一般為：
陰極(陽離子)放電順序(氧化性)
Au3+>Ag+>Hg2+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Ni2+>Fe2+>Zn2+>Mn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
陽極(陰離子)放電順序(還原性)
S2->I->Br->OH->NO3->SO42->F-
6、以惰性電極電解的類型及pH變化規(guī)律
以惰性電極電解時，按其中OH-、、H+放電情形的不同，電解可分如下幾種類型：
⑴OH-、、H+均放電，相當于只電解水。凡含氧酸，可溶性強堿，活潑金屬的含氧酸鹽等電解均屬于此種類型，其電解方程式均為：2H2O 2H2↑+O2↑。其電解后pH變化規(guī)律為：含氧酸，電解后pH變小;強堿，電解后pH變大;鹽，電解后pH基本不變。
?、浦挥蠬+放電，而OH-、不放電，此類因H+放電消耗，會使電解后溶液的pH升高。凡活潑金屬的無氧酸鹽(除氟化物外)均屬此類，如電解NaCl溶液：2NaCl+2H2O 2NaOH+H2↑+Cl2↑。電解鹽酸：2HCl H2↑+Cl2↑等
?、侵挥蠴H-、放電，而H+不放電。此類因OH-、放電而消耗，使電解溶液的pH下降，凡不活潑金屬的含氧酸鹽均如此。如電解CuSO4溶液：2CuSO4+2H2O2Cu+O2↑+2H2SO4。
?、萇H-、、H+均未放電，相當只電解電解質，凡不活潑金屬無氧酸鹽(除氟化物外)均屬此類，因該類大多水解呈酸性，電解時pH略增大或基本不變，如電解CuCl2溶液：
CuCl2Cu+Cl2↑
高考化學復習筆記：元素及其化合物概述
1、 元素化合物知識包括金屬和非金屬兩部分，是高中化學的基礎知識之一。知識特點是作為化學基本概念、原理、實驗和計算的載體，其信息量大，反應復雜，常作為綜合試題的知識背景或突破思維的解題題眼。
2、 注意處理好兩個關系，必須先處理好元素化合物知識的內部關系，方法是："抓重點，理關系，用規(guī)律，全考慮"。
?、?抓重點：以每族典型元素為代表，以化學性質為抓手，依次學習其存在、制法、用途、檢驗等"一條龍"知識，做到牽一發(fā)而動全身
?、?理關系：依據(jù)知識內在聯(lián)系，按單質→氧化物→氧化物的水化物→鹽的順序，將零碎的知識編織成網(wǎng)絡，建立起完整的知識結構，做到滴水不漏
③ 用規(guī)律：用好化學反應特有的規(guī)律，如以強置弱等規(guī)律，弄清物質間相互反應。
?、?全考慮：將元素化合物作為一個整體、一個系統(tǒng)理解，從而達到解綜合試題時能將所需的元素化合物知識信手拈來。
另一方面是處理好元素化合物知識與本學科理論、計算或跨學科知識間的外部關系，采取的方法是"分析與綜合、抽象與具體"。
?、?分析：將綜合試題拆分思考。
?、?綜合：將分散的"點"銜接到已有的元素化合物知識"塊"中。
?、?抽象：在分析綜合基礎上，提取相關信息。
?、?具體：將提取出的信息具體化，銜接到綜合試題中，從而完整解題。
(一) 元素非金屬性的強弱規(guī)律
?、懦Ｒ姺墙饘僭氐姆墙饘傩杂蓮姷饺醯捻樞蛉缦拢篎、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。
?、圃胤墙饘傩耘c非金屬單質活潑性的區(qū)別：
元素的非金屬性是元素的原子吸引電子的能力，影響其強弱的結構因素有：①原子半徑：原子半徑越小，吸引電子能力越強;②核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，吸引電子能力越強;③最外層電子數(shù)：同周期元素，最外層電子越多，吸引電子能力越強。但由于某些非金屬單質是雙原子分子，原子是以強列的共價鍵相結合(如N N等)，當參加化學反應時，必須消耗很大的能量才能形成原子，表現(xiàn)為單質的穩(wěn)定性。這種現(xiàn)象不一定說明這種元素的非金屬性弱。
⑶非金屬性強弱的判斷依據(jù)及其應用
元素的非金屬性的本質是元素的原子吸引電子的能力。這種能力的大小取決于原子半徑、 核電荷數(shù)、最外層電子數(shù)，題目常通過以下幾方面比較元素的非金屬性。
