高中化学必修1、2选修4高考热点知识.doc

1、 1 高中化学知识梳理（必修 1、必修 2、化学反应原理） 目 录 CONTENTS 考点一、物质的量 . 2 考点二、物质的分类 胶体 . 3 考点三、离子反应 . 5 考点四、氧化还原反应 . 6 考点五、物质结构 元素周期律 . 7 考点六、化学反应中的热效应 . 10 考点七、电化学 . 11 考点八、化学反应速率 化学平衡 . 14 考点九、电解质溶液 . 17 考点十、金属 非金属 . 21 考点十一、有机物 . 40 2 考点一、物质的量 1 溶液 气 cV V V M m N N n mA （1）阿伏加德罗常数 NA6.021023 mol 1 （2）摩尔质量 M：以 g mo

2、l 1 为单位时，数值上等于相对分子/原子质量 （3）标准状况下（STP，0、101 kPa），气体摩尔体积 Vm22.4 Lmol 1 2阿伏加德罗定律及其推论（nRTPV ) （1）同温、同压下： 2 1 2 1 2 1 N N n n V V 2 1 2 1 M M =D（相对密度） （2）同温、同体积下： 2 1 2 1 2 1 N N n n P P 3溶液稀释前后：c1V1c2V2 4物质的量浓度与质量分数的转换 M 1000 c（ 单位为 g/cm3） 5一定物质的量浓度溶液的配制 （2）步骤：计算称量溶解（冷却）转移洗涤定容摇匀 （3）仪器：天平（带砝码、镊子）、药匙、烧杯、玻

3、璃棒、容量瓶、胶头滴管 【提示】关于容量瓶 （1）只用于配制溶液，不能用作反应容器或盛装药品； （2）溶液注入容量瓶前需恢复到常温； （3）常用的容量瓶有 50mL、100mL、250mL、500mL、1000mL 等规格； （4）使用前，除洗涤外，还应检验容量瓶是否漏液。 3 考点二、物质的分类 胶体 1元素的存在形态：游离态（单质形态）、化合态（化合物）。 【提示】C、N、O、S、Fe 在自然界中有游离态存在，Na、Mg、Al、Si、P、Cl 等无游离态。 2物质的分类 （1）能跟酸反应生成盐和水的氧化物叫碱性氧化物；能跟碱反应生成盐和水的氧化物叫酸性氧化物；既 能跟酸反应生成盐和水，又能

4、跟碱反应生成盐和水的氧化物叫两性氧化物。 【提示】1碱和盐不一定含金属元素（NH3 H2O、NH4Cl） 2碱性氧化物一定是金属氧化物；但金属氧化物不一定是碱性氧化物（Al2O3、Mn2O7、Na2O2）， 酸性氧化物不一定是非金属氧化物（Mn2O7），非金属氧化物不一定是酸性氧化物（CO、NO、NO2）。 3酸性氧化物、碱性氧化物不一定能与水反应生成对应的酸、碱。（Fe2O3、Al2O3、SiO2） 3分散系 （1）定义：由一种（或几种）物质分散到另一种物质里形成的混合物统称为分散系。 （2）分散系由分散质（分散成粒子的物质）和分散剂（粒子分布在其中的物质）组成，依据分散质 粒子的直径来分类

5、，可分为溶液、浊液和胶体。 分散系 溶液 胶体 浊液 分散质粒子的直径 1nm 1nm100nm 100nm 外观 均一、透明 较均一、透明 不均一、不透明 分散质微粒 分子、离子 大量分子集合体、高分子 大量分子集合体 能否透过滤纸 能 能 不能 能否透过半透膜 能 不能 不能 稳定性 稳定 较稳定 不稳定 实例 食盐水、 碘酒 Fe（ OH）3胶体、Al（OH）3胶体、AgI 胶体、 H2SiO3胶体、淀粉溶液、肥皂水、豆浆、墨水、 血液、有色玻璃、烟水晶、烟、云、雾 泥水 （3）胶体 丁达尔效应：让光线照射胶体时，从垂直入射光线的方向可以观察到胶体里有一条光亮的“通路”， 这种现象叫做丁

