必修一

一、熟悉化學(xué)實(shí)驗(yàn)基本操作

危險(xiǎn)化學(xué)品標(biāo)志，如酒精、汽油——易燃液體；

濃H2SO4、NaOH（酸堿）——腐蝕品。

二、混合物的分離和提純：

1、分離的方法：

①過濾：固體(不溶)和液體的分離。

②蒸發(fā)：固體(可溶)和液體分離。

③蒸餾：沸點(diǎn)不同的液體混合物的分離。

④分液：互不相溶的液體混合物。

⑤萃?。豪没旌衔镏幸环N溶質(zhì)在互不相溶的溶劑里溶解性的不同，用一種溶劑把溶質(zhì)從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來。

2、蒸餾裝置注意事項(xiàng)：

①加熱燒瓶要墊上石棉網(wǎng)；

②溫度計(jì)的水銀球應(yīng)位于蒸餾燒瓶的支管口處；

③加碎瓷片的目的是防止暴沸；

④冷凝水由下口進(jìn)，上口出。

3、從碘水中提取碘的實(shí)驗(yàn)時(shí)，選用萃取劑應(yīng)符合原則：

①被萃取的物質(zhì)在萃取劑溶解度比在原溶劑中的大的多；

②萃取劑與原溶液溶劑互不相溶；

③萃取劑不能與被萃取的物質(zhì)反應(yīng)。

三、離子的檢驗(yàn)：

①硫酸根：先加稀鹽酸，再加BaCl2溶液有白色沉淀。

②氯離子：加AgNO3溶液有白色沉淀生成，再加稀硝酸沉淀不溶解；或先加稀硝酸酸化，再加AgNO3溶液，有白色沉淀生成。

③碳酸根：先加BaCl2溶液生成白色沉淀，再加稀鹽酸，沉淀溶解，并生成無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的氣體。

1、物質(zhì)的量（n）是國(guó)際單位制中7個(gè)基本物理量之一。

2、五個(gè)化學(xué)符號(hào)：

概念、符號(hào)

定義

注 意 事 項(xiàng)

物質(zhì)的量：

n

衡量一定數(shù)目粒子集體的物理量

①摩爾(mol)是物質(zhì)的量的單位，只能用來衡量微觀粒子：原子、分子、離子、原子團(tuán)、電子、質(zhì)子、中子等。

②用物質(zhì)的量表示微粒時(shí)，要指明粒子的種類。

阿伏加德羅常數(shù)：

NA

1mol任何物質(zhì)所含粒子數(shù)。

NA有單位：mol－1或 /mol，讀作每摩爾，

NA≈6.02×1023mol－1。

摩爾質(zhì)量：

M

單位物質(zhì)的量物質(zhì)所具有的質(zhì)量

①一種物質(zhì)的摩爾質(zhì)量以g/mol為單位時(shí)，在數(shù)值上與其相對(duì)原子或相對(duì)分子質(zhì)量相等。

②一種物質(zhì)的摩爾質(zhì)量不隨其物質(zhì)的量變化而變

氣體摩爾體積：

Vm

單位物質(zhì)的量氣體所具有的體積

①影響氣體摩爾體積因素有溫度和壓強(qiáng)。

②在標(biāo)準(zhǔn)狀況下（0℃，101KPa）1mol任何氣體所占體積約為22.4L即在標(biāo)準(zhǔn)狀況下，Vm≈22.4L/mol

物質(zhì)的量濃度：

C

單位體積溶液所含某溶質(zhì)B物質(zhì)的量。

①公式中的V必須是溶液的體積；將1L水溶解溶質(zhì)或者氣體，溶液體積肯定不是1L。

②某溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度不隨所取溶液體積多少而變

3、各個(gè)量之間的關(guān)系：

4、溶液稀釋公式：

（根據(jù)溶液稀釋前后，溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量不變）

C濃溶液V濃溶液＝C稀溶液V稀溶液

5、溶液中溶質(zhì)濃度可以用兩種方法表示：

①質(zhì)量分?jǐn)?shù)

②物質(zhì)的量濃度

質(zhì)量分?jǐn)?shù)與物質(zhì)的量濃度的關(guān)系：C=1000ρW/M（其中ρ單位為g/cm3）

6、一定物質(zhì)的量濃度溶液的配制

（1）配制使用的儀器：托盤天平(固體溶質(zhì))、量筒(液體溶質(zhì))、容量瓶（強(qiáng)調(diào)：在具體實(shí)驗(yàn)時(shí)，應(yīng)寫規(guī)格，否則錯(cuò)！）、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管。

（2）配制的步驟：

①計(jì)算溶質(zhì)的量（若為固體溶質(zhì)計(jì)算所需質(zhì)量，若為溶液計(jì)算所需溶液的體積）

②稱?。ɑ蛄咳。廴芙猓o置冷卻）④轉(zhuǎn)移⑤洗滌⑥定容⑦搖勻。

※注意：

①不能配制任意體積的一定物質(zhì)的量濃度的溶液，這是因?yàn)槿萘科康娜莘e是固定的，沒有任意體積規(guī)格的容量瓶。

②溶液注入容量瓶前需恢復(fù)到室溫，這是因?yàn)槿萘科渴軣嵋渍?，同時(shí)溶液溫度過高會(huì)使容量瓶膨脹影響溶液配制的精確度。

③用膠頭滴管定容后再振蕩，出現(xiàn)液面低于刻度線時(shí)不要再加水，這是因?yàn)檎袷帟r(shí)有少量溶液粘在瓶頸上還沒完全回流，故液面暫時(shí)低于刻度線，若此時(shí)又加水會(huì)使所配制溶液的濃度偏低。

④如果加水定容時(shí)超出了刻度線，不能將超出部分再吸走，須應(yīng)重新配制。

⑤如果搖勻時(shí)不小心灑出幾滴，不能再加水至刻度，必須重新配制，這是因?yàn)樗鶠⒊龅膸椎稳芤褐泻腥苜|(zhì)，會(huì)使所配制溶液的濃度偏低。

⑥溶質(zhì)溶解后轉(zhuǎn)移至容量瓶時(shí)，必須用少量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌2—3次，并將洗滌液一并倒入容量瓶，這是因?yàn)闊安ＡО魰?huì)粘有少量溶質(zhì)，只有這樣才能盡可能地把溶質(zhì)全部轉(zhuǎn)移到容量瓶中。

1、分散系及其分類：

（1）分散系組成：分散劑和分散質(zhì)，按照分散質(zhì)和分散劑所處的狀態(tài)，分散系可以有9種組合方式。

（2）當(dāng)分散劑為液體時(shí)，根據(jù)分散質(zhì)粒子大小可以將分散系分為溶液、膠體、濁液。

分散系

溶液

膠體

濁液

分散粒子直徑

＜1nm

1～100nm

＞100nm

外觀

均一,透明,穩(wěn)定

均一,透明,介穩(wěn)體系

不均一,不透明,不穩(wěn)定

能否透過濾紙

能

能

不能

能否透過半透膜

能

不能

不能

實(shí)例

食鹽水

Fe(OH)3膠體

泥漿水

2、膠體：

（1）常見膠體：Fe(OH)3膠體、Al(OH)3膠體、血液、豆?jié){、淀粉溶液、蛋白質(zhì)溶液、有色玻璃、墨水等。

（2）膠體的特性：能產(chǎn)生丁達(dá)爾效應(yīng)。區(qū)別膠體與其他分散系常用方法丁達(dá)爾效應(yīng)。

（3）Fe(OH)3膠體的制備方法：將飽和FeCl3溶液滴入沸水中，繼續(xù)加熱至體系呈紅褐色，停止加熱，得Fe(OH)3膠體。

一、電解質(zhì)和非電解質(zhì)

電解質(zhì)：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物。

非電解質(zhì)：在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物。

（1）電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物，單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。

（2）酸、堿、鹽和水都是電解質(zhì)。

（3）能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)。能導(dǎo)電的物質(zhì)：電解質(zhì)溶液、熔融的堿和鹽、金屬單質(zhì)和石墨。

2、溶液能夠?qū)щ姷脑颍河心軌蜃杂梢苿?dòng)的離子。

二、離子反應(yīng)

1、離子反應(yīng)發(fā)生的條件：生成沉淀、生成氣體、水、發(fā)生氧化還原反應(yīng)、發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)。

2、離子方程式的書寫：（寫、拆、刪、查）。

①寫：寫出正確的化學(xué)方程式（要注意配平）。

②拆：把易溶的強(qiáng)電解質(zhì)（易容的鹽、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿）寫成離子形式。

③刪：刪除不參加反應(yīng)的離子（價(jià)態(tài)不變和存在形式不變的離子）。

④查：檢查書寫離子方程式等式兩邊是否原子個(gè)數(shù)守恒、電荷數(shù)守恒。

3、離子方程式正誤判斷：

①看是否符合反應(yīng)事實(shí)(能不能發(fā)生反應(yīng)，反應(yīng)物、生成物對(duì)不對(duì))。

②看是否可拆。

③看是否配平（原子個(gè)數(shù)守恒，電荷數(shù)守恒）。

4、離子共存問題

（1）由于發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)（生成沉淀或氣體或水）的離子不能大量共存。

（2）審題時(shí)應(yīng)注意題中給出的附加條件。

①無色溶液中不存在有色離子：Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO4－（常見這四種有色離子）。

②注意挖掘某些隱含離子：酸性溶液(或pH＜7)中隱含有H＋，堿性溶液(或pH＞7)中隱含有OH－。

③注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。

一、氧化還原反應(yīng)

1、氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)：

有電子轉(zhuǎn)移（包括電子的得失或偏移）。

2、氧化還原反應(yīng)的特征：

有元素化合價(jià)升降。

3、判斷氧化還原反應(yīng)的依據(jù)：

凡是有元素化合價(jià)升降或有電子的轉(zhuǎn)移的化學(xué)反應(yīng)都屬于氧化還原反應(yīng)。

4、氧化還原反應(yīng)相關(guān)概念：

還原劑（具有還原性）：失(失電子)→升(化合價(jià)升高)→氧(被氧化或發(fā)生氧化反應(yīng))→生成氧化產(chǎn)物。

氧化劑（具有氧化性）：得(得電子)→降(化合價(jià)降低)→還(被還原或發(fā)生還原反應(yīng))→生成還原產(chǎn)物。

二、氧化性、還原性強(qiáng)弱的判斷

（1）根據(jù)氧化還原反應(yīng)方程式在同一氧化還原反應(yīng)中，

氧化性：氧化劑＞氧化產(chǎn)物；

還原性：還原劑＞還原產(chǎn)物。

三、如果使元素化合價(jià)升高，即要使它被氧化，要加入氧化劑才能實(shí)現(xiàn)；如果使元素化合價(jià)降低，即要使它被還原，要加入還原劑才能實(shí)現(xiàn)；

一、鈉 Na

1、單質(zhì)鈉的物理性質(zhì)：鈉質(zhì)軟、銀白色、熔點(diǎn)低、密度比水的小但比煤油的大。

2、單質(zhì)鈉的化學(xué)性質(zhì)：

①鈉與O2反應(yīng)

常溫下：4Na + O2＝2Na2O （新切開的鈉放在空氣中容易變暗）

加熱時(shí)：2Na + O2＝＝Na2O2 （鈉先熔化后燃燒，發(fā)出黃色火焰，生成淡黃色固體Na2O2。）

Na2O2中氧元素為－1價(jià)，Na2O2既有氧化性又有還原性。

2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑

2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2

Na2O2是呼吸面具、潛水艇的供氧劑，Na2O2具有強(qiáng)氧化性能漂白。

②鈉與H2O反應(yīng)

2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑

離子方程式：2Na＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑

實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象：“浮——鈉密度比水??；熔——鈉熔點(diǎn)低；游——生成氫氣；響——反應(yīng)劇烈；紅——生成的NaOH遇酚酞變紅”。