?、?非金屬單質與H2化合的條件及難易程度;
?、?氫化物的穩(wěn)定性;
?、?最高價氧化物對應水化物的酸性;
?、?非金屬間的置換反應;
?、?非金屬單質對應陰離子的還原性;
⑥ 與變價金屬反應時，金屬所呈現(xiàn)的化合價;
⑦ 元素在化合物中化合價的相對高低(如在HClO中，氯元素顯正價，氧元素顯負價，則說明氧的非金屬性比氯強)等。
(二) 鹵族元素
1、鹵族元素主要性質的遞變性(從F→I)
?、艈钨|顏色逐漸變深，熔沸點升高，水中溶解性逐漸減小;
?、圃胤墙饘傩詼p弱，單質氧化性減弱，鹵離子還原性增強;
?、桥cH2化合，與H2O反應由易到難;
?、葰鈶B(tài)氫化物穩(wěn)定性減弱，還原性增強，水溶液酸性增強;
?、勺罡邇r氧化物的水化物酸性減弱;
?、是懊嬖氐膯钨|能把后面元素從它們的化合物中置換出來。
2、鹵化氫
均為無色有刺激性氣味的氣體，極易溶于水，在空氣中形成酸霧。
?、欧瘹?HF)：很穩(wěn)定，高溫極難分解，其水溶液是氫氟酸，弱酸，有劇毒，能腐蝕玻璃。
?、坡然瘹?HCl)：穩(wěn)定，在1000℃以上少量分解，其水溶液為氫氯酸，俗稱鹽酸，強酸
?、卿寤瘹?HBr)：較不穩(wěn)定，加熱時少量分解，其水溶液為氫溴酸，酸性比鹽酸強，HBr還原性比HCl強，遇濃硫酸被氧化為單質溴(Br2)。
?、鹊饣瘹?HI)：很不穩(wěn)定，受熱分解，其水溶液為氫碘酸，酸性比氫溴酸強，HI是強還原劑，遇濃硫酸易被氧化為單質硫。
3、鹵素及其化合物主要特性
?、欧捌浠衔锏奶厥庑再|
?、?鹵素單質Cl2、Br2、I2與H2化合都需要一定條件，惟獨F2在黑暗處就可與H2化合爆炸。
② 鹵素單質Cl2、Br2、I2與水反應的通式為：X2 +H2O=== HX+HXO(I2與水反應極弱)，但F2與H2O反應卻是：2F2+2H2O=== 4HF+O2
③ 氟無正價，其他都有正價
?、?HF有毒，其水溶液為弱酸，其他氫鹵酸為強酸，HF能腐蝕玻璃;
⑤ CaF2不溶于水，AgF易溶于水，氟可與某些稀有氣體元素形成化合物。
⑵溴的特性
溴在常溫下為紅棕色液體(惟一的液態(tài)非金屬單質)，極易揮發(fā)產生紅棕色有毒的溴蒸氣，因而實驗室通常將溴密閉保存在陰冷處，并在盛有液溴的試劑瓶內常加適量水。盛裝溴的試劑瓶不能用橡皮塞(腐蝕橡膠)。
?、堑馐亲虾谏腆w，具有金屬光澤，易升華(常用于分離提純碘)，遇淀粉變藍色(常用來檢驗碘的存在)，碘的氧化性較其他鹵素弱，與變價金屬鐵反應生成FeI2而不是FeI3。
(三) 氧族元素
1、氧族元素的相似性和遞變性
最外層均為6個電子，電子層數(shù)依次增加，次外層O為2個，S為8個，Se、Te均為18個電子。氧通常顯-2價，硫、硒、碲常見的化合物為：-2價、+4價、+6價，都能與多數(shù)金屬反應。氧化物有兩種RO2和RO3，其對應水化物H2RO3、H2RO4均為含氧酸，具有酸的通性。它們的氫化物除H2O外，其余的H2S、H2Se、H2Te均為氣體，有惡臭、有毒，溶于水形成無氧酸，都具有還原性。
核電荷數(shù)增加，電子層數(shù)依次增多，原子半徑逐漸增大，核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子得電子能力逐漸減弱，而失電子的能力逐漸增強。單質的狀態(tài)由氣態(tài)到固態(tài)，熔沸點也依次升高，非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強，氧化性依次減弱。含氧酸的酸性依次減弱，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性逐漸減弱，還原性逐漸增強。
2、硫酸根離子的檢驗
值得注意的是，檢驗SO42-時會受到許多離子的干擾。
⑴Ag+干擾：用BaCl2 溶液或鹽酸酸化時防止Ag+干擾，因為Ag++Cl-=== AgCl↓。
⑵CO32-、SO32-、PO43-干擾：因為BaCO3、BaSO3、Ba3(PO4)2也是白色沉淀。與BaSO4白色沉淀所不同的是，這些沉淀溶于強酸中。因此檢驗SO42-時，必須用酸酸化。