6、达尔效应。 电泳：胶体中的分散质粒子在电场的作用下，做定向移动的现象称为电泳。 聚沉：胶体形成沉淀析出的现象称为聚沉。加热、搅拌、加入酸碱盐或带相反电荷的胶体粒子都会 引起聚沉。 渗析：利用半透膜（鸡蛋膜、玻璃纸、肠衣等）分离胶体中的杂质分子或离子，提纯、精制胶体的 操作称为渗析。 Fe（ OH）3胶体的制备 a.原理：FeCl33H2O Fe（OH）3（胶体）3HCl b.方法：用洁净的烧杯取少量蒸馏水，用酒精灯加热至沸腾，向烧杯中逐滴加入 1 mol L 1 FeCl 3溶液， 4 至液体呈透明的红褐色。 【提示】1胶体、溶液、浊液的本质区别：分散质粒子的直径不同。 2可用丁达尔现象区分溶

7、液和胶体。 3胶体粒子带电，胶体不带电。 4向 Fe（ OH）3胶体中逐滴加入过量的盐酸，先沉淀后溶解（聚沉、中和） 5Fe（ OH）3胶体制备时，搅拌、液体呈红褐色后继续加热或继续滴加 FeCl3溶液都会引起聚沉。 6以下现象或操作均与胶体有关： 明矾(KAl(SO4)2 12H2O)净水：Al3 水解产生的 Al(OH) 3胶体能够吸附水中的杂质。 （吸附为物理 变化） 卤水点豆腐、三角洲的形成、FeCl3止血、不同品牌的墨水不能混用都与胶体的聚沉有关。 土壤保肥：土壤胶粒带负电，吸附肥料中的阳粒子（NH4 、K） 工业静电除尘：电泳 血液透析：渗析 5 考点三、离子反应 1电解质 （1）

8、化合物可分为电解质和非电解质 电解质：酸、碱、盐、水 强电解质：强酸、强碱和绝大多数盐； 弱电解质：弱酸、弱碱、水 （2）电解质只在水溶液里或熔融状态下导电。 【提示】1强酸： H2SO4、HNO3、HClO4、HX（X=Cl、Br、I） 强碱： Ca（OH）2、Ba（OH）2、ROH（R=Li、Na、K） 2酸性：H3PO4、H2SO3、CH3COOHH2CO3H2SiO3、HClO 3盐酸、氨水、Cu、Cl2等单质或化合物不是电解质也不是非电解质。 2离子反应 （1）定义：有离子参与的化学反应称为离子反应。 （2）离子反应的分类 复分解反应：结合生成沉淀、气体、水、弱酸、弱碱。如 NH4

9、与 OH。 氧化还原反应：氧化性和还原性较强的物质相互反应，如 Cl2与 Fe2 。 双水解反应：水解相互促进的反应。 Al3 与 HCO 3 、CO 3 2、S2、HS、Al（OH） 4 、ClO、SiO 3 2 Fe3 与 HCO 3 、CO 3 2、Al（OH） 4 、ClO、SiO 3 2 Fe2 与Al（OH） 4 NH4 与Al（OH） 4 、ClO、SiO 3 2等。 络合反应：如 Fe3 与 SCN反应。 （3）离子共存：能相互反应的离子不能大量共存。 有色离子：Cu2 （蓝）、Fe2（浅绿）、Fe3（黄）、MnO 4 （紫）。 3离子方程式 离子方程式的书写：写拆删查 拆：将

10、强酸、强碱、可溶性盐拆写成离子形式。 【提示】1SO32 盐的溶解性与 CO 3 2盐一致；HCO 3 盐、HSO 3 盐、CH 3COO 盐都能溶于水。 2与量有关的离子方程式书写： （1）Ca(OH)2与 NaHCO3反应（将不足的物质系数定为 1） Ca(OH)2过量：HCO3 OHCa2=CaCO 3H2O NaHCO3过量：2HCO3 2OHCa2=CaCO 3CO3 2H 2O （2）NH4Fe(SO4)2与 NaOH 反应：先与 Fe3 反应，再与 NH 4 反应。（若先与 NH 4 反应， NH3 H2O 也可与 Fe3 反应） （3）FeBr2溶液中通入 Cl2：先与 Fe2