③鈉與鹽溶液反應(yīng)

如鈉與CuSO4溶液反應(yīng)，應(yīng)該先是鈉與H2O反應(yīng)生成NaOH與H2，再和CuSO4溶液反應(yīng)，K、Ca、Na三種單質(zhì)與鹽溶液反應(yīng)時(shí)，先與水反應(yīng)生成相應(yīng)的堿，堿再和鹽溶液反應(yīng)

④鈉與酸反應(yīng)：

2Na＋2HCl＝2NaCl＋H2↑（反應(yīng)劇烈）

離子方程式：2Na＋2H＋＝2Na＋＋H2↑

3、鈉的存在：以化合態(tài)存在。

4、鈉的保存：保存在煤油或石蠟中。

5、鈉在空氣中的變化過程：

Na→Na2O→NaOH→Na2CO3→Na2CO3·10H2O（結(jié)晶）→Na2CO3（風(fēng)化），最終得到是一種白色粉末。

二、鋁 Al

1、單質(zhì)鋁的物理性質(zhì)：銀白色金屬、密度?。▽佥p金屬）、硬度小、熔沸點(diǎn)低。

2、單質(zhì)鋁的化學(xué)性質(zhì)

①鋁與O2反應(yīng)：常溫下鋁能與O2反應(yīng)生成致密氧化膜，保護(hù)內(nèi)層金屬。加熱條件下鋁能與O2反應(yīng)生成氧化鋁：4Al＋3O2＝＝2Al2O3

②常溫下Al既能與強(qiáng)酸反應(yīng)，又能與強(qiáng)堿溶液反應(yīng)，均有H2生成，也能與不活潑的金屬鹽溶液反應(yīng)：

※注意：

鋁制餐具不能用來長(zhǎng)時(shí)間存放酸性、堿性和咸的食品。

③鋁與某些金屬氧化物的反應(yīng)（如V、Cr、Mn、Fe的氧化物）叫做鋁熱反應(yīng)

Fe2O3＋2Al ＝＝ 2Fe＋Al2O3，Al 和 Fe2O3的混合物叫做鋁熱劑。利用鋁熱反應(yīng)焊接鋼軌。

三、鐵

1、單質(zhì)鐵的物理性質(zhì)：

鐵片是銀白色的，鐵粉呈黑色，純鐵不易生銹，但生鐵（含碳雜質(zhì)的鐵）在潮濕的空氣中易生銹。（原因：形成了鐵碳原電池。鐵銹的主要成分是Fe2O3）。

2、單質(zhì)鐵的化學(xué)性質(zhì)：

①鐵與氧氣反應(yīng)：3Fe＋2O2＝＝Fe3O4（現(xiàn)象：劇烈燃燒，火星四射，生成黑色的固體）

②與非氧化性酸反應(yīng)：Fe＋2HCl＝FeCl2＋H2↑ （Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2↑）

常溫下鋁、鐵遇濃硫酸或濃硝酸鈍化。加熱能反應(yīng)但無氫氣放出。

③與鹽溶液反應(yīng)：Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu（Fe＋Cu2＋＝Fe2＋＋Cu）

④與水蒸氣反應(yīng)：3Fe＋4H2O(g)＝＝Fe3O4＋4H2

一、氧化物

1、Al2O3的性質(zhì)：

氧化鋁是一種白色難溶物，其熔點(diǎn)很高，可用來制造耐火材料如坩鍋、耐火管、耐高溫的實(shí)驗(yàn)儀器等。Al2O3是兩性氧化物：既能與強(qiáng)酸反應(yīng)，又能與強(qiáng)堿反應(yīng)。

2、鐵的氧化物的性質(zhì)：FeO、Fe2O3都為堿性氧化物，能與強(qiáng)酸反應(yīng)生成鹽和水。

二、氫氧化物

1、氫氧化鋁 Al(OH)3

①Al(OH)3是兩性氫氧化物，在常溫下它既能與強(qiáng)酸，又能與強(qiáng)堿反應(yīng)：

②Al(OH)3受熱易分解成Al2O3：2Al(OH)3＝＝Al2O3＋3H2O（規(guī)律：不溶性堿受熱均會(huì)分解）

③Al(OH)3的制備：實(shí)驗(yàn)室用可溶性鋁鹽和氨水反應(yīng)來制備Al(OH)3，因?yàn)閺?qiáng)堿(如NaOH)易與Al(OH)3反應(yīng)，所以實(shí)驗(yàn)室不用強(qiáng)堿而用氨水。

2、鐵的氫氧化物：

氫氧化亞鐵Fe(OH)2（白色）和氫氧化鐵Fe(OH)3（紅褐色）

①都能與酸反應(yīng)生成鹽和水：

②Fe(OH)2可以被空氣中的氧氣氧化成Fe(OH)3

4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝4Fe(OH)3（現(xiàn)象：白色沉淀→灰綠色→紅褐色）

③Fe(OH)3受熱易分解生成Fe2O3：2Fe(OH)3＝＝Fe2O3＋3H2O

3、氫氧化鈉NaOH：

俗稱燒堿、火堿、苛性鈉，易潮解，有強(qiáng)腐蝕性，具有堿的通性。

三、鹽

1、鐵鹽（鐵為+3價(jià)）、亞鐵鹽（鐵為+2價(jià)）的性質(zhì)：

①鐵鹽（鐵為+3價(jià)）具有氧化性，可以被還原劑（如鐵、銅等）還原成亞鐵鹽：

2FeCl3＋Fe＝3FeCl2（ 2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋）(價(jià)態(tài)歸中規(guī)律)

2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl2（ 2Fe3＋＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋）（制印刷電路板的反應(yīng)原理）

亞鐵鹽（鐵為+2價(jià)）具有還原性，能被氧化劑（如氯氣、氧氣、硝酸等）氧化成鐵鹽：

②Fe3＋離子的檢驗(yàn)：

a.溶液呈黃色；

b.加入KSCN(硫氰化鉀)溶液變紅色；

c.加入NaOH溶液反應(yīng)生成紅褐色沉淀[Fe(OH)3]。

Fe2+離子的檢驗(yàn)：

a.溶液呈淺綠色；

b.先在溶液中加入KSCN溶液，不變色，再加入氯水，溶液變紅色；

c.加入NaOH溶液反應(yīng)先生成白色沉淀，迅速變成灰綠色沉淀，最后變成紅褐色沉淀。

2、鈉鹽：Na2CO3與NaHCO3的性質(zhì)比較

Na2CO3

NaHCO3

俗稱

純堿、蘇打

小蘇打

水溶性比較

Na2CO3 > NaHCO3

溶液酸堿性

堿性

堿性

與酸反應(yīng)劇烈程度

較慢（二步反應(yīng)）

較快（一步反應(yīng)）

與酸反應(yīng)

Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑

NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑

熱穩(wěn)定性

加熱不分解

加熱分解

2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑

與CO2反應(yīng)

Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3

不反應(yīng)

與NaOH溶液反應(yīng)

不反應(yīng)（不能發(fā)生離子交換）

NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O

HCO3－+OH－=H2O+CO32－

與Ca(OH)2溶液反應(yīng)

Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH

Ca2++CO32－=CaCO3↓

也能反應(yīng)生成CaCO3沉淀

與CaCl2溶液反應(yīng)

有CaCO3沉淀

不反應(yīng)

用途

洗滌劑，玻璃、肥皂、造紙、紡織等工業(yè)

發(fā)酵粉、滅火劑、治療胃酸過多（有胃潰瘍時(shí)不能用）

四、焰色反應(yīng)

1、定義：金屬或它們的化合物在灼燒時(shí)使火焰呈現(xiàn)特殊顏色的性質(zhì)。

2、操作步驟：鉑絲（或鐵絲）用鹽酸浸洗后灼燒至無色，沾取試樣（單質(zhì)、化合物、氣、液、固均可）在火焰上灼燒，觀察顏色。

3、 重要元素的焰色：

鈉元素黃色、 鉀元素紫色（透過藍(lán)色的鈷玻璃觀察，以排除鈉的焰色的干擾）

焰色反應(yīng)屬物理變化。與元素存在狀態(tài)（單質(zhì)、化合物）、物質(zhì)的聚集狀態(tài)（氣、液、固）等無關(guān)，只有少數(shù)金屬元素有焰色反應(yīng)。

一、硅及其化合物 Si

硅元素在地殼中的含量排第二，在自然界中沒有游離態(tài)的硅，只有以化合態(tài)存在的硅，常見的是二氧化硅、硅酸鹽等。

1、單質(zhì)硅（Si）：

（1）物理性質(zhì)：有金屬光澤的灰黑色固體，熔點(diǎn)高，硬度大。

（2）化學(xué)性質(zhì)：

①常溫下化學(xué)性質(zhì)不活潑，只能跟F2、HF和NaOH溶液反應(yīng)。

Si＋2F2＝SiF4

Si＋4HF＝SiF4↑＋2H2↑

Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑

②在高溫條件下，單質(zhì)硅能與O2和Cl2等非金屬單質(zhì)反應(yīng)。

（3）用途：太陽(yáng)能電池、計(jì)算機(jī)芯片以及半導(dǎo)體材料等。

（4）硅的制備：工業(yè)上，用C在高溫下還原SiO2可制得粗硅。

SiO2＋2C＝Si(粗)＋2CO↑

Si(粗)＋2Cl2＝SiCl4

SiCl4＋2H2＝Si(純)＋4HCl

2、二氧化硅（SiO2）：

（1）SiO2的空間結(jié)構(gòu)：立體網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，SiO2直接由原子構(gòu)成，不存在單個(gè)SiO2分子。

（2）物理性質(zhì)：熔點(diǎn)高，硬度大，不溶于水。

（3）化學(xué)性質(zhì)：SiO2常溫下化學(xué)性質(zhì)很不活潑，不與水、酸反應(yīng)（氫氟酸除外），能與強(qiáng)堿溶液、氫氟酸反應(yīng)，高溫條件下可以與堿性氧化物反應(yīng)：

①與強(qiáng)堿反應(yīng)：SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O（生成的硅酸鈉具有粘性，所以不能用帶磨口玻璃塞試劑瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3將瓶塞和試劑瓶粘住，打不開，應(yīng)用橡皮塞）。

②與氫氟酸反應(yīng)[SiO2的特性]：SiO2＋4HF＝SiF4↑+2H2O（利用此反應(yīng)，氫氟酸能雕刻玻璃；氫氟酸不能用玻璃試劑瓶存放，應(yīng)用塑料瓶）。

③高溫下與堿性氧化物反應(yīng)：SiO2＋CaOCaSiO3

（4）用途：光導(dǎo)纖維、瑪瑙飾物、石英坩堝、水晶鏡片、石英鐘、儀器軸承、玻璃和建筑材料等。

3、硅酸（H2SiO3）：

（1）物理性質(zhì)：不溶于水的白色膠狀物，能形成硅膠，吸附水分能力強(qiáng)。

（2）化學(xué)性質(zhì)：H2SiO3是一種弱酸，酸性比碳酸還要弱，其酸酐為SiO2，但SiO2不溶于水，故不能直接由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸鹽與酸反應(yīng)制?。海◤?qiáng)酸制弱酸原理）

Na2SiO3＋2HCl＝2NaCl＋H2SiO3↓

Na2SiO3＋CO2＋H2O＝H2SiO3↓＋Na2CO3（此方程式證明酸性：H2SiO3＜H2CO3）

（3）用途：硅膠作干燥劑、催化劑的載體。

4、硅酸鹽：

硅酸鹽：硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱。硅酸鹽種類很多，大多數(shù)難溶于水，最常見的可溶性硅酸鹽是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗稱水玻璃，又稱泡花堿，是一種無色粘稠的液體，可以作黏膠劑和木材防火劑。硅酸鈉水溶液久置在空氣中容易變質(zhì)：