如：BaCO3+2H+=== H2O+CO2↑+Ba2+ 但不能用硝酸酸化，同理所用鋇鹽也不能是Ba(NO3)2溶液，因為在酸性條件下SO32-、HSO3-、SO2等會被溶液中的NO3-氧化為SO42-，從而可使檢驗得出錯誤的結論。
為此，檢驗SO42-離子的正確操作為：
被檢液取清液有無白色沉淀(有無SO42-)
由此可見，濃硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但產生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有強與弱的差別，被還原產物也不相同。
(四) 氮族元素
1、一氧化氮和二氧化氮
?、乓谎趸簾o色氣體，難溶于水，有很大毒性，在常溫下極易被氧化成二氧化氮。2NO+O2=== 2NO2
?、贫趸河写碳ば詺馕兜募t棕色氣體，溶于水生成硝酸和一氧化氮。
3NO2+H2O=== 2HNO3+NO 4NO2N2O4(無色)
注意：關于氮的氧化物溶于水的幾種情況的計算方法。
?、?NO2或NO2與N2(或非O2)的混合氣體溶于水時可依據(jù)：3NO2+H2O=== 2HNO3+NO 利用氣體體積變化差值進行計算。
② NO2和O2的混合氣體溶于水時，由4NO2+2H2O+O2=== 4HNO3 可知，當體積比為
=4：1，恰好完全反應
V(NO2)：V(O2) >4：1，NO2過量，剩余氣體為NO
<4：1，O2過量，乘余氣體為O2
③ NO和O2同時通入水中時，其反應是：2NO+O2=== 2NO2 ，3NO2+H2O=== 2HNO3+NO ，總反應式為：4NO+2H2O+3O2=== 4HNO3 當體積比為
=4：3，恰好完全反應
V(NO)：V(O2) >4：3，NO過量，剩余氣體為NO
<4：3，O2過量，乘余氣體為O2
?、躈O、NO2、O2三種混合氣體通入水中，可先按①求出NO2與H2O反應生成的NO的體積，再加上原混合氣體中的NO的體積即為NO的總體積，再按③方法進行計算。
2、硝酸的化學性質
?、貶NO3具有酸的通性。
?、?HNO3具有強氧化性，表現(xiàn)在能與多數(shù)金屬、非金屬、某些還原性化合物起反應。要注意，由于硝酸氧化性很強，任何金屬與硝酸反應都不能放出氫氣，在與不活潑金屬如Cu、Ag等反應時，濃硝酸還原產物為NO2，稀硝酸還原產物為NO，(但不能認為稀硝酸的氧化性比濃硝酸強);
?、?在溶液中NO3-幾乎與所有離子能大量共存，但注意，當溶液的酸性較強可形成硝酸溶液，具有還原性的某些離子則不能與其大量共存，如NO3-、H+、Fe2+ 中任意兩者能大量共存，但三者則不能大量共存。
即：NO3- 在中性或堿性溶液中不表現(xiàn)氧化性，而在酸性溶液中表現(xiàn)強氧化性。
3、氨氣的實驗室制法
反應原理：2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3↑+2H2O 不能用NaOH代替Ca(OH)2，因為NaOH吸濕后容易結塊，產生的氣體不易逸出，并且NaOH對玻璃有強烈的腐蝕作用。
裝置：制NH3的氣體發(fā)生裝置與制O2、CH4的相同。干燥氨氣不能選用濃H2SO4、P2O5，也不能選用無水CaCl2，應選用堿石灰。收集NH3應采用向下排空氣法。容器口塞一團棉花(防止空氣進入試管，以保證收集的NH3比較純凈)。檢驗：a、用濕潤的紅色石蕊試紙(變藍);b、蘸有濃鹽酸的玻璃棒接近瓶口(白煙)。實驗室還常根據(jù)濃氨水的強揮發(fā)性，向濃氨水中加入NaOH或CaO得到氨氣。NaOH或CaO的作用是吸水和吸水后使溶液溫度顯著升高，二者都能減少氨氣的溶解。
(五) 碳族元素
1、碳族元素性質的相似性和遞變性
2、碳酸正鹽與酸式鹽性質比較
?、僭谒腥芙庑裕赫}除K+、Na+、NH4+等易溶于水外，其余都難溶于水;而只要存在的酸式鹽都易溶于水。
一般來說，在相同溫度下酸式鹽的溶解度比正鹽大，如CaCO3難溶于水，Ca(HCO3)2易溶于水，但也有例外，如NaHCO3溶解度比Na2CO3小。