11、 反应（还原性：Fe2Br） 6 考点四、氧化还原反应 1氧化还原反应 （1）有电子转移（得失或偏移）的反应叫做氧化还原反应。 （2）判断依据：有元素化合价变化。 氧化剂（具有氧化性）化合价降低得电子被还原发生还原反应还原产物； 还原剂（具有还原性）化合价升高失电子被氧化发生氧化反应氧化产物。 2常见的氧化剂和还原剂 氧化剂 O2、Cl2、Br2；浓 H2SO4、HNO3、KMnO4（Mn2 ）；Fe3；HClO（Cl）、H 2O2、Na2O2。 还原剂 Na、Al、Fe、Cu；Fe2 、I；S2、H 2S，SO2、H2SO3、SO3 2。 3氧化还原反应的规律 （1）电子守恒规律：得电子总数

12、失电子总数转移电子数 （2）强制弱规律 氧化性：氧化剂氧化产物 还原性：还原剂还原产物 7 考点五、物质结构 元素周期律 一、原子的构成 1原子核的构成 质子 Z 个 原子核 原子 A ZX 中子 （AZ）个 核外电子 Z 个 （1）原子中：核电荷数质子数核外电子数原子序数 （2）质子数（Z）中子数（N）质量数（A）相对原子质量（Ar） 2核素 （1）具有相同质子数的同一类原子称为元素；具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子称为核 素。 （2）质子数相同而中子数不同的同一种元素的不同核素互为同位素。 （3）2H、3H 用做制造氢弹的原料；235U 是制造原子弹的原料和核反应堆的燃料；14C

13、用于考古。 【提示】元素的种类由质子数决定，核素的种类由质子数和中子数决定。 3核外电子排布 电子层 K L M N O P Q 能量 低高 电子层数 n 1 2 3 4 5 6 7 最多容纳电子数 2n2 2 8 18 32 最外层电子数不超过 8 个，次外层不超过 18 个，倒数第三层不超过 32 个。 【提示】元素的种类由质子数决定，核素的种类由质子数和中子数决定。 二、元素周期律 1粒子半径 电子层数越多，半径越大； 若电子层数相同，质子数越多，半径越小。 2化合价 最高正化合价最外层电子数主族序数； 最高正价最低负价8 （1）O、F 一般无正价； （2）金属无负价； 8 （3）元素在

14、最高价氧化物及其水化物中显最高价，在气态氢化物中显最低价。 元素 最高价 最低价 最高价氧化物及其水化物 气态氢化物 Na 1 Na2O NaOH Mg 2 MgO Mg（OH） 2 Al 3 Al2O3 Al（OH）3 C 4 4 CO2 H2CO3 CH4 N 5 3 N2O5 HNO3 NH3 O 2 H2O F 1 HF Si 4 4 SiO2 H2SiO3 SiH4 P 5 3 P2O5 H3PO4 PH3 S 6 2 SO3 H2SO4 H2S Cl 7 1 Cl2O7 HClO4 HCl 4元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化，这个规律叫做元素周期律。 【提示】1元素的性质

15、随原子序数递增呈现周期性变化的根本原因：核外电子排布周期性变化。 2含 10 个电子的微粒：Ne、F 、O2、Na、Mg2、Al3、HF、H 2O、NH3、CH4、NH4 、OH、 H3O 等 含 18 个电子的微粒：Ar、Cl 、S2、HS、K、Ca2、SiH 4、PH3、H2S、HCl、H2O2、F2、C2H6等 三、元素周期表 在元素周期表里，行称为周期，列称为族。 1周期 2（1）周期序数电子层数 （2）1、2、3 周期称为短周期，4、5、6 周期称为长周期，第 7 周期称为不完全周期。 2族 （1）元素周期表中共有 18 个纵列。第 8、9、10 三个纵列称为第 VIII 族，第 1