Na2SiO3＋CO2＋H2O＝Na2CO3＋H2SiO3↓（有白色沉淀生成）

傳統(tǒng)硅酸鹽工業(yè)三大產(chǎn)品有：玻璃、陶瓷、水泥。

二、氯及其化合物

在自然界中沒游離態(tài)的氯，氯只以化合態(tài)存在（主要以氯化物和氯酸鹽）。

1、氯氣（Cl2）：

（1）物理性質(zhì)：黃綠色有刺激性氣味有毒的氣體，密度比空氣大，易液化成液氯，易溶于水。（氯氣收集方法—向上排空氣法或者排飽和食鹽水；液氯為純凈物）

（2）化學(xué)性質(zhì)：氯氣化學(xué)性質(zhì)非?；顫?，很容易得到電子，作強(qiáng)氧化劑，能與金屬、非金屬、水以及堿反應(yīng)。

①與金屬反應(yīng)（將金屬氧化成最高正價(jià)）

Na＋Cl2===點(diǎn)燃2NaCl

Cu＋Cl2===點(diǎn)燃CuCl2

2Fe＋3Cl2===點(diǎn)燃2FeCl3

②與非金屬反應(yīng)

Cl2＋H2 ===點(diǎn)燃 2HCl（氫氣在氯氣中燃燒現(xiàn)象：安靜地燃燒，發(fā)出蒼白色火焰）

將H2和Cl2混合后在點(diǎn)燃或光照條件下發(fā)生爆炸。

燃燒：所有發(fā)光發(fā)熱的劇烈化學(xué)反應(yīng)都叫做燃燒，不一定要有氧氣參加。

③Cl2與水反應(yīng)

Cl2＋H2O＝HCl＋HClO

離子方程式：Cl2＋H2O＝H＋＋Cl—＋HClO

將氯氣溶于水得到氯水（淺黃綠色），氯水含多種微粒，其中有H2O、Cl2、HClO、Cl－、H+、OH－(極少量，水微弱電離出來的)。

氯水的性質(zhì)取決于其組成的微粒：

（1）強(qiáng)氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，實(shí)驗(yàn)室常用氯水代替氯氣，如氯水中的氯氣能與KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物質(zhì)反應(yīng)。

（2）漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有強(qiáng)氧化性，一般在應(yīng)用其漂白和消毒時(shí)，應(yīng)考慮HClO，HClO的強(qiáng)氧化性將有色物質(zhì)氧化成無色物質(zhì)，不可逆。

（3）酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，鹽酸還可與NaHCO3，CaCO3等反應(yīng)。

（4）不穩(wěn)定性：HClO不穩(wěn)定光照易分解。，因此久置氯水(淺黃綠色)會(huì)變成稀鹽酸(無色)失去漂白性。

（5）沉淀反應(yīng)：加入AgNO3溶液有白色沉淀生成（氯水中有Cl－）。自來水也用氯水殺菌消毒，所以用自來水配制以下溶液如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液會(huì)變質(zhì)。

④Cl2與堿液反應(yīng)：

與NaOH反應(yīng)：Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O

與Ca(OH)2溶液反應(yīng)：2Cl2＋2Ca(OH)2＝Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O

此反應(yīng)用來制漂白粉，漂白粉的主要成分為Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分為Ca(ClO)2。

漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O=CaCO3↓+2HClO生成的HClO具有漂白性；同樣，氯水也具有漂白性，因?yàn)槁人琀ClO；NaClO同樣具有漂白性，發(fā)生反應(yīng)2NaClO＋CO2＋H2O==Na2CO3+2HClO；

干燥的氯氣不能使紅紙褪色，因?yàn)椴荒苌蒆ClO，濕的氯氣能使紅紙褪色，因?yàn)槁葰獍l(fā)生下列反應(yīng)Cl2＋H2O＝HCl＋HClO。

漂白粉久置空氣會(huì)失效（涉及兩個(gè)反應(yīng)）：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3↓＋2HClO，，漂白粉變質(zhì)會(huì)有CaCO3存在，外觀上會(huì)結(jié)塊，久置空氣中的漂白粉加入濃鹽酸會(huì)有CO2氣體生成，含CO2和HCl雜質(zhì)氣體。

⑤氯氣的用途：制漂白粉、自來水殺菌消毒、農(nóng)藥和某些有機(jī)物的原料等。

2、Cl－的檢驗(yàn)：

原理：根據(jù)Cl－與Ag＋反應(yīng)生成不溶于酸的AgCl沉淀來檢驗(yàn)Cl－存在。

方法：先加稀硝酸酸化溶液（排除CO32－干擾）再滴加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，則說明有Cl－存在。

三、硫及其化合物

1、硫元素的存在：

硫元素容易得到2個(gè)電子呈－2價(jià)或者與其他非金屬元素結(jié)合成呈＋4價(jià)、＋6價(jià)化合物。硫元素在自然界中既有游離態(tài)又有化合態(tài)。（如火山口中的硫就以單質(zhì)存在）

2、硫單質(zhì)：

①物質(zhì)性質(zhì)：俗稱硫磺，淡黃色固體，不溶于水，熔點(diǎn)低。

②化學(xué)性質(zhì)：S+O2 ===點(diǎn)燃 SO2（空氣中點(diǎn)燃淡藍(lán)色火焰，純氧中藍(lán)紫色）

3、二氧化硫（SO2）

（1）物理性質(zhì)：無色、有刺激性氣味有毒的氣體，易溶于水，密度比空氣大，易液化。

（2）SO2的制備：S+O2 ===點(diǎn)燃SO2或Na2SO3＋H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋H2O

（3）化學(xué)性質(zhì)：①SO2能與水反應(yīng)SO2+H2OH2SO3（亞硫酸，中強(qiáng)酸）此反應(yīng)為可逆反應(yīng)。

可逆反應(yīng)定義：在相同條件下，正逆方向同時(shí)進(jìn)行的反應(yīng)。（關(guān)鍵詞：相同條件下）

②SO2為酸性氧化物，是亞硫酸（H2SO3）的酸酐，可與堿反應(yīng)生成鹽和水。

a、與NaOH溶液反應(yīng)：

SO2(少量)＋2NaOH＝Na2SO3＋H2O （SO2＋2OH－＝SO32－＋H2O）

SO2(過量)＋NaOH＝NaHSO3（SO2＋OH－＝HSO3－）

b、與Ca(OH)2溶液反應(yīng)：

SO2(少量)＋Ca(OH)2＝CaSO3↓(白色)＋H2O

2SO2(過量)＋Ca(OH)2＝Ca(HSO3) 2 (可溶)

對(duì)比CO2與堿反應(yīng)：

CO2(少量)＋Ca(OH)2＝CaCO3↓(白色)+H2O

2CO2(過量)＋Ca(OH)2＝Ca(HCO3) 2 (可溶)

將SO2逐漸通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消失，與CO2逐漸通入Ca(OH)2溶液實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象相同，所以不能用石灰水來鑒別SO2和CO2。能使石灰水變渾濁的無色無味的氣體一定是二氧化碳，這說法是對(duì)的，因?yàn)镾O2是有刺激性氣味的氣體。

③SO2具有強(qiáng)還原性，能與強(qiáng)氧化劑（如酸性高錳酸鉀溶液、氯氣、氧氣等）反應(yīng)。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色，顯示了SO2的強(qiáng)還原性（不是SO2的漂白性）。

SO2＋Cl2＋2H2O＝H2SO4＋2HCl（將SO2氣體和Cl2氣體混合后作用于有色溶液，漂白效果將大大減弱。）

④SO2的弱氧化性：如2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O（有黃色沉淀生成）

⑤SO2的漂白性：SO2能使品紅溶液褪色，加熱會(huì)恢復(fù)原來的顏色。用此可以檢驗(yàn)SO2的存在。

SO2

Cl2

漂白的物質(zhì)

漂白某些有色物質(zhì)

使?jié)駶?rùn)有色物質(zhì)褪色

原理

與有色物質(zhì)化合生成不穩(wěn)定的無色物質(zhì)

與水生成HClO，HClO具有漂白性，將有色物質(zhì)氧化成無色物質(zhì)

加熱

能恢復(fù)原色（無色物質(zhì)分解）

不能復(fù)原

⑥SO2的用途：漂白劑、殺菌消毒、生產(chǎn)硫酸等。

4、硫酸（H2SO4）

（1）濃硫酸的物理性質(zhì)：純的硫酸為無色油狀粘稠液體，能與水以任意比互溶（稀釋濃硫酸要規(guī)范操作：注酸入水且不斷攪拌）。質(zhì)量分?jǐn)?shù)為98%（或18.4mol/l）的硫酸為濃硫酸。不揮發(fā)，沸點(diǎn)高，密度比水大。

（2）濃硫酸三大性質(zhì)：吸水性、脫水性、強(qiáng)氧化性。

①吸水性：濃硫酸可吸收結(jié)晶水、濕存水和氣體中的水蒸氣，可作干燥劑，可干燥H2、O2、SO2、CO2等氣體，但不可以用來干燥NH3、H2S、HBr、HI、C2H4五種氣體。

②脫水性：能將有機(jī)物（蔗糖、棉花等）以水分子中H和O原子個(gè)數(shù)比2︰1脫水，炭化變黑。

③強(qiáng)氧化性：濃硫酸在加熱條件下顯示強(qiáng)氧化性（＋6價(jià)硫體現(xiàn)了強(qiáng)氧化性），能與大多數(shù)金屬反應(yīng)，也能與非金屬反應(yīng)。

a. 與大多數(shù)金屬反應(yīng)：2H2SO4 (濃)＋Cu===△CuSO4＋2H2O＋SO2 ↑

（此反應(yīng)濃硫酸表現(xiàn)出酸性和強(qiáng)氧化性 ）

b. 與非金屬反應(yīng)（如C反應(yīng)）：2H2SO4(濃)＋C===△CO2 ↑＋2H2O＋SO2 ↑

（此反應(yīng)濃硫酸表現(xiàn)出強(qiáng)氧化性 ）

※注意：

常溫下，F(xiàn)e、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發(fā)生鈍化。

濃硫酸的強(qiáng)氧化性使許多金屬能與它反應(yīng)，但在常溫下，鋁和鐵遇濃硫酸時(shí)，因表面被濃硫酸氧化成一層致密氧化膜，這層氧化膜阻止了酸與內(nèi)層金屬的進(jìn)一步反應(yīng)。這種現(xiàn)象叫金屬的鈍化。鋁和鐵也能被濃硝酸鈍化，所以，常溫下可以用鐵制或鋁制容器盛放濃硫酸和濃硝酸。

（3）硫酸的用途：干燥劑、化肥、炸藥、蓄電池、農(nóng)藥、醫(yī)藥等。

四、氮及其化合物

1、氮的氧化物：NO2和NO

N2＋O2 ===高溫或放電 2NO，生成的一氧化氮很不穩(wěn)定：2NO＋O2 == 2NO2

一氧化氮：無色氣體，有毒，能與人血液中的血紅蛋白結(jié)合而使人中毒（與CO中毒原理相同），不溶于水。是空氣中的污染物。

二氧化氮：紅棕色氣體（與溴蒸氣顏色相同）、有刺激性氣味、有毒、易液化、易溶于水，并與水反應(yīng)：

3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO，此反應(yīng)中NO2既是氧化劑又是還原劑。以上三個(gè)反應(yīng)是“雷雨固氮”、“雷雨發(fā)莊稼”的反應(yīng)。