?、跓岱€(wěn)定性：正鹽中除K+、Na+等受熱難分解外，其余受熱易分解;酸式鹽在水溶液或固態(tài)時加熱都易分解。如 Ca(HCO3)2 CaCO3↓+CO2↑+H2O
一般來說，熱穩(wěn)定性大小順序為：正鹽>酸式鹽>多元鹽(鹽的陽離子相同，成鹽的酸相同)。
③可溶性正鹽、酸式鹽都能發(fā)生水解，但相同陽離子的相同濃度時溶液中CO32-的水解程度比HCO3-大
?、芏寄芘c酸作用，但相同條件放出CO2的速率酸式鹽比正鹽快。
(六) 堿金屬
1、堿金屬性質遞變規(guī)律
結構決定性質，由于堿金屬的原子結構具有相似性和遞變性，所以其化學性質也具有相似性和遞變性。
①相似性：
a、都能與氧氣等非金屬反應
b、都能與水反應生成氫氧化物和氫氣
c、均為強還原劑。
?、谶f變規(guī)律(鋰→銫)
a、 與氧氣反應越來越劇烈，產物結構越來越復雜
b、 與水反應劇烈程度依次增強
c、 還原性依次增強，金屬性依次增強
2、NaOH的性質
①物理性質：俗名苛性鈉、火堿、燒堿，是一種白色固體，極易潮解;有強烈的腐蝕性，能腐蝕磨口玻璃瓶，使瓶口與瓶塞粘結。
②化學性質
a、 與酸堿指示劑作用，使紫色的石蕊溶液變藍，無色的酚酞變紅。
b、 與酸性氧化物作用，生成鹽和水
c、 與酸作用，生成鹽和水
d、 與鹽作用，生成新堿和新鹽。(要滿足復分解反應發(fā)生的條件，同時參加反應的堿和鹽一般是易溶解的堿和鹽)
e、 與一些單質的反應
2Al+2NaOH+2H2O===2NaAlO2+3H2↑
Cl2+2NaOH=== NaClO+NaCl+H2O
Si+2NaOH+H2O=== Na2SiO3+2H2↑
?、壑品ǎ?/p>
2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑
Na2CO3+Ca(OH)2=== CaCO3↓+2NaOH
(七) 幾種重要的金屬
1、鋁及其化合物間的相互轉化關系、反應
現(xiàn)象及圖象分析
① 向AlCl3溶液中滴加NaOH 溶液直至過量，如圖所示。
?、?現(xiàn)象：白色沉淀逐漸增多達最大值，繼續(xù)加NaOH溶
液沉淀逐漸溶解，直至完全消失。
Al3++3OH-=== Al(OH)3
Al(OH)3+OH―=== AlO2―+2H2O
②向NaOH溶液中滴加AlCl3溶液直至過量，如下圖所
示?，F(xiàn)象：開始時無沉淀，接著產生沉淀。達最大值后
不增減。
Al3++4OH-=== AlO2―+2H2O
3AlO2―+Al3++6H2O=== 4 Al(OH)3↓
?、巯騈aAlO2溶液中滴加鹽酸直到過量，
如圖所示?，F(xiàn)象：先有白色沉淀后完全消失。
AlO2―+H++H2O=== Al(OH)3↓
Al(OH)3↓+3H+===Al3++3H2O
?、芟螓}酸溶液中滴加NaAlO2溶液，直至過量，
如圖所示?，F(xiàn)象：開始無沉淀，接著產生白色沉淀。AlO2―+4H+=== Al3++2H2O
3AlO2―+Al3++6H2O=== 4 Al(OH)3↓
2、鎂及其化合物間的相互轉化關系
3、鎂和鋁的氧化物比較MgOAl2O3
物質類型
堿性氧化物
兩性氧化物
物理性質
白色粉末，熔點高(2800℃)
白色固體，熔點高(2045℃)化學性質
跟水反應
緩慢溶解于水生成Mg(OH)2
MgO+H2O === Mg(OH)2
難溶于水
跟酸反應
MgO+2H+=== Mg2++H2O
Al2O3 +6H+=== 2A l 3++3H2O
跟堿反應不反應Al2O3 +2OH-=== 2A O2-+3H2O
4、Fe2+與Fe3+的相互轉化
?、臚e2+的還原性：
2Fe2++Cl2 === 2Fe3++2Cl-
4Fe(OH)2+O2+2H2O=== 4Fe(OH)2
12Fe2++3O2+6H2O=== 4Fe(OH)3↓+8Fe3+(Fe2+露置空氣中，易被氧化)
酸性條件下：
4Fe2++O2+4H+=== 4 Fe3++2H2O
4Fe2++H2O2+2H+=== 2 Fe3++2H2O
5Fe2++MnO4-+8H+=== 5 Fe3++4H2O+Mn2+
?、艶e3+強氧化性