16、8 纵列称为稀有气体元 素，其余 14 个纵列分为主族和副族。 （2）主族序数最外层电子数 3寻找新材料 （1）半导体材料：金属与非金属交界处的元素； （2）优良的催化剂：过渡元素； 【提示】周期表从左到右依次为 IA、IIA、IIIB、IVB、VB 、VIB、VIIB、VIII、IB、IIB、IIIA、IVA、 VA、VIA、VIIA、0 族。 2根据电子排布可知元素在周期表中的位置。如 S 元素：第 3 周期第 VIA 族。 9 四、元素周期表的应用 还原性 金 属 性（失电子能力） 单质从水中或酸中置换出 H2的能力 最高价氧化物水化物的碱性 氧化性 非金属性（得电子能力） 单质结合 H

17、2的能力（气态氢化物的稳定性） 最高价氧化物水化物的酸性 同周期、同主族元素性质的递变规律： 金 属 性 非金属性 金 属 性 非金属性 五、化学键与化学反应中的物质变化 1化学键与物质变化 （1）相邻原子间的强相互作用称为化学键。 （2）化学反应中物质变化的实质：旧化学键断裂和新化学键形成。 2共价键和离子键 （1）原子间通过旧化学键断裂共用电子对形成的化学键，叫做共价键。 （2）阴、阳离子之间通过静电作用形成的化学键，叫做离子键。 化学键 共价键 离子键 成键粒子 原子 阴、阳离子 成键方式 共用电子对 静电作用 成键元素 一般为非金属元素 活泼金属元素（或 NH4+）与活泼非金属元素 3

18、离子化合物与共价化合物 含有离子键的化合物称为离子化合物，只含有共价键的化合物称为共价化合物。 4化学键与物质性质：熔沸点、硬度、稳定性等 【提示】1阴、阳离子的静电作用不只是静电引力； 2离子化合物不一定含金属元素(NH4Cl)； 3共价化合物可能含金属元素（AlCl3）。 10 考点六、化学反应中的热效应 一、化学键与化学反应中的能量变化 反应物 生成物 （1）E1E2，反应吸收能量；E1E2，反应释放能量。 （2）反应物能量生成物能量，吸收能量；反应物能量生成物能量，释放能量。 （3）同一物质的能量：气体液体固体。 （4）能量越低越稳定。 （5）常见的放热反应和吸热反应 放热反应：多数化

19、合反应；中和反应；燃烧反应；金属水/酸 吸热反应：多数分解反应，CH2O 高温 COH2（水煤气），铵盐与碱反应，CCO2 高温 2CO 【提示】NH4Cl 溶于水吸热，NaOH、CaO、碱石灰投入水中放热。 二、化学反应的反应热 1当一个化学反应在一定温度下进行时，反应释放或吸收的热量称为此反应在该温度下的反应热， 通常用符号 Q 表示。 2反应吸热时，Q 为正值；反应放热时，Q 为负值。 【提示】不能用浓 H2SO4、NaOH 固体、弱酸、弱碱等伴随其它热量变化的物质测定中和反应的反应 热。 三、化学反应的焓变 H （1）QpHH（反应产物）H（反应物）。 （2）H0，为吸热反应；H0，为

20、放热反应。 （3）热化学方程式的书写 【提示】可逆反应 N2(g)+3H2(g)2NH3(g) H=92.4kj/mol 的 H 指 1 mol N2完全反应的焓变，而 非反应达到平衡时的焓变。 四、反应焓变的计算 1对于一个化学反应，无论是一步完成还是分几步完成，其反应焓变都是一样的，这一规律称为盖 斯定律。 2如果一个化学方程式可以通过几个化学方程式相加减而得到，则该反应的焓变为相应化学反应的 焓变的代数和。 旧键断裂，吸收能量 E1 新键形成，放出能量 E2 11 考点七、电化学 一、电解池 1将电能转化为化学能的装置叫做电解池。 2在电极上进行的半反应叫做电极反应。在与电源正极相连的电

21、极上发生的电极反应是氧化反应， 该电极是阳极；与电源负极相连的电极上发生的电极反应是还原反应，该电极是阴极。 3离子放电顺序 阴极放电顺序：K Ca2NaMg2Al3Zn2Fe2Sn2Pb2HCu2Hg2Ag 阳极放电顺序：活性电极(除 Pt、Au、C) S2 IBrClOHSO 4 2、CO 3 2、NO 3 等 【提示】在电解池中，移动方向： （1）外电路 电子：负极阴极，阳极正极； 电流：正极阳极，阴极负极； （2）内电路 离子：阳离子阴极，阴离子阳极； 电流：阳极阴极。 二、电解原理的应用 1氯碱工业：电解食盐水制备烧碱、氢气和氯气 2铜的电解精炼 （1）在电解法精炼铜的装置中，粗铜作