2、硝酸（HNO3）：

（1）硝酸物理性質(zhì)：純硝酸是無色、有刺激性氣味的油狀液體。低沸點(diǎn)（83℃）、易揮發(fā)，在空氣中遇水蒸氣呈白霧狀。98%以上的硝酸叫“發(fā)煙硝酸”，常用濃硝酸的質(zhì)量分?jǐn)?shù)為69%。

（2）硝酸的化學(xué)性質(zhì)：具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊試液變紅色，濃硝酸遇紫色石蕊試液先變紅（H＋作用）后褪色（濃硝酸的強(qiáng)氧化性）。用此實(shí)驗(yàn)可證明濃硝酸的氧化性比稀硝酸強(qiáng)。濃硝酸和稀硝酸都是強(qiáng)氧化劑，能氧化大多數(shù)金屬，但不放出氫氣，通常濃硝酸產(chǎn)生NO2，稀硝酸產(chǎn)生NO，如：

①Cu＋4HNO3(濃)＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O

②3Cu＋8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O

反應(yīng)①還原劑與氧化劑物質(zhì)的量之比為1︰2；反應(yīng)②還原劑與氧化劑物質(zhì)的量之比為3︰2。

常溫下，F(xiàn)e、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發(fā)生鈍化，（說成不反應(yīng)是不妥的），加熱時(shí)能發(fā)生反應(yīng)：

當(dāng)溶液中有H＋和NO3－時(shí)，相當(dāng)于溶液中含HNO3，此時(shí)，因?yàn)橄跛峋哂袕?qiáng)氧化性，使得在酸性條件下NO3－與具有強(qiáng)還原性的離子如S2－、Fe2＋、SO32－、I－、Br－（通常是這幾種）因發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存。（有沉淀、氣體、難電離物生成是因發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)而不能大量共存。）

3、氨氣（NH3）

（1）氨氣的物理性質(zhì)：無色氣體，有刺激性氣味、比空氣輕，易液化，極易溶于水，1體積水可以溶解700體積的氨氣（可做紅色噴泉實(shí)驗(yàn)）。濃氨水易揮發(fā)出氨氣。

（2）氨氣的化學(xué)性質(zhì)：

a. 溶于水溶液呈弱堿性：

生成的一水合氨NH3·H2O是一種弱堿，很不穩(wěn)定，受熱會(huì)分解：

氨氣或液氨溶于水得氨水，氨水的密度比水小，并且氨水濃度越大密度越小，計(jì)算氨水濃度時(shí)，溶質(zhì)是NH3，而不是NH3·H2O。

氨水中的微粒：H2O、NH3、NH3·H2O、NH4＋、OH—、H＋(極少量，水微弱電離出來)。

噴泉實(shí)驗(yàn)的原理：是利用氣體極易被一種液體吸收而形成壓強(qiáng)差，使氣體容器內(nèi)壓強(qiáng)降低，外界大氣壓把液體壓入氣體容器內(nèi)，在玻璃導(dǎo)管尖嘴處形成美麗的“噴泉”。

噴泉實(shí)驗(yàn)成功的關(guān)鍵：

（1）氣體在吸收液中被吸收得既快又多，如NH3、HCl、HBr、HI、NO2用水吸收，CO2、SO2，Cl2、H2S等用NaOH溶液吸收等。

（2）裝置的氣密性要好。

（3）燒瓶?jī)?nèi)的氣體純度要大。

b. 氨氣可以與酸反應(yīng)生成鹽：

①NH3＋HCl＝NH4Cl

②NH3＋HNO3＝NH4NO3

③ 2NH3＋H2SO4＝(NH4)2SO4

因NH3溶于水呈堿性，所以可以用濕潤(rùn)的紅色石蕊試紙檢驗(yàn)氨氣的存在，因濃鹽酸有揮發(fā)性，所以也可以用蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近集氣瓶口，如果有大量白煙生成，可以證明有NH3存在。

（3）氨氣的實(shí)驗(yàn)室制法：

①原理：銨鹽與堿共熱產(chǎn)生氨氣

②裝置特點(diǎn)：固＋固氣體，與制O2相同。

③收集：向下排空氣法。

④驗(yàn)滿：

a. 濕潤(rùn)的紅色石蕊試紙（NH3是唯一能使?jié)駶?rùn)的紅色石蕊試紙變藍(lán)的氣體）

b. 蘸濃鹽酸的玻璃棒(產(chǎn)生白煙)

⑤干燥：用堿石灰（NaOH與CaO的混合物）或生石灰在干燥管或U型管中干燥。不能用CaCl2、P2O5、濃硫酸作干燥劑，因?yàn)镹H3能與CaCl2反應(yīng)生成CaCl2·8NH3。P2O5、濃硫酸均能與NH3反應(yīng)，生成相應(yīng)的鹽。所以NH3通常用堿石灰干燥。

⑥吸收：在試管口塞有一團(tuán)濕的棉花其作用有兩個(gè)：一是減小氨氣與空氣的對(duì)流，方便收集氨氣；二是吸收多余的氨氣，防止污染空氣。

（4）氨氣的用途：液氨易揮發(fā)，汽化過程中會(huì)吸收熱量，使得周圍環(huán)境溫度降低，因此，液氨可以作制冷劑。

4、銨鹽

銨鹽均易溶于水，且都為白色晶體（很多化肥都是銨鹽）。

（1）受熱易分解，放出氨氣：

（2）干燥的銨鹽能與堿固體混合加熱反應(yīng)生成氨氣，利用這個(gè)性質(zhì)可以制備氨氣：

（3）NH4＋的檢驗(yàn)：樣品加堿混合加熱，放出的氣體能使?jié)竦募t色石蕊試紙變藍(lán)，則證明該物質(zhì)會(huì)有NH4＋。

選修三

一、原子結(jié)構(gòu)

1、能層和能級(jí)

（1）能層和能級(jí)的劃分

①在同一個(gè)原子中，離核越近能層能量越低。

②同一個(gè)能層的電子，能量也可能不同，還可以把它們分成能級(jí)s、p、d、f，能量由低到高依次為s、p、d、f。

③任一能層，能級(jí)數(shù)等于能層序數(shù)。

④s、p、d、f……可容納的電子數(shù)依次是1、3、5、7……的兩倍。

⑤能層不同能級(jí)相同，所容納的最多電子數(shù)相同。

（2）能層、能級(jí)、原子軌道之間的關(guān)系

每能層所容納的最多電子數(shù)是：2n2（n：能層的序數(shù)）。

2、構(gòu)造原理

（1）構(gòu)造原理是電子排入軌道的順序，構(gòu)造原理揭示了原子核外電子的能級(jí)分布。

（2）構(gòu)造原理是書寫基態(tài)原子電子排布式的依據(jù)，也是繪制基態(tài)原子軌道表示式的主要依據(jù)之一。

（3）不同能層的能級(jí)有交錯(cuò)現(xiàn)象，如E（3d）＞E（4s）、E（4d）＞E（5s）、E（5d）＞E（6s）、E（6d）＞E（7s）、E（4f）＞E（5p）、E（4f）＞E（6s）等。原子軌道的能量關(guān)系是：ns＜（n-2）f ＜（n-1）d ＜np

（4）能級(jí)組序數(shù)對(duì)應(yīng)著元素周期表的周期序數(shù)，能級(jí)組原子軌道所容納電子數(shù)目對(duì)應(yīng)著每個(gè)周期的元素?cái)?shù)目。

根據(jù)構(gòu)造原理，在多電子原子的電子排布中：各能層最多容納的電子數(shù)為2n2 ；最外層不超過8個(gè)電子；次外層不超過18個(gè)電子；倒數(shù)第三層不超過32個(gè)電子。

（5）基態(tài)和激發(fā)態(tài)

①基態(tài)：最低能量狀態(tài)。處于最低能量狀態(tài)的原子稱為基態(tài)原子。

②激發(fā)態(tài)：較高能量狀態(tài)（相對(duì)基態(tài)而言）?；鶓B(tài)原子的電子吸收能量后，電子躍遷至較高能級(jí)時(shí)的狀態(tài)。處于激發(fā)態(tài)的原子稱為激發(fā)態(tài)原子。

③原子光譜：不同元素的原子發(fā)生電子躍遷時(shí)會(huì)吸收（基態(tài)→激發(fā)態(tài)）和放出（激發(fā)態(tài)→較低激發(fā)態(tài)或基態(tài)）不同的能量（主要是光能），產(chǎn)生不同的光譜——原子光譜（吸收光譜和發(fā)射光譜）。利用光譜分析可以發(fā)現(xiàn)新元素或利用特征譜線鑒定元素。

3、電子云與原子軌道

（1）電子云：電子在核外空間做高速運(yùn)動(dòng)，沒有確定的軌道。因此，人們用“電子云”模型來描述核外電子的運(yùn)動(dòng)?！半娮釉啤泵枋隽穗娮釉谠雍送獬霈F(xiàn)的概率密度分布，是核外電子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)的形象化描述。

（2）原子軌道：不同能級(jí)上的電子出現(xiàn)概率約為90%的電子云空間輪廓圖稱為原子軌道。s電子的原子軌道呈球形對(duì)稱，ns能級(jí)各有1個(gè)原子軌道；p電子的原子軌道呈紡錘形，np能級(jí)各有3個(gè)原子軌道，相互垂直（用px、py、pz表示）；nd能級(jí)各有5個(gè)原子軌道；nf能級(jí)各有7個(gè)原子軌道。

4、核外電子排布規(guī)律

（1）能量最低原理：在基態(tài)原子里，電子優(yōu)先排布在能量最低的能級(jí)里，然后排布在能量逐漸升高的能級(jí)里。

（2）泡利原理：1個(gè)原子軌道里最多只能容納2個(gè)電子，且自旋方向相反。

（3）洪特規(guī)則：電子排布在同一能級(jí)的各個(gè)軌道時(shí)，優(yōu)先占據(jù)不同的軌道，且自旋方向相同。

（4）洪特規(guī)則的特例：電子排布在p、d、f等能級(jí)時(shí)，當(dāng)其處于全空、半充滿或全充滿時(shí)，即p0、d0、f0、p3、d5、f7、p6、d10、f14，整個(gè)原子的能量最低，最穩(wěn)定。

能量最低原理表述的是“整個(gè)原子處于能量最低狀態(tài)”，而不是說電子填充到能量最低的軌道中去，泡利原理和洪特規(guī)則都使“整個(gè)原子處于能量最低狀態(tài)”。

（5）（n-1）d能級(jí)上電子數(shù)等于10時(shí)，副族元素的族序數(shù)=ns能級(jí)電子數(shù)

二、元素周期表和元素周期律

1、元素周期表的結(jié)構(gòu)

元素在周期表中的位置由原子結(jié)構(gòu)決定：原子核外的能層數(shù)決定元素所在的周期，原子的價(jià)電子總數(shù)決定元素所在的族。

（1）原子的電子層構(gòu)型和周期的劃分

周期是指能層（電子層）相同，按照最高能級(jí)組電子數(shù)依次增多的順序排列的一行元素。即元素周期表中的一個(gè)橫行為一個(gè)周期，周期表共有七個(gè)周期。同周期元素從左到右（除稀有氣體外），元素的金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強(qiáng)。

（2）原子的電子構(gòu)型和族的劃分

族是指價(jià)電子數(shù)相同（外圍電子排布相同），按照電子層數(shù)依次增加的順序排列的一列元素。即元素周期表中的一個(gè)列為一個(gè)族（第Ⅷ族除外）。共有十八個(gè)列，十六個(gè)族。同主族周期元素從上到下，元素的金屬性逐漸增強(qiáng)，非金屬性逐漸減弱。

（3）原子的電子構(gòu)型和元素的分區(qū)

按電子排布可把周期表里的元素劃分成 5個(gè)區(qū)，分別為s區(qū)、p區(qū)、d區(qū)、f區(qū)和ds區(qū)，除ds區(qū)外，區(qū)的名稱來自按構(gòu)造原理最后填入電子的能級(jí)的符號(hào)。