一般氧化性：Cu2+Br2>Fe3+>I2>SO2>S
2Fe3++Cu=== 2 Fe2++Cu2+
2Fe3++Fe=== 3 Fe2+
2Fe3++2I-=== 2 Fe2++I2
2Fe3++H2S-=== 2 Fe2++S↓+2 H+
Fe3+水解顯酸性：
2Fe3++3H2O Fe(OH)3+3H+
所以配制FeSO4溶液時常加入少量鐵粉(或鐵釘)防止氧化，配制Fe2(SO4)3時常加少量H2SO4，抑制水解。
5、金屬冶煉的反應原理及方法
絕大部分金屬在自然界中以化合態(tài)存在，金屬冶煉的實質是用還原的方法使金屬化合中的金屬離子得到電子變成金屬單質。
由于金屬的化學活潑性不同，金屬離子得到電子還原成金屬的能力也就不同 ，按金屬活潑順序對應金屬陽離子氧化性K+→Ag+逐漸增強，金屬冶煉也由難變易。一般有三種冶煉方法：
?、艧岱纸夥ǎ哼m合于冶煉金屬活潑性較差的金屬。如：
2HgO2Hg+O2↑ 2Ag2O4Ag+O2↑
?、茻徇€原法，用還原劑(CO、C、H2、Al等)還原金屬氧化物，適合于金屬活潑性介于Zn～Cu之間的大多數(shù)金屬的冶煉。如
Fe2O3+3CO2Fe+3CO2
2Al+Cr2O32Cr+Al2O3
WO3+3H2W+3H2O
⑶電解法：適合冶煉金屬活潑性很強的金屬(一般是在金屬活潑順序表中排在鋁前邊的金屬)。如：
2Al2O32Al+3O2↑
MgCl2(熔融) Mg+Cl2↑
高考化學復習筆記：有機化學基礎
(一) 同系物和同分異構體
1、同位素、同素異形體、同系物、同分異構和同一種物質的比較內涵比較的對象分子式結構性質同位素
質子數(shù)相同、中子數(shù)不同的核素(原子)互稱為同位素
核素(原子)
符號表示不同，如H、D、T
電子排布相同，原子核結構不同
物理性質不同、化學性質相同
同素異形體
同一元素組成的不同單質，稱這種元素的同素異形體單質元素符號表示相同，分子式可不同，如石墨與金剛石、O2與O3
單質的組成或結構不同
物理性質不同，化學性質相似同系物結構相似，分子組成相差一個或若干個CH2原子團的有機物，互稱為同系物
有機化合物不同結構相似，官能團類型與數(shù)目相同
物理性質不同，化學性質相似
同分異構體
分子式相同、結構不同的化合物互稱為同分異構體
有機化合物相同不同
物理性質不同，化學性質不一定相同
同一種物質
分子式和結構式都相同的物質相同相同相同(二) 同分異構體的類型及其判定
類型：⑴碳鏈異構是指分子中碳原子之間的連接次序不同而產生的異構現(xiàn)象。
?、莆恢卯悩嬍侵腹倌軋F或取代基在碳鏈或碳環(huán)上位置不同而產生的異構現(xiàn)象。
?、枪倌軋F異構是指具有相同的化學式，但所含官能團不同的異構現(xiàn)象。包括以下幾種：①環(huán)烷烴和烯烴;②二烯烴和炔烴;③醇和醚;④醛和酮;⑤羧酸和酯;⑥氨基酸與硝基化合物等。
判定：①分子式相同;②主碳鏈結構或官能團位置不同;③可以同類，也可以不同類;④聯(lián)想空間結構
(三) 有機物的化學性質及推斷
1、有機反應的重要條件
有機反應的條件往往是有機推斷的突破口。
?、拍芘cNaOH反應的有：①鹵代烴水解;②酯水解;③鹵代烴醇溶液消去;④酸;⑤酚;⑥乙酸鈉與NaOH制甲烷
⑵濃H2SO4條件：①醇消去;②醇成醚;③苯硝化;④酯化反應
?、窍2SO4條件：①酯水解;②糖類水解;③蛋白質水解
?、萅i，加熱：適用于所有加氫的加成反應
?、蒄e：苯環(huán)的鹵代
?、使庹眨和闊N光鹵代
?、舜?、鹵代烴消去的結構條件：β-C上有氫
?、檀佳趸慕Y構條件：α-C上有氫
2、醇、酚、羧酸中羥基的活性比較
羥基種類
重要代表物
與Na反應
與NaOH反應
與Na2CO3反應醇羥基CH3CH2-OH√××酚羥基√√
√ 但不放出氣體
羧酸羥基√√
√ 放出CO2
3、有機物結構的推斷
有機物結構的推斷主要依賴于：①實驗現(xiàn)象;②有機物的性質;③計算等事實，更多的是由性質去推斷?，F(xiàn)列出一些性質與有機物結構的關系如下表：
有機物性質
有機物可能有的結構
1、使溴水褪色
C=C、 、-CHO 、酚
2、使酸性KMnO4溶液褪色
C=C、 、-CHO、苯的同系物、某些醇