22、为阳极，精铜作为阴极，电解质溶液为硫酸酸化的 CuSO4溶 液。 （2）粗铜中银、铂、金等不如铜活泼的金属最终沉积在电解池的底部与其它不溶性杂质混在一起形 成阳极泥。 3电镀 在电镀槽中，镀件做阴极，镀层金属或隋性电极材料做阳极，电镀液通常采用含镀层金属离子的盐溶 液。 【提示】1用惰性电极电解下列物质的水溶液： 电解质 溶液 放电离子 化学方程式 pH 变化 恢复原溶液加入的 物质 NaCl H 、Cl 2NaCl2H2O 通电 2NaOHCl2H2 增大 HCl HCl H 、Cl 2HCl 通电 Cl2H2 增大 HCl CuSO4 Cu2 、OH 2CuSO42H2O 通电 2CuO2

23、2H2SO4 减小 CuO KNO3 H 、OH 2H2O 通电 2 H2O2 不变 H2O H2SO4 H 、OH 2H2O 通电 2 H2O2 变小 H2O 12 NaOH H 、OH 2H2O 通电 2 H2O2 变大 H2O 2电解精炼铜时，溶液中 Cu2 浓度减少；电镀铜过程中，溶液中 Cu2浓度保持不变。 三、原电池 1能将化学能转化为电能的装置称为原电池。 2形成条件：自发进行的氧化还原反应；闭合回路；活性不同的两导体作电极。 3负极失去电子氧化反应； 正极得到电子还原反应。 【提示】在原电池中，移动方向： （1）外电路： 电子：负极正极； 电流：正极负极。 （2）内电路： 阳离

24、子正极，阴离子负极； 电流：负极正极。 四、化学电源 一次电池只能放电不能充电，二次电池可以反应充电和放电。可充电电池放电时是一个原电池，充电 时是一个电解池。 1铅蓄电池：负极为 Pb，正极为 PbO2，电解质溶液为 30% H2SO4溶液。 总反应：PbPbO22H2SO4 PbSO42H2O 负极：Pb2e SO 4 2=PbSO 4 正极：PbO22e 4HSO 4 2=2PbSO 42H2O 2氢氧燃料电池 电池反应：2H2O2=2H2O 碱性条件下，负极：H22e 2OH=2H 2O 正极：O22H2O4e =4OH 酸性条件下，负极：H22e =2H 正极：O24H 4e=2H

25、2O 中性条件下，负极：H22e =2H 正极：O22H2O4e =4OH 【提示】书写原电池电极反应式书写顺序：根据总反应写出反应物、产物、得失电子数根据电荷守 恒及溶液环境写离子（H 、OH等）根据质量守恒写其它物质（如 H 2O）。如甲烷燃料电池： 环境 负极 正极 酸性 CH42H2O8e =CO 28H O24H 4e=2H 2O 碱性 CH410OH 8e=CO 3 27H 2O O22H2O4e =4OH 熔融的碳酸盐 CH44CO32 8e=5CO 22H2O O22CO24e =2CO 3 2 O2 CH44O2 8e=CO 22H2O O24e =2O2 放电 充电 13

26、五、金属的腐蚀与防护 金属表面与周围的物质发生化学反应或因电化学作用而遭到破坏，称为金属腐蚀。金属腐蚀分为化学 腐蚀和电化学腐蚀。 1金属电化学腐蚀的原理 （1）吸氧腐蚀（中性或碱性） 负极：Fe2e =Fe2 正极：O22H2O4e =4OH 电池反应：2FeO22H2O=2Fe(OH)2 产物转化为铁锈的过程：4Fe(OH)2O22H2O=4Fe(OH)3 ；Fe(OH)3Fe2O3 （2）析氢腐蚀（酸性） 负极：Fe2e =Fe2 正极：2H 2e=H 2 电池反应：Fe2H =Fe2H 2 （3）电化学腐蚀的结果是负极金属被氧化成阳离子而损耗。 2金属的防护 （1）将还原性较强的金属作