2、元素周期律

元素的性質(zhì)隨著核電荷數(shù)的遞增發(fā)生周期性的遞變，叫做元素周期律。元素周期律主要體現(xiàn)在核外電子排布、原子半徑、主要化合價(jià)、金屬性、非金屬性、第一電離能、電負(fù)性等的周期性變化。元素性質(zhì)的周期性來源于原子外電子層構(gòu)型的周期性。

（1）同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律

（2）微粒半徑的比較方法

①同一元素：一般情況下元素陰離子的離子半徑大于相應(yīng)原子的原子半徑，陽(yáng)離子的離子半徑小于相應(yīng)原子的原子半徑。

②同周期元素（只能比較原子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次減小。如：Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl

③同主族元素（比較原子和離子半徑）：隨原子序數(shù)的增大，原子的原子半徑依次增大。如：Li<Na<K<Rb<Cs，F(xiàn)-<Cl-<Br-<I-

④同電子層結(jié)構(gòu)（陽(yáng)離子的電子層結(jié)構(gòu)與上一周期0族元素原子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)，陰離子與同周期0族元素原子具有相同的電子層結(jié)構(gòu)）：隨核電荷數(shù)增大，微粒半徑依次減小。如：F->Na+>Mg2+>Al3+

（3）元素金屬性強(qiáng)弱的判斷方法

（4）非金屬性強(qiáng)弱的判斷方法

三、共價(jià)鍵

1、共價(jià)鍵的成鍵本質(zhì)：

成鍵原子相互接近時(shí)，原子軌道發(fā)生重疊，自旋方向相反的未成對(duì)電子形成共用電子對(duì)，兩原子核間電子云密度增加，體系能量降低。

2、共價(jià)鍵類型：

（1）σ鍵和π鍵

（2）極性鍵和非極性鍵

（3）配位鍵：一類特殊的共價(jià)鍵，一個(gè)原子提供空軌道，另一個(gè)原子提供一對(duì)電子所形成的共價(jià)鍵。

①配位化合物：金屬離子與配位體之間通過配位鍵形成的化合物。如：Cu(H2O)4SO4、Cu(NH3)4(OH)2、Ag(NH3)2OH、Fe(SCN) 3等。

②配位化合物的組成：

3、共價(jià)鍵的三個(gè)鍵參數(shù)

（1）鍵長(zhǎng)、鍵能決定共價(jià)鍵的強(qiáng)弱和分子的穩(wěn)定性，鍵角決定分子空間構(gòu)型和分子的極性。

（2）鍵能與反應(yīng)熱：反應(yīng)熱＝生成物鍵能總和－反應(yīng)物鍵能總和

四、分子的空間構(gòu)型

1、等電子原理

原子總數(shù)相同、價(jià)電子總數(shù)相同的分子具有相似的化學(xué)鍵特征，許多性質(zhì)是相似的，此原理稱為等電子原理。

（1）等電子體的判斷方法：在微粒的組成上，微粒所含原子數(shù)目相同；在微粒的構(gòu)成上，微粒所含價(jià)電子數(shù)目相同；在微粒的結(jié)構(gòu)上，微粒中原子的空間排列方式相同。（等電子的推斷常用轉(zhuǎn)換法，如CO2=CO+O=N2+O=N2O=N2+N—=N3—或SO2=O+O2=O3=N—+O2= NO2—）

（2）等電子原理的應(yīng)用：利用等電子體的性質(zhì)相似，空間構(gòu)型相同，可運(yùn)用來預(yù)測(cè)分子空間的構(gòu)型和性質(zhì)。

2、價(jià)電子互斥理論

（1）價(jià)電子互斥理論的基本要點(diǎn)：ABn型分子（離子）中中心原子A周圍的價(jià)電子對(duì)的幾何構(gòu)型，主要取決于價(jià)電子對(duì)數(shù)（n），價(jià)電子對(duì)盡量遠(yuǎn)離，使它們之間斥力最小。

（2）ABn型分子價(jià)層電子對(duì)的計(jì)算方法：

①對(duì)于主族元素，中心原子價(jià)電子數(shù)=最外層電子數(shù)，配位原子按提供的價(jià)電子數(shù)計(jì)算，如：PCl5中

②O、S作為配位原子時(shí)按不提供價(jià)電子計(jì)算，作中心原子時(shí)價(jià)電子數(shù)為6；

③離子的價(jià)電子對(duì)數(shù)計(jì)算

如：NH4+：；SO42- ：

3、雜化軌道理論

（1）雜化軌道理論的基本要點(diǎn)：

①能量相近的原子軌道才能參與雜化。

②雜化后的軌道一頭大，一頭小，電子云密度大的一端與成鍵原子的原子軌道沿鍵軸方向重疊，形成σ鍵；由于雜化后原子軌道重疊更大，形成的共價(jià)鍵比原有原子軌道形成的共價(jià)鍵穩(wěn)定。

③雜化軌道能量相同，成分相同，如：每個(gè)sp3雜化軌道占有1個(gè)s軌道、3個(gè)p軌道。

④雜化軌道總數(shù)等于參與雜化的原子軌道數(shù)目之和。

（2）s、p雜化軌道和簡(jiǎn)單分子幾何構(gòu)型的關(guān)系

（3）雜化軌道的應(yīng)用范圍：雜化軌道只應(yīng)用于形成σ鍵或者用來容納未參加成鍵的孤對(duì)電子。

（4）中心原子雜化方式的判斷方法：看中心原子有沒有形成雙鍵或叁鍵，如果有1個(gè)叁鍵，則其中有2個(gè)π鍵，用去了2個(gè)p軌道，形成的是sp雜化；如果有1個(gè)雙鍵則其中有1個(gè)π鍵，形成的是sp2雜化；如果全部是單鍵，則形成的是sp3雜化。

4、分子空間構(gòu)型、中心原子雜化類型和分子極性的關(guān)系

五、分子的性質(zhì)

1、分子間作用力（范德華力和氫鍵）

（1）分子間作用力和化學(xué)鍵的比較

（2）范德華力與氫鍵的比較

2、極性分子和非極性分子

（1）極性分子和非極性分子

<1>非極性分子：從整個(gè)分子看，分子里電荷的分布是對(duì)稱的。如：①只由非極性鍵構(gòu)成的同種元素的雙原子分子：H2、Cl2、N2等；②只由極性鍵構(gòu)成，空間構(gòu)型對(duì)稱的多原子分子：CO2、CS2、BF3、CH4、CCl4等；③極性鍵非極性鍵都有的：CH2=CH2、CH≡CH、。

<2>極性分子：整個(gè)分子電荷分布不對(duì)稱。如：①不同元素的雙原子分子如：HCl，HF等。②折線型分子，如H2O、H2S等。③三角錐形分子如NH3等。

（2）共價(jià)鍵的極性和分子極性的關(guān)系：

兩者研究對(duì)象不同，鍵的極性研究的是原子，而分子的極性研究的是分子本身；兩者研究的方向不同，鍵的極性研究的是共用電子對(duì)的偏離與偏向，而分子的極性研究的是分子中電荷分布是否均勻。非極性分子中，可能含有極性鍵，也可能含有非極性鍵，如二氧化碳、甲烷、四氯化碳、三氟化硼等只含有極性鍵，非金屬單質(zhì)F2、N2、P4、S8等只含有非極性鍵，C2H6、C2H4、C2H2等既含有極性鍵又含有非極性鍵；極性分子中，一定含有極性鍵，可能含有非極性鍵，如HCl、H2S、H2Ｏ2等。

（3）分子極性的判斷方法

①單原子分子：分子中不存在化學(xué)鍵，故沒有極性分子或非極性分子之說，如He、Ne等。

②雙原子分子：若含極性鍵，就是極性分子，如HCl、HBr等；若含非極性鍵，就是非極性分子，如O2、I2等。

③以極性鍵結(jié)合的多原子分子，主要由分子中各鍵在空間的排列位置決定分子的極性。若分子中的電荷分布均勻，即排列位置對(duì)稱，則為非極性分子，如BF3、CH4等。若分子中的電荷分布不均勻，即排列位置不對(duì)稱，則為極性分子，如NH3、SO2等。

④根據(jù)ABn的中心原子A的最外層價(jià)電子是否全部參與形成了同樣的共價(jià)鍵。（或A是否達(dá)最高價(jià)）

（4）相似相溶原理

①相似相溶原理：極性分子易溶于極性溶劑，非極性分子易溶于非極性溶劑。

②相似相溶原理的適用范圍：“相似相溶”中“相似”指的是分子的極性相似。

③如果存在氫鍵，則溶劑和溶質(zhì)之間的氫鍵作用力越大，溶解性越好。相反，無氫鍵相互作用的溶質(zhì)在有氫鍵的水中的溶解度就比較小。

3、有機(jī)物分子的手性和無機(jī)含氧酸的酸性

（1）手性分子

①手性分子：具有完全相同的組成和原子排列的一對(duì)分子，如同左手與右手一樣互為鏡像，卻在三維空間里不能重疊，互稱手性異構(gòu)體（又稱對(duì)映異構(gòu)體、光學(xué)異構(gòu)體）。含有手性異構(gòu)體的分子叫做手性分子。

②手性分子的判斷方法：判斷一種有機(jī)物是否具有手性異構(gòu)體，可以看其含有的碳原子是否連有四個(gè)不同的原子或原子團(tuán)，符合上述條件的碳原子叫做手性碳原子。手性碳原子必須是飽和碳原子，飽和碳原子所連有的原子和原子團(tuán)必須不同。

（2）無機(jī)含氧酸分子的酸性

①酸的元數(shù)=酸中羥基上的氫原子數(shù)，不一定等于酸中的氫原子數(shù)（有的酸中有些氫原子不是連在氧原子上）

②含氧酸可表示為：（HO）mROn,酸的強(qiáng)度與酸中的非羥基氧原子數(shù)n有關(guān)，n越大，酸性越強(qiáng)。

n=0 弱酸n=1 中強(qiáng)酸 n=2強(qiáng)酸 n=3 超強(qiáng)酸

六、晶體的結(jié)構(gòu)和性質(zhì)

1、四大晶體的比較

2、典型晶體的結(jié)構(gòu)特征

（1）NaCl

屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)Na+周圍吸引著6個(gè)Cl－，這些Cl－構(gòu)成的幾何圖形是正八面體，每個(gè)Cl－周圍吸引著6個(gè)Na+，Na+、Cl－個(gè)數(shù)比為1：1，每個(gè)Na+與12個(gè)Na+等距離相鄰，每個(gè)氯化鈉晶胞含有4個(gè)Na+和4個(gè)Cl－。

（2）CsCl

屬于離子晶體。晶胞中每個(gè)Cl—（或Cs+）周圍與之最接近且距離相等的Cs+（或Cl—）共有8個(gè)，這幾個(gè)Cs+（或Cl—）在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為立方體，在每個(gè)Cs+周圍距離相等且最近的Cs+共有6個(gè)，這幾個(gè)Cs+在空間構(gòu)成的幾何構(gòu)型為正八面體，一個(gè)氯化銫晶胞含有1個(gè)Cs+和1個(gè)Cl—。

（3）金剛石（空間網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)）

屬于原子晶體。晶體中每個(gè)C原子和4個(gè)C原子形成4個(gè)共價(jià)鍵,成為正四面體結(jié)構(gòu)，C原子與碳碳鍵個(gè)數(shù)比為1：2，最小環(huán)由6個(gè)C原子組成，每個(gè)C原子被12個(gè)最小環(huán)所共用；每個(gè)最小環(huán)含有1/2個(gè)C原子。