3、與Na反應放出H2
-OH、醇、酚、-COOH
4、與Na2CO3 反應放出CO2-COOH5、與新制Cu(OH)2 反應
-COOH、-CHO
6、與[Ag(NH3)2]+反應
-CHO(包括葡萄糖、果糖)
7、與H2加成
C=C、 、-CHO、R-CO-R`、苯環(huán)
8、遇FeCl3顯紫色酚類9、消去反應
醇或鹵代烴(鄰位有H)
10、連續(xù)4個C原子加Br原子
共軛二烯烴類
11、能水解
鹵代烴、酯、多糖、多肽、蛋白質、酰胺等
12、能酯化
有-OH或-COOH
(四) 烴及其衍生物的燃燒規(guī)律
1、烴CxHy完全燃燒的通式：CxHy+(x+y/4) O2→xCO2+y/2H2O
2、有機物每增加1個CH2多耗O2 1.5mol
3、若烴分子組成為CnH2n(或衍生物CnH2nO、CnH2nO2)，完全燃燒時生成CO2和H2O的物質的量之比為1：1
4、若有機物在足量的氧氣里完全燃燒、其燃燒所耗氧氣物質的量(或體積)與生成CO2的物質的量(或體積)相等，則有機物分子組成中H、O原子個數(shù)比為2：1
5、烴燃燒時，決定消耗O2量的因素有：在等物質的量時，分子中碳原子數(shù)越多，O2消耗越多(芳烴有例外)。在等質量時，分子中每個碳原子分配的氫原子越多，O2消耗越多。
6、最簡式相同的有機物，不論以任何比例混合，只要混合物的質量一定，它們完全燃燒后生成的CO2總量為常數(shù)。
7、不同的有機物完全燃燒時，若生成的CO2和H2O的質量比相同，則它們的分子中C、H原子個數(shù)比相同。
8、氣態(tài)烴CxHy與O2混合后燃燒或爆炸，恢復原狀態(tài)(100℃以上)，1mol氣態(tài)烴反應前后總體積變化情況是：
y=4 總體積不變，△V=0
y<4 總體積減小，△V=1-y/4
y>4 總體積增加，△V=y/4-1
(五) 有機物分子組成通式的應用規(guī)律
1、最簡式相同的有機物，無論多少種，以何種比例混合，混合物中元素質量比值相同?？捎糜谫|量比、質量分數(shù)的求算。提示：①含n個碳原子的飽和一元醛與含有2n個碳原子的飽和一元羧酸、酯具有相同的最簡式。②含有n個碳原子的炔烴與含有3n個碳原子苯及其同系物具有相同的最簡式。
2、具有相同的相對分子質量的有機物為：①含有n個碳原子的飽和一元醇或醚與含有(n-1)個碳原子的飽和一元羧酸或酯。②含有 n 個碳原子的烷烴與(n-1)個碳原子的飽和一元醛。
以上規(guī)律可用于有機物的推斷。
3、由相對分子質量求有機物的分子式
設烴的相對分子質量為M。
?、诺谜麛?shù)商和余數(shù)，商為可能的最大碳數(shù)，余數(shù)為最小的氫原子數(shù)。
例如某烴相對分子質量為42，則其分子式為：=3......6，即：C3H6 。
?、频挠鄶?shù)為0或碳原子數(shù)≥6時，將碳原子數(shù)依次減少一個，每減少一個碳原子，就增加12個氫原子，直到飽和為止。
例：求相對分子質量為128的烴的分子式=10......8分子式為C10H8或C9H20 。
(六) 葡萄糖(C6H12O6)
?、沤Y構簡式：CH2OH(CHOH)4CHO，特點：多羥基醛。
?、莆锢硇再|：白色晶體，有甜味，能溶于水
⑶化學性質：
?、龠€原性：能發(fā)生銀鏡反應和與新制的Cu(OH)2反應
CH2OH(CHOH)4CHO+2[Ag(NH3)2]++2OH-→CH2OH(CHOH)4COOH+2Ag↓+H2O+4NH3
CH2OH(CHOH)4CHO+2Cu(OH)2→CH2OH(CHOH)4COOH+Cu2O↓+2H2O
?、诩映煞磻号cH2加成生成已六醇
?、埘セ磻号c酸發(fā)生酯化反應。
④發(fā)酵反應：(制酒精)
C6H12O6 2C2H5OH+2CO2↑
?、萆硌趸?供給熱量)
C6H12O6 2C2H5OH+2CO2
⑷制法：淀粉水解
(C6H10O6)n+nH2On C6H12O6
(淀粉) (葡萄糖)
?、捎猛?/p>
作營養(yǎng)物質和還原劑。
(七) 蛋白質