27、为保护极，与被保护金属相连构成原电池，这种保护法叫做牺牲阳极的 阴极保护法，简称牺牲阳极保护法。 （2）将被保护金属与外加直流电源的负极相连让其成为阴极，将外加直流电源的正极接到一些废铁 上，使废铁成为阳极。这种防止金属腐蚀的方法叫做外加电流的阴极保护法，简称阴极电保护法。 14 考点八、化学反应速率 化学平衡 一、化学反应的方向 HTS0：反应自发进行。 【提示】1熵（混乱度）：气态液态固态 2下列情况下，反应自发进行的条件（据 HTS 判断） （1）H0 S0 高温下自发 （2）H0 S0 不自发 （3）H0 S0 任何条件下自发 （4）H0 S0 低温下自发 二、化学反应的快慢 1化学反

28、应速率：vc t 单位：mol L 1 min1 或 mol L 1 s1 对于反应 aAbB dDeE，v（A）v（B）v（D）v（E）abde。 2影响化学反应速率的因素 （1）内因：物质结构和性质。 （2）外因：通常情况下，增加反应物浓度、升高温度、增大反应物间的接触面积以及使用催化剂可 以提高化学反应速率。 三、化学反应的限度 1化学平衡状态 （1）在相同条件下同时向正、反两个方向进行的反应称为可逆反应。 （2）在一定条件下可逆反应进行到一定程度时，反应物和生成物的浓度不再随时间的延长而发生变 化，正反应速率和逆反应速率相等，这种状态称为化学平衡状态，简称化学平衡。 （3）化学平衡是一

29、种动态平衡。 （4）当条件改变时，原来的化学平衡将被破坏，并在新的条件下建立起新的化学平衡，即发生化学 平衡的移动。 2化学平衡常数 对于化学反应：aA（g）bB（g）cC（g）dD（g），化学平衡常数 KC c Dd Aa Bb （1）对于有纯固体或溶剂参加的反应，它们不列入平衡常数的表达式中。 （2）浓度商 Qc c(C) cd(D) ca(A) cb(B) QK，向逆反应方向进行； QK，反应达到平衡； QK，向正反应方向进行。 3平衡转化率 15 反应物 A 的平衡转化率 （A）A的初始浓度A的平衡浓度 A的初始浓度 16 四、反应条件对化学平衡的影响 1温度：升高温度，化学平衡向吸热

30、方向移动； 降低温度，化学平衡向放热方向移动。 2浓度：增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学平衡向正反应方向移动； 减小反应物浓度或增大生成物浓度，化学平衡向逆反应方向移动。 3压强：增大压强，化学平衡向气体分子数减小的方向移动； 减小压强，化学平衡向气体分子数增大的方向移动。 4催化剂：催化剂不使平衡发生移动。 【提示】1固体、纯液体的浓度不变，不能用来表示速率；增大固体或纯液体的量不会使化学反应 速率发生改变。 2压强对速率或平衡的影响通过改变浓度起作用，若改变压强时浓度不变，则压强对速率和平衡无 影响。如： 向体积不变的密闭容器中通入稀有气体，反应速率不变，平衡也不移动； 向压强不变的容

31、器中通入稀有气体，反应速率减小，平衡也发生移动（所有物质浓度都减小，相当于 压强减小）。 3下列情况不能 说明反应 N2 3H2 2NH3已达平衡状态（容器体积不变）： 生成 1 mol N2的同时生成 3 mol H2； 3v正（H2）= 2v逆（NH3）； 混合气体的平均密度不再变化； 混合气体中 N2、H2、NH3的浓度之比为 132。 4在一定温度下，向在一定体积的密度容器中充入 1 mol N2和 3 mol H2，发生反应： N2（g）3H2（g）2NH3（g） H0，平衡后，改变下列条件对原平衡的影响： 条件 平衡移动方向 N2的转化率 N2的平衡浓度 NH3的体积分数 V 不变