（4）SiO2

屬于原子晶體。晶體中每個(gè)Si原子周圍吸引著4個(gè)O原子，每個(gè)O原子周圍吸引著2個(gè)Si原子，Si、O原子個(gè)數(shù)比為1：2，Si原子與Si—O鍵個(gè)數(shù)比為1：4，O原子與Si—O鍵個(gè)數(shù)比為1：2，最小環(huán)由12個(gè)原子組成。

（5）干冰

屬于分子晶體。晶胞中每個(gè)CO2分子周圍最近且等距離的CO2有12個(gè)。1個(gè)晶胞中含有4個(gè)CO2。

（6）石墨

屬于過渡性晶體。是分層的平面網(wǎng)狀結(jié)構(gòu)，層內(nèi)C原子以共價(jià)鍵與周圍的3個(gè)C原子結(jié)合，層間為范德華力。晶體中每個(gè)C原子被3個(gè)六邊形共用,平均每個(gè)環(huán)占有2個(gè)碳原子。晶體中碳原子數(shù)、碳環(huán)數(shù)和碳碳單鍵數(shù)之比為2：3。

（7）金屬晶體

金屬Po（釙）中金屬原子堆積方式是簡(jiǎn)單立方堆積，原子的配位數(shù)為6，一個(gè)晶胞中含有1個(gè)原子。金屬Na、K、Cr、Mo（鉬）、W等中金屬原子堆積方式是體心立方堆積，原子的配位數(shù)為8，一個(gè)晶胞中含有2個(gè)原子。金屬M(fèi)g、Zn、Ti等中金屬原子堆積方式是六方堆積，原子的配位數(shù)為12，一個(gè)晶胞中含有2個(gè)原子。金屬Au、Ag、Cu、Al等中金屬原子堆積方式是面心立方堆積，原子的配位數(shù)為12，一個(gè)晶胞中含有4個(gè)原子。

3、物質(zhì)熔沸點(diǎn)高低的判斷

（1）不同類晶體：一般情況下，原子晶體>離子晶體>分子晶體

（2）同種類型晶體：構(gòu)成晶體質(zhì)點(diǎn)間的作用力大，則熔沸點(diǎn)高，反之則小。

①離子晶體：結(jié)構(gòu)相似且化學(xué)式中各離子個(gè)數(shù)比相同的離子晶體中離子半徑?。ɑ蜿?、陽(yáng)離子半徑之和越小的），鍵能越強(qiáng)的，熔、沸點(diǎn)就越高。如NaCl、NaBr、Nal；NaCl、KCl、RbCl等的熔、沸點(diǎn)依次降低。離子所帶電荷大的熔點(diǎn)較高。如：MgO熔點(diǎn)高于NaCl。

②分子晶體：在組成結(jié)構(gòu)均相似的分子晶體中，式量大的，分子間作用力就大，熔點(diǎn)也高。如：F2、Cl2、Br2、I2和HCl、HBr、HI等均隨式量增大。熔、沸點(diǎn)升高。但結(jié)構(gòu)相似的分子晶體，有氫鍵存在熔、沸點(diǎn)較高。

③原子晶體：在原子晶體中，只要成鍵原子半徑小，鍵能大的，熔點(diǎn)就高。如金剛石、金剛砂（碳化硅）、晶體硅的熔、沸點(diǎn)逐漸降低。

④金屬晶體：在元素周期表中，主族數(shù)越大，金屬原子半徑越小，其熔、沸點(diǎn)也就越高。如ⅢA的Al，ⅡA的Mg，IA的Na，熔、沸點(diǎn)就依次降低。而在同一主族中，金屬原子半徑越小的，其熔沸點(diǎn)越高。

選修四

1、吸熱反應(yīng)與放熱反應(yīng)的區(qū)別

反應(yīng)是吸熱還是放熱與反應(yīng)的條件沒有必然的聯(lián)系，而決定于反應(yīng)物和生成物具有的總能量(或焓)的相對(duì)大小。

2、常見的放熱反應(yīng)

①一切燃燒反應(yīng);

②活潑金屬與酸或水的反應(yīng);

③酸堿中和反應(yīng);

④鋁熱反應(yīng);

⑤大多數(shù)化合反應(yīng)(但有些化合反應(yīng)是吸熱反應(yīng)，如：N2+O2=2NO，CO2+C=2CO等均為吸熱反應(yīng))。

3、常見的吸熱反應(yīng)

①Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl反應(yīng);

②大多數(shù)分解反應(yīng)是吸熱反應(yīng)

③水解反應(yīng)

1.根據(jù)熱化學(xué)方程式計(jì)算

反應(yīng)熱與反應(yīng)物各物質(zhì)的物質(zhì)的量成正比。

2.根據(jù)反應(yīng)物和生成物的總能量計(jì)算

ΔH=E生成物-E反應(yīng)物。

3.根據(jù)鍵能計(jì)算

ΔH=反應(yīng)物的鍵能總和-生成物的鍵能總和。

4.根據(jù)蓋斯定律計(jì)算

化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與反應(yīng)的途徑無關(guān)。即如果一個(gè)反應(yīng)可以分步進(jìn)行，則各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱是相同的。

5.根據(jù)物質(zhì)燃燒放熱數(shù)值計(jì)算：Q(放)=n(可燃物)×|ΔH|。

1、化學(xué)反應(yīng)速率

化學(xué)反應(yīng)速率通常用單位時(shí)間內(nèi)反應(yīng)物濃度和生成物濃度的變化來表示

2、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素

1)內(nèi)因(主要因素)

反應(yīng)物本身的性質(zhì)。

2)外因：溫度、濃度、壓強(qiáng)、催化劑

1、化學(xué)平衡狀態(tài)：一定條件(恒溫、恒容或恒壓)下的可逆反應(yīng)里，正反應(yīng)和逆反應(yīng)的速率相等，反應(yīng)混合物(包括反應(yīng)物和生成物)中各組分的濃度保持不變的狀態(tài)。

2、化學(xué)平衡狀態(tài)的特征

3、判斷化學(xué)平衡狀態(tài)的依據(jù)

1.可逆反應(yīng)中舊化學(xué)平衡的破壞、新化學(xué)平衡的建立，由原平衡狀態(tài)向新化學(xué)平衡狀態(tài)的轉(zhuǎn)化過程，稱為化學(xué)平衡的移動(dòng)。

2、化學(xué)平衡移動(dòng)與化學(xué)反應(yīng)速率的關(guān)系

(1)v正>v逆：平衡向正反應(yīng)方向移動(dòng)。

(2)v正=v逆：反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)，不發(fā)生平衡移動(dòng)。

(3)v正<v逆：平衡向逆反應(yīng)方向移動(dòng)。

3、“惰性氣體”對(duì)化學(xué)平衡的影響

①恒溫、恒容條件

原平衡體系體系總壓強(qiáng)增大―→體系中各組分的濃度不變―→平衡不移動(dòng)。

②恒溫、恒壓條件

原平衡體系容器容積增大，各反應(yīng)氣體的分壓減小―→體系中各組分的濃度同倍數(shù)減小

4.勒夏特列原理

定義：如果改變影響平衡的一個(gè)條件(如C、P或T等)，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動(dòng)。

原理適用的范圍：已達(dá)平衡的體系、所有的平衡狀態(tài)(如溶解平衡、化學(xué)平衡、電離平衡、水解平衡等)和只限于改變影響平衡的一個(gè)條件。

勒夏特列原理中“減弱這種改變”的解釋：外界條件改變使平衡發(fā)生移動(dòng)的結(jié)果，是減弱對(duì)這種條件的改變，而不是抵消這種改變，也就是說：外界因素對(duì)平衡體系的影響占主要方面。

一、弱電解質(zhì)的電離

1.電離平衡：

在一定的條件下，當(dāng)電解質(zhì)分子電離成離子的速率和離子結(jié)合成分子的速率相等時(shí)，電離過程就達(dá)到了平衡狀態(tài) ，這叫電離平衡。

2.影響電離平衡的因素：

A、溫度：電離一般吸熱，升溫有利于電離。

B、濃度：濃度越大，電離程度 越小 ;溶液稀釋時(shí)，電離平衡向著電離的方向移動(dòng)。

C、同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液里加入與弱電解質(zhì)具有相同離子的電解質(zhì)，會(huì)減弱電離。

D、其他外加試劑：加入能與弱電解質(zhì)的電離產(chǎn)生的某種離子反應(yīng)的物質(zhì)時(shí)，有利于電離?！　?/p>

3、電離常數(shù)：

在一定條件下，弱電解質(zhì)在達(dá)到電離平衡時(shí)，溶液中電離所生成的各種離子濃度的乘積，跟溶液中未電離的分子濃度的比是一個(gè)常數(shù)。叫做電離平衡常數(shù)，(一般用Ka表示酸，Kb表示堿。)

表示方法：ABA++B- Ki=[ A+][B-]/[AB]

4.影響因素：

a、電離常數(shù)的大小主要由物質(zhì)的本性決定。

b、電離常數(shù)受溫度變化影響，不受濃度變化影響，在室溫下一般變化不大。

c、同一溫度下，不同弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強(qiáng)。如：H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

二、水的電離

1. 水的離子積：KW= c[H+]·c[OH-]

25℃時(shí),[H+]=[OH-]=10-7 mol/L ; KW= [H+]·[OH-] = 1*10-14

注意：KW只與溫度有關(guān)，溫度一定，則KW值一定，KW不僅適用于純水，適用于任何溶液(酸、堿、鹽)

2、影響水電離平衡的外界因素：

①酸、堿：抑制水的電離

②溫度：促進(jìn)水的電離(水的電離是 吸 熱的)

③易水解的鹽：促進(jìn)水的電離

3、溶液的酸堿性和pH：

(1)pH=-lgc[H+]

(2)pH的測(cè)定方法：

酸堿指示劑—— 甲基橙 、石蕊 、酚酞 。

變色范圍：甲基橙3.1~4.4(橙色) 石蕊5.0~8.0(紫色) 酚酞8.2~10.0(淺紅色)

pH試紙—操作 玻璃棒蘸取未知液體在試紙上，然后與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對(duì)比即可。

注意：①事先不能用水濕潤(rùn)PH試紙;②廣泛pH試紙只能讀取整數(shù)值或范圍

三、混合液的pH值計(jì)算方法公式

1、強(qiáng)酸與強(qiáng)酸的混合：

(先求[H+]混：將兩種酸中的H+離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它) [H+]混=([H+]1V1+[H+]2V2)/(V1+V2)

2、強(qiáng)堿與強(qiáng)堿的混合：

(先求[OH-]混：將兩種酸中的OH?離子物質(zhì)的量相加除以總體積，再求其它) [OH-]混=([OH-]1V1+[OH-]2V2)/(V1+V2) (注意:不能直接計(jì)算[H+]混)

3、強(qiáng)酸與強(qiáng)堿的混合：

(先據(jù)H++ OH-==H2O計(jì)算余下的H+或OH-，①H+有余，則用余下的H+數(shù)除以溶液總體積求[H+]混;OH-有余，則用余下的OH-數(shù)除以溶液總體積求[OH-]混，再求其它)

四、稀釋過程溶液pH值的變化規(guī)律：

1、強(qiáng)酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原+n (但始終不能大于或等于7)

2、弱酸溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〈pH原+n (但始終不能大于或等于7)

3、強(qiáng)堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀=pH原-n (但始終不能小于或等于7)

4、弱堿溶液：稀釋10n倍時(shí)，pH稀〉pH原-n (但始終不能小于或等于7)

5、不論任何溶液，稀釋時(shí)pH均是向7靠近(即向中性靠近);任何溶液無限稀釋后pH均接近7。

6、稀釋時(shí)，弱酸、弱堿和水解的鹽溶液的pH變化得慢，強(qiáng)酸、強(qiáng)堿變化得快。

五、酸堿中和滴定：

1、中和滴定的原理

實(shí)質(zhì)：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和堿能提供的OH-物質(zhì)的量相等。