1、蛋白質的組成和結構：⑴蛋白質是由不同氨基酸按不同排列順序相互結合而構成的高分子化合物。⑵蛋白質的成分里含有碳、氫、氧、氮、硫等元素。⑶蛋白質分子中含有未縮合的羧基和氨基。⑷蛋白質溶液是一種膠體。⑸酶是一種具有生物活性的蛋白質。
2、蛋白質的性質
?、潘猓禾烊坏鞍踪|水解的最終產物是α-氨基酸。
?、苾尚裕壕哂邪被岬男再|，能與酸和堿反應。
?、躯}析：(鉀、鈉、銨)鹽的濃溶液，可使蛋白質的溶解度降低，產生鹽析。鹽析是可逆過程，利用這一性質，可以分離和提純蛋白質。
?、茸冃裕涸诩訜帷⒆贤饩€、X射線、強酸、強堿、重金屬鹽及一些有機化合物等條件都能使蛋白質產生凝聚的現(xiàn)象。變性是不可逆的，利用此性質可進行消毒，但也能引起中毒。
?、深伾磻壕哂斜江h(huán)結構的蛋白質遇濃HNO3變性，產生黃色不溶物。可用于鑒別蛋白質。
?、首茻龤馕叮鹤茻鞍踪|產生燒焦羽毛的氣味?？捎糜阼b別毛料、棉料與化纖。
高考化學復習筆記：化學實驗
(一) 化學實驗常用儀器
1、可加熱的儀器
?、趴芍苯蛹訜岬膬x器。試管、坩堝、蒸發(fā)皿、石棉網(wǎng)、燃燒匙、玻璃棒、鉑絲。
?、瓶砷g接加熱(加墊石棉網(wǎng)加熱、水浴加熱等)，但不能直接的儀器。燒杯、圓底燒瓶、平底燒瓶、蒸餾燒瓶、錐形瓶。
2、用于計量的儀器
?、艤y量物質質量的儀器
A、粗測 托盤天平(有砝碼、鑷子與之配套)。
B、精測 分析天平、電子天平(中學化學實驗不作要求)。
?、茰y量液體體積的儀器
A、粗測 量筒、量杯
B、精測 滴定管(分酸式和堿式)、容量瓶(限用于配制一定體積濃度準確的溶液中)、移液管。
?、怯糜谖镔|分離的主要玻璃儀器
?、欧忠?分液漏斗、燒杯
?、七^濾 過濾漏斗、濾紙、玻璃棒、燒杯
?、且后w蒸發(fā) 蒸發(fā)皿(有玻璃質的，也有瓷質的)、玻璃棒、蒸餾燒瓶(必要時要配備溫度計、冷凝管、牛角管)、酒精燈
4、物質儲存儀器
?、艃Υ鏆怏w 集氣瓶、儲氣瓶
⑵儲存固體 廣口試劑瓶，它又分為：無色玻璃瓶和棕色玻璃瓶;磨砂玻璃塞瓶和絲扣塑料塞瓶;塑料瓶;水槽。
(二) 儀器的裝配和拆卸
裝配儀器時，首先要根據(jù)儀器裝置圖，選擇合適的儀器和附件，然后進行儀器和附件的連接和全套儀器的總裝配。操作規(guī)律為：
1、"先后"規(guī)律
?、?quot;先下后上"：如制Cl2的發(fā)生裝置組裝順序是：放鐵架臺→擺酒精燈→固定鐵圈→放石棉網(wǎng)→固定圓底燒瓶。
?、?quot;先左后上"：如制Cl2：發(fā)生裝置→洗氣裝置→干燥裝置→收集裝置→尾氣處理裝置。
?、?quot;先塞后定"：當被固定儀器上連有塞子時，應先塞好塞子，再行固定。
⑷"先固后液"：當反應物既有固體又有液體時，應向反應器中先加入固體，后加入液體。
?、?quot;先查后裝"：先檢查氣密性，后裝入藥品和固定裝置。
?、?quot;先吸后干"：先將氣體通過溶液吸收非水雜質，再行干燥。
⑺"先組后燃"：先組裝好整套裝置并加入試劑，再點燃酒精燈。
?、?quot;先撤后滅"：實驗完畢后，應先從水中撤出導管，后熄滅酒精燈。
?、?quot;先燃后滅"：有多個酒精燈的實驗，開始應先點燃制氣裝置中的酒精燈，后點燃其他裝置中的酒精燈，如用CO還原Fe2O3，應先點燃制CO的酒精燈，后點燃燃燒CO的酒精燈，再點燃熱還原裝置中的酒精燈，實驗完畢后，應相反。
?、?quot;先通氫、后點燈、先滅燈、后停氫"：即用H2還原CuO的操作順序。
2、"進出"規(guī)律
⑴"長進短出"：洗氣瓶的安裝。(或"深入淺出")
?、?quot;短進長出"：量氣瓶的安裝
?、?quot;粗進細出"：球形干燥管干燥氣體時的安裝。
?、?quot;低進高出"：冷凝管中水流方向
3、性質實驗和制備實驗中操作順序
⑴做Fe絲(在O2中)、Cu絲(在Cl2中)、Mg(在CO2中)等燃燒實驗時，應先在集氣瓶中鋪一層薄細沙或加入少量水，以防熔物炸裂瓶底。
⑵制備膠體：如Fe(OH)3溶膠(沸水)加熱至沸;制硅酸溶膠應向過量鹽酸中加入水玻璃。
⑶苯的硝化，先加入濃硝酸，再加濃硫酸，冷卻，滴入苯。
?、扰溷y氨溶液：向AgNO3溶液中滴入稀氨水，產生白色沉淀后繼續(xù)加氨水到沉淀剛好消失。
(三) 物質的分離與提純
1、物質的分離與提純的含義