2、中和滴定的操作過程：

準(zhǔn)備：檢漏、洗滌、潤(rùn)洗、裝液、趕氣泡、調(diào)液面。(洗滌：用洗液洗→檢漏：滴定管是否漏水→用水洗→用標(biāo)準(zhǔn)液洗(或待測(cè)液洗)→裝溶液→排氣泡→調(diào)液面→記數(shù)據(jù)V(始)

3、酸堿中和滴定的誤差分析

誤差分析：利用n酸c酸V酸=n堿c堿V堿進(jìn)行分析

式中：

n——酸或堿中氫原子或氫氧根離子數(shù)；

c——酸或堿的物質(zhì)的量濃度；

V——酸或堿溶液的體積。當(dāng)用酸去滴定堿確定堿的濃度時(shí)。

七、鹽類的水解(只有可溶于水的鹽才水解)

1、鹽類水解：

在水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合生成弱電解質(zhì)的反應(yīng)。

2、水解的實(shí)質(zhì)：

水溶液中鹽電離出來的離子跟水電離出來的H+或OH-結(jié)合,破壞水的電離，是平衡向右移動(dòng)，促進(jìn)水的電離。

3、鹽類水解規(guī)律：

①有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解;誰(shuí)強(qiáng)顯誰(shuí)性，兩弱都水解，同強(qiáng)顯中性。

②多元弱酸根，濃度相同時(shí)正酸根比酸式酸根水解程度大，堿性更強(qiáng)。

4、鹽類水解的特點(diǎn)：

(1)可逆(與中和反應(yīng)互逆)

(2)程度小

(3)吸熱

5、影響鹽類水解的外界因素：

①溫度：溫度越 高 水解程度越大(水解吸熱，越熱越水解)

②濃度：濃度越小，水解程度越 大 (越稀越水解)

③酸堿：促進(jìn)或抑制鹽的水解(H+促進(jìn) 陰離子 水解而 抑制 陽(yáng)離子水解;OH-促進(jìn)陽(yáng)離子水解而抑制陰離子水解)

6、酸式鹽溶液的酸堿性：

①只電離不水解：如HSO4- 顯 酸 性

②電離程度>水解程度，顯 酸 性 (如:HSO3-、H2PO4-)

③水解程度>電離程度，顯 堿 性(如：HCO3-、HS-、HPO42-)

7、雙水解反應(yīng)：

(1)構(gòu)成鹽的陰陽(yáng)離子均能發(fā)生水解的反應(yīng)。雙水解反應(yīng)相互促進(jìn)，水解程度較大，有的甚至水解完全。使得平衡向右移。

(2)常見的雙水解反應(yīng)完全的為：Fe3+、Al3+與AlO2-、CO32-(HCO3-)、S2-(HS-)、SO32-(HSO3-);S2-與NH4+;CO32-(HCO3-)與NH4+其特點(diǎn)是相互水解成沉淀或氣體。雙水解完全的離子方程式配平依據(jù)是兩邊電荷平衡，如：2Al3++3S2- + 6H2O == 2Al(OH)3↓+3H2S↑

8、水解平衡常數(shù)(Kh)

對(duì)于強(qiáng)堿弱酸鹽：Kh=Kw/Ka(Kw為該溫度下水的離子積，Ka為該條件下該弱酸根形成的弱酸的電離平衡常數(shù))

對(duì)于強(qiáng)酸弱堿鹽：Kh=Kw/Kb(Kw為該溫度下水的離子積，Kb為該條件下該弱堿根形成的弱堿的電離平衡常數(shù))

八、溶液中微粒濃度的大小比較

基本原則：抓住溶液中微粒濃度必須滿足的三種守恒關(guān)系：

①電荷守恒：:任何溶液均顯電 中 性，各陽(yáng)離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和=各陰離子濃度與其所帶電荷數(shù)的乘積之和

②物料守恒:(即原子個(gè)數(shù)守恒或質(zhì)量守恒)

某原子的總量(或總濃度)=其以各種形式存在的所有微粒的量(或濃度)之和

③質(zhì)子守恒：即水電離出的H+濃度與OH-濃度相等。

九、難溶電解質(zhì)的溶解平衡

1、難溶電解質(zhì)的溶解平衡的一些常見知識(shí)

(1)溶解度 小于 0.01g的電解質(zhì)稱難溶電解質(zhì)。

(2)反應(yīng)后離子濃度降至1*10-5以下的反應(yīng)為完全反應(yīng)。如酸堿中和時(shí)[H+]降至10-7mol/L<10-5mol/L，故為完全反應(yīng)，用“=”，常見的難溶物在水中的離子濃度均遠(yuǎn)低于10-5mol/L，故均用“=”。

(3)難溶并非不溶，任何難溶物在水中均存在溶解平衡?！?/p>

2、溶解平衡方程式的書寫

意在沉淀后用(s)標(biāo)明狀態(tài)，并用“?”。如：Ag2S(s)? 2Ag+(aq)+S2-(aq)

3、沉淀生成的三種主要方式

(1)加沉淀劑法：Ksp越小(即沉淀越難溶)，沉淀越完全;沉淀劑過量能使沉淀更完全。

(2)調(diào)pH值除某些易水解的金屬陽(yáng)離子：如加MgO除去MgCl2溶液中FeCl3。

(3)氧化還原沉淀法：

4、沉淀的溶解：

沉淀的溶解就是使溶解平衡正向移動(dòng)。常采用的方法有：①酸堿;②氧化還原;③沉淀轉(zhuǎn)化。

5、沉淀的轉(zhuǎn)化：

溶解度大的生成溶解度小的，溶解度小的生成溶解度更小的。

如：AgNO3→AgCl(白色沉淀)→ AgBr(淡黃色)→AgI (黃色)→ Ag2S(黑色)

6、溶度積(Ksp)

1)、定義：在一定條件下，難溶電解質(zhì)電解質(zhì)溶解成離子的速率等于離子重新結(jié)合成沉淀的速率，溶液中各離子的濃度保持不變的狀態(tài)。

2)、表達(dá)式：AmBn(s) mAn+(aq)+nBm-(aq)

Ksp= [c(An+)]m ·[c(Bm-)]n

3)、影響因素：

外因：①濃度：加水，平衡向溶解方向移動(dòng)。

②溫度：升溫，多數(shù)平衡向溶解方向移動(dòng)。

一、原電池的工作原理及應(yīng)用

1.概念和反應(yīng)本質(zhì)

原電池是把化學(xué)能轉(zhuǎn)化為電能的裝置，其反應(yīng)本質(zhì)是氧化還原反應(yīng)。

2.原電池的構(gòu)成條件

(1)一看反應(yīng)：看是否有能自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)發(fā)生(一般是活潑性強(qiáng)的金屬與電解質(zhì)溶液反應(yīng))。

(2)二看兩電極：一般是活潑性不同的兩電極。

(3)三看是否形成閉合回路，形成閉合回路需三個(gè)條件：①電解質(zhì)溶液;②兩電極直接或間接接觸;③兩電極插入電解質(zhì)溶液中。

二、電解的原理

1.電解和電解池

(1)電解：在電流作用下，電解質(zhì)在兩個(gè)電極上分別發(fā)生氧化反應(yīng)和還原反應(yīng)的過程。

(2)電解池：電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置。

(3)電解池的構(gòu)成

①有與電源相連的兩個(gè)電極。

②電解質(zhì)溶液(或熔融電解質(zhì))。

③形成閉合回路。

2.電解池的工作原理

(1)電極名稱及電極反應(yīng)式(電解CuCl2溶液為例)

總反應(yīng)式：

(2)電子和離子的移動(dòng)方向

①電子：從電源負(fù)極流出后，流向電解池陰極;從電解池的陽(yáng)極流出后流向電源的正極。

②離子：陽(yáng)離子移向電解池的陰極，陰離子移向電解池的陽(yáng)極。

3.陰陽(yáng)兩極上放電順序

(1)陰極：(與電極材料無關(guān))。氧化性強(qiáng)的先放電，放電順序：

(2)陽(yáng)極：若是活性電極作陽(yáng)極，則活性電極首先失電子，發(fā)生氧化反應(yīng)。

若是惰性電極作陽(yáng)極，放電順序?yàn)?/p>

三、化學(xué)電源

(1)堿性鋅錳干電池——一次電池

　　正極反應(yīng)：2MnO2+2H2O+2e-===2MnOOH+2OH-;

　　負(fù)極反應(yīng)：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

　　總反應(yīng)：Zn+2MnO2+2H2O===2MnOOH+Zn(OH)2。

(2)鋅銀電池——一次電池

　　負(fù)極反應(yīng)：Zn+2OH--2e-===Zn(OH)2;

　　正極反應(yīng)：Ag2O+H2O+2e-===2Ag+2OH-;

　　總反應(yīng)：Zn+Ag2O+H2O===Zn(OH)2+2Ag。

(3)二次電池(可充電電池)

　　鉛蓄電池是最常見的二次電池，負(fù)極材料是Pb，正極材料是PbO2。

　　①放電時(shí)的反應(yīng)

　　a.負(fù)極反應(yīng)：Pb+SO42--2e-===PbSO4;

　　b.正極反應(yīng)：PbO2+4H++SO42-+2e-===PbSO4+2H2O;

　　c.總反應(yīng)：Pb+PbO2+2H2SO4===2PbSO4+2H2O。

　?、诔潆姇r(shí)的反應(yīng)

　　a.陰極反應(yīng)：PbSO4+2e-===Pb+SO42-;

　　b.陽(yáng)極反應(yīng)：PbSO4+2H2O-2e-===PbO2+4H++SO42-;

　　c.總反應(yīng)：2PbSO4+2H2O電解=====Pb+PbO2+2H2SO4。

四、電解原理的應(yīng)用

1.氯堿工業(yè)

(1)電極反應(yīng)

　　陽(yáng)極反應(yīng)式：2Cl--2e-===Cl2↑(氧化反應(yīng))

　　陰極反應(yīng)式：2H++2e-===H2↑(還原反應(yīng))

(2)總反應(yīng)方程式

　　2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑

(3)氯堿工業(yè)生產(chǎn)流程圖

2.電鍍

(1)鍍件作陰極，鍍層金屬銀作陽(yáng)極。

(2)電解質(zhì)溶液是AgNO3溶液等含鍍層金屬陽(yáng)離子的鹽溶液。

(3)電極反應(yīng)：

　　陽(yáng)極：Ag-e-===Ag+;

　　陰極：Ag++e-===Ag。

(4)特點(diǎn)：陽(yáng)極溶解，陰極沉積，電鍍液的濃度不變。

3.電解精煉銅

(1)電極材料：陽(yáng)極為粗銅;陰極為純銅。

(2)電解質(zhì)溶液：含Cu2+的鹽溶液。

(3)電極反應(yīng)：

　　陽(yáng)極：Zn-2e-===Zn2+、Fe-2e-===Fe2+、Ni-2e-===Ni2+、Cu-2e-===Cu2+;

　　陰極：Cu2++2e-===Cu。

4.電冶金

　　利用電解熔融鹽的方法來冶煉活潑金屬Na、Ca、Mg、Al等。

(1)冶煉鈉

　　2NaCl(熔融)2Na+Cl2↑

　　電極反應(yīng)：

　　陽(yáng)極：2Cl--2e-===Cl2↑;陰極：2Na++2e-===2Na。

(2)冶煉鋁

　　2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑

　　電極反應(yīng)：

　　陽(yáng)極：6O2--12e-===3O2↑;

　　陰極：4Al3++12e-===4Al。

五、金屬的腐蝕與防護(hù)

1.金屬腐蝕的本質(zhì)