物質的分離是指將混合物中的物質一一分開;物質的提純是指將物質中的其他物質(也叫雜質)除去，得到較為純凈的物質。
物質的提純和分離應遵循以下幾點：被提純或分離物物質，最終不能再引入新的雜質(即除雜不加雜);盡量不減少被提純和分離的物質;采用的方法應盡量使被提純和分離的物質跟其他物質易分離開;如果在分離操作中，被分離的物質轉變?yōu)槠渌镔|，應采用適當方法將其恢復為原物質，可記作：不增;不減;易分;復原。
2、物質的分離與提純的常用方法。
⑴過濾法
液體中混有不溶性固體物質時使用，要點：一角、二低、三接觸。
?、普舭l(fā)法
將溶液中的溶劑蒸發(fā)掉，得到溶質的分離方法
?、墙Y晶法
根據(jù)兩種可溶性固體物質在同一溶劑中，其溶解度受溫度影響大小的不同，將溶液蒸發(fā)溶劑或使高溫飽和溶液降溫得到一種晶體的方法，例如，分離NaCl和KNO3的混合物，結晶之后還要過濾。
?、容腿『头忠悍?/p>
分液是把兩種不相混溶的液體分開的操作，使用的主要儀器是分液漏斗
萃取是利用溶質在互不相溶的溶劑里溶解度的不同，用一種溶劑把溶質從它與另一溶劑組成的溶液里提取出來的方法，應注意，萃取劑跟另一種溶劑的密度應相差較大且互不相溶，以利于靜置時分層。
?、烧麴s法
把沸點不同的幾種液體物質的混合物，通過控制溫度加熱再冷凝，先后得到一種或幾種較純凈的物質的方法叫蒸餾，能先后得到幾種分離產物的蒸餾又叫分餾，例如，石油的分餾。
?、蕽B析法
把混有離子或小分子雜質的膠體溶液裝入半透膜的袋里，并把這個袋放在溶劑中，從而使離子或小分子從膠體溶液里分離出來的操作叫滲析。
?、松A法
固體混合物中有某種物質具有升華特性時，可用加熱升華再凝華的方法加以分離，如NaCl中混有I2，就可用升華法分離。
?、滔礆馄績瘸s法
此方法適應于氣體的除雜，如將不干燥的H2通過洗氣瓶中的濃H2SO4可除去H2O蒸氣，將SO2、CO2的混合氣體通過洗氣瓶中的NaHCO3溶液可除去SO2等等，常用的洗氣瓶為自制簡易洗氣瓶。
⑼干燥管內的除雜法
此方法適用于氣體的除雜，如將不干燥的CH4通過干燥管中的堿石灰可使CH4干燥，將CO2、O2的混合氣體通過干燥管中的Na2O2可除去CO2等等。
?、沃苯蛹訜岱?/p>
混合物中混有熱穩(wěn)定性差的物質時，可直接加熱，使熱穩(wěn)定性差的物質分解而分離出去，有時受熱后轉變?yōu)楸惶峒兾镔|。例：食鹽中混有氯化銨，氯化鉀中混有氯酸鉀，純堿中混有小蘇打等。
⑾高溫管內轉化法
該方法適合于氣體的除雜，如將N2、O2的混和氣體通過高溫管中的Cu網(wǎng)時，可除去O2。
?、兴峄?/p>
即使雜質與酸反應而轉化為非雜質成分或轉化為易揮發(fā)的氣體而除雜的方法。如向Na2CO3與NaHCO3的混合溶液中通入過量的CO2氣體，可使Na2CO3轉化為NaHCO3。
(四) 化學實驗設計與評價
1、化學實驗方案設計的基本要求
?、趴茖W性：所謂科學性是指實驗原理、實驗操作程序和方法必須正確。例如，鑒別Na2SO4和NaI，在試劑的選擇上就不宜選用HNO3等具有氧化性的酸。在操作程序的設計上，應取少量固體先溶解，然后再取少量配成的溶液并再加入試劑，而不能將樣品全部溶解或在溶解后的全部溶液中加入試劑。
⑵安全性：實驗設計應盡量避免使用有毒藥品和進行具有一定危險性的實驗操作。
⑶可行性：實驗設計應切實可行，所選用的化學藥品、儀器、設備和方法等在中學現(xiàn)有的實驗條件下能夠得到滿足。
⑷簡約性：實驗設計應盡可能簡單易行，應采用簡單的實驗裝置，用較少的實驗步驟和實驗藥品，并能在較短的時間內完成實驗。
2、化學實驗設計的基本思路
?、琶鞔_目的的原理：首先必須認真審題，明確實驗的目的要求，弄清題目有哪些新的信息，綜合已學過的知識，通過類比、遷移、分析，從而明確實驗原理。
?、七x擇儀器藥品：根據(jù)實驗的目的和原理以及反應物和生成物的性質、反應條件，如反應和生成物的狀態(tài)、能否腐蝕儀器和橡皮、反應是否加熱 及溫度是否控制在一定范圍等，從而選擇合理的化學儀器和藥品。
?、窃O計裝置步驟：根據(jù)上述實驗目的和原理，以及所選用的實驗儀器和藥品，設計出合理的實驗裝置和實驗操作步驟，學生應具備識別和繪制。