金屬原子失去電子變?yōu)榻饘訇?yáng)離子，金屬發(fā)生氧化反應(yīng)。

2.金屬腐蝕的類型

(1)化學(xué)腐蝕與電化學(xué)腐蝕

類型

化學(xué)腐蝕

電化學(xué)腐蝕

條件

金屬跟非金屬單質(zhì)直接接觸

不純金屬或合金跟電解質(zhì)溶液接觸

現(xiàn)象

無電流產(chǎn)生

有微弱電流產(chǎn)生

本質(zhì)

金屬被氧化

較活潑金屬被氧化

聯(lián)系

兩者往往同時(shí)發(fā)生，電化學(xué)腐蝕更普遍

(2)析氫腐蝕與吸氧腐蝕

以鋼鐵的腐蝕為例進(jìn)行分析：

類型

析氫腐蝕

吸氧腐蝕

條件

水膜酸性較強(qiáng)(pH≤4.3)

水膜酸性很弱或呈中性

電極反應(yīng)

負(fù)極

Fe－2e－===Fe2＋

正極

2H＋＋2e－===H2↑

O2＋2H2O＋4e－===4OH－

總反應(yīng)式

Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑

2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2

聯(lián)系

吸氧腐蝕更普遍

3. 金屬的防護(hù)

(1)電化學(xué)防護(hù)

①犧牲陽(yáng)極的陰極保護(hù)法—原電池原理

　　a.負(fù)極：比被保護(hù)金屬活潑的金屬;

　　b.正極：被保護(hù)的金屬設(shè)備。

②外加電流的陰極保護(hù)法—電解原理

　　a.陰極：被保護(hù)的金屬設(shè)備;

　　b.陽(yáng)極：惰性金屬或石墨。

(2)改變金屬的內(nèi)部結(jié)構(gòu)，如制成合金、不銹鋼等。

(3)加防護(hù)層，如在金屬表面噴油漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化等方法。

選修五

一、物理性質(zhì)

1. 狀態(tài)

固態(tài)：飽和高級(jí)脂肪酸、脂肪、TNT、萘、苯酚、葡萄糖、果糖、麥芽糖、淀粉、纖維素。

氣態(tài)：C4以下的烷烴、烯烴、炔烴、甲醛、一氯甲烷。

液態(tài)：硝基苯、溴乙烷、乙酸乙酯、石油、乙二醇、甘油。

2. 氣味

無味：甲烷、乙炔(常因混有PH3、H2S和AsH3而帶有臭味)。

稍有氣味：乙烯。

特殊氣味：苯及同系物、萘、石油、苯酚。

刺激性：甲醛、甲酸、乙酸、乙醛。

3. 顏色

白色：葡萄糖、淀粉。

淡黃色：TNT、不純的硝基苯。

4. 密度

比水輕的：苯及苯的同系物、一氯代烴、乙醇、低級(jí)酯、汽油。

比水重的：硝基苯、溴苯、乙二醇、丙三醇、CCl4、氯仿、溴代烴、碘代烴。

5. 揮發(fā)性

乙醇、乙醛、乙酸。

6. 水溶性

難溶：高級(jí)脂肪酸、酯、硝基苯、溴苯、烷烴、烯烴、炔烴、苯及同系物、萘、石油、鹵代烴、TNT、氯仿、CCl4。

易溶：甲醛、乙酸、乙二醇、苯磺酸、丙三醇。

與水混溶：乙醇、乙酸、乙醛、甲酸、丙三醇。

二、能發(fā)生取代反應(yīng)的物質(zhì)

1. 烷烴與鹵素單質(zhì)：

條件：光照

2. 苯及苯的同系物與

1）鹵素單質(zhì)，條件-- Fe作催化劑；

2）濃硝酸: 50℃-- 60℃水??；

3）濃硫酸: 70℃--80℃水浴。

3. 鹵代烴的水解：NaOH的水溶液。

4. 醇與氫鹵酸。

5. 乙醇與濃硫酸在140℃時(shí)的脫水反應(yīng)。

6. 酸與醇的酯化反應(yīng)：濃硫酸、加熱。

7. 酯類的水解: 無機(jī)酸或堿催化。

8. 酚與濃溴水、濃硝酸。

三、能發(fā)生加成反應(yīng)的物質(zhì)

1. 烯烴、炔烴、二烯烴、苯乙烯的加成：H2、鹵化氫、水、鹵素單質(zhì)。

2. 苯及苯的同系物的加成：H2、Cl2。

3. 不飽和烴的衍生物的加成：包括鹵代烯烴、鹵代炔烴、烯醇、烯醛、烯酸、烯酸酯、烯酸鹽等。

4. 含醛基的化合物的加成：HCN、H2。

四、六種方法得乙醇(醇)

1. 乙醛(醛)還原法：CH3CHO + H2 --催化劑 加熱→ CH3CH2OH

2. 鹵代烴水解法：C2H5X +H2O-- NaOH 加熱→ C2H5OH + HX

3. 某酸乙(某)酯水解法：RCOOC2H5 + H2O--NaOH→ RCOOH + C2H5OH

4. 乙醇鈉水解法：C2H5ONa +H2O → C2H5OH + NaOH

5. 乙烯水化法：CH2=CH2 +H2O --H2SO4或H3PO4,加熱,加壓→ C2H5OH

6. 葡萄糖發(fā)酵法：C6H12O6 --酒化酶→ 2C2H5OH + 2CO2

五、能發(fā)生銀鏡反應(yīng)的物質(zhì)

1. 所有的醛(RCHO)

2. 甲酸、甲酸鹽、甲酸酯

3. 葡萄糖

六、乙烯的制取和性質(zhì)

1. 化學(xué)方程式 C2H5OH-- 濃H2SO4,170℃→ CH2=CH2 + H2O

2. 制取乙烯采用哪套裝置？此裝置還可以制備哪些氣體？

分液漏斗、圓底燒瓶(加熱)一套裝置。

此裝置還可以制Cl2、HCl、SO2等。

3. 預(yù)先向燒瓶中加幾片碎瓷片是何目的？

防止暴沸。

4. 乙醇和濃硫酸混合，有時(shí)得不到乙烯，這可能是什么原因造成的？

這主要是因?yàn)槲词箿囟妊杆偕叩?70℃所致。因?yàn)樵?40℃乙醇將發(fā)生分子間脫水得乙醚,方程式如下：

2C2H5OH-- 濃H2SO4,140℃→ C2H5OC2H5 + H2O

5. 溫度計(jì)的水銀球位置和作用如何?

混合液液面下；用于測(cè)混合液的溫度(控制溫度)。

6. 濃H2SO4的作用?

催化劑，吸水劑。

7. 反應(yīng)后期,反應(yīng)液有時(shí)會(huì)變黑，且有刺激性氣味的氣體產(chǎn)生，為何？

濃硫酸將乙醇炭化和氧化了，產(chǎn)生的刺激性氣味的氣體是SO2。

C + 2H2SO4(濃)-- 加熱→ CO2 + 2SO2 + 2H2O

七、乙炔的制取和性質(zhì)

1. 化學(xué)方程式 CaC2 + 2H2O→Ca(OH)2 + C2H2

2. 此實(shí)驗(yàn)?zāi)芊裼脝⑵瞻l(fā)生器，為何？

不能.。

1）CaC2吸水性強(qiáng),與水反應(yīng)劇烈,若用啟普發(fā)生器，不易控制它與水的反應(yīng)。

2）反應(yīng)放熱,而啟普發(fā)生器是不能承受熱量的。

3）反應(yīng)生成的Ca(OH)2 微溶于水，會(huì)堵塞球形漏斗的下端口。

3. 用飽和食鹽水代替水，這是為何？

減緩反應(yīng)速率，用以得到平穩(wěn)的乙炔氣流。

4. 簡(jiǎn)易裝置中在試管口附近放一團(tuán)棉花，其作用如何?

防止生成的泡沫從導(dǎo)管中噴出。

5. 點(diǎn)燃純凈的甲烷、乙烯和乙炔，其燃燒現(xiàn)象有何區(qū)別？

甲烷：淡藍(lán)色火焰；

乙烯: 明亮火焰，有黑煙；

乙炔: 明亮的火焰，有濃煙。

6. 乙炔使溴水或酸性高錳酸鉀溶液褪色的速度比較乙烯，是快還是慢，為何？

乙炔慢，因?yàn)橐胰卜肿又腥I的鍵能比乙烯分子中雙鍵鍵能大，斷鍵難。

八、溴苯的制取

1. 化學(xué)方程式 C6H6 + Br2–-Fe→C6H5Br + HBr

2. 裝置中長(zhǎng)導(dǎo)管的作用是什么？

導(dǎo)氣和冷凝。

3. 所加鐵粉的作用如何？

催化劑(嚴(yán)格地講真正起催化作用的是FeBr3)。

4. 導(dǎo)管末端產(chǎn)生的白霧的成分是什么？產(chǎn)生的原因?怎樣吸收和檢驗(yàn)?錐形瓶中,導(dǎo)管為何不能伸入液面下？

白霧是氫溴酸小液滴，由于HBr極易溶于水而形成。用水吸收，檢驗(yàn)用酸化的AgNO3溶液,加用酸化的AgNO3溶液后，產(chǎn)生淡黃色沉淀。導(dǎo)管口不伸入液面下是為了防止水倒吸。

5. 將反應(yīng)后的液體倒入盛有冷水的燒杯中,有何現(xiàn)象?

水面下有褐色的油狀液體(溴苯比水重且不溶于水)。

6. 怎樣洗滌生成物使之恢復(fù)原色?

溴苯因溶有溴而呈褐色，多次水洗或稀NaOH溶液洗并分液可使其恢復(fù)原來的無色。

九、制取硝基苯

1. 化學(xué)方程式 C6H6 + HNO3--濃H2SO4,水浴加熱→ C6H5NO2 + H2O

2. 實(shí)驗(yàn)中,濃HNO3、濃H2SO4的作用如何？

濃HNO3是反應(yīng)物(硝化劑)；

濃H2SO4是催化劑和吸水劑。

3. 使?jié)釮NO3和濃H2SO4的混合酸冷卻到50--60℃以下,這是為何？

①防止?jié)釴HO3分解；

②防止混合放出的熱使苯和濃HNO3揮發(fā)；

③溫度過高有副反應(yīng)發(fā)生(生成苯磺酸和間二硝基苯)。

4. 盛反應(yīng)液的大試管上端插一段導(dǎo)管，有何作用？

冷凝回流(苯和濃硝酸)。

5. 溫度計(jì)的水銀球的位置和作用如何？

插在水浴中，用以測(cè)定水浴的溫度。

6. 為何用水浴加熱？

水浴加熱，易于控制溫度。

7. 制得的產(chǎn)物的顏色、密度、水溶性、氣味如何?怎樣洗滌而使之恢復(fù)原色？

淡黃色(溶有NO2,本色應(yīng)為無色)，油狀液體，密度大于水，不溶于水，有苦杏仁味，多次水洗或NaOH溶液洗滌。

十、制取乙酸乙酯

1. 化學(xué)方程式 CH3COOH +CH3CH2OH --濃H2SO4,加熱→CH3COOCH2CH3+ H2O

2. 彎曲導(dǎo)管的作用如何？

導(dǎo)氣兼冷凝回流(乙酸和乙醇)。

3. 為什么導(dǎo)管口不能伸入Na2CO3溶液中？

防止溶液倒吸。

4. 濃硫酸的作用如何？

催化劑和吸水劑。

5. 飽和Na2CO3溶液的作用如何？

①乙酸乙酯在飽和碳酸鈉溶液中的溶解度小,利于分層；

②乙酸與Na2CO3反應(yīng),生成無味的CH3COONa而被除去；

③C2H5OH被Na2CO3溶液吸收,便于除去乙酸及乙醇?xì)馕兜母蓴_。