32、 充 N2 充 He 不移动 不变 不变 充 N2、H2（13） P 不变 充 He 充 N2、H2（13） 不变 不变 不变 5工业生产中（如合成氨），需要从反应的速率、平衡等角度选择适宜的条件。 17 考点九、电解质溶液 一、水的电离 1H2OH OH。 2水的离子积常数 KwH OH。 325时，纯水中H OH1 107mol/L，K w1 10 14mol2 L2。 二、溶液的酸碱性与 pH 1溶液的酸碱性取决于H 与OH的相对大小，与 pH 无直接关系（只有在 25时，pH7 溶液显 中性）。 2pHlgH 。 三、弱电解质的电离平衡 1电离平衡常数 （1） CH3COOH 在水中的

33、电离常数 KaCH3COO H CH3COOH ； NH3 H2O 在水中的电离常数 KbNH4 OH NH3 H2O 。 （2）电离平衡常数越大，弱电解质的电离能力越强。 2影响电离平衡的因素 （1）稀释：越稀越电离； （2）升高温度，促进电离。 四、盐类的水解 1原理：由盐电离产生的离子与水电离产生的 H 或 OH结合生成弱电解质的反应，叫做盐类的水解 反应。 2盐类的水解反应是中和反应的逆反应。 3水解平衡的移动： 越稀越水解； 升高温度，促进水解。 4盐类水解的规律： 谁强显谁性，谁弱谁水解，越弱越水解。 5盐类水解的应用 （1）配制 FeCl3、SnCl2溶液：直接溶解在浓盐酸中加水

34、稀释。 （2）Mg 放入 NH4Cl、CuCl2、FeCl3溶液中产生 H2。 （3）热碱水（Na2CO3）洗涤去油污。 （4）泡沫灭火器（NaHCO3Al2(SO4)3）原理：3HCO3 Al3=3CO 2Al(OH)3(双水解反应)。 （5）铵态氮肥不能与草木灰（K2CO3）混用。 （6）FeCl3、AlCl3、CuCl2、Fe(NO3)3等溶液蒸干不能得到原溶质。（Al2(SO4)3、Na2CO3仍得到原溶 质） 18 （7）MgCl2 6H2O、FeCl3 6H2O 晶体加热易水解，常在 HCl 气体中加热制取其无水盐。 【提示】 1溶液稀释，pH 向 7 接近但不越过 7。 2多元弱

35、酸电离或多元弱酸根离子水解均分步进行： H2SHS H CO32 H 2O HCO3 OH 3下列条件的改变对 Fe3 水解平衡的影响： 平衡移动 水解程度 pH 加入 NH4Cl 固体 加热 加水 加入 FeCl3浓溶液 4由水电离产生的H 水OH 水溶液中的H 或OH，可据促进或抑制水的电离排除。如： pH3 的 H2SO4或 NaHSO4溶液中：H 水OH 水10 11mol L1；（抑制水电离） pH3 的 NH4Cl 溶液中H 水OH 水10 3mol L1。（促进水电离） 5强弱电解质比较 （1）等体积、等浓度的 HCl、CH3COOH、H2SO4相比较： H ：H 2SO4HCl

36、CH3COOH 中和 NaOH 的物质的量：H2SO4HClCH3COOH （2）等体积、等 pH 的 HCl、CH3COOH、H2SO4相比较： 酸的总浓度：CH3COOH HClH2SO4 加水稀释相同的倍数后，H ：CH 3COOH HClH2SO4 与足量锌反应开始时速率：HClCH3COOHH2SO4 反应开始后速率：CH3COOH HClH2SO4 生成 H2的体积：CH3COOH HClH2SO4 6等体积的下列溶液混合所得溶液的酸碱性： （1）0.1 mol/L CH3COOH 溶液和 0.1 mol/L NaOH 溶液：碱性 （2）0.1 mol/L H2SO4溶液和 0.1

37、 mol/L NaOH 溶液：酸性 （3）pH1 的 CH3COOH 溶液和 pH13 的 NaOH 溶液：酸性 （4）pH1 的 H2SO4溶液和 pH13 的 NaOH 溶液：中性 （5）0.1 mol/L CH3COOH 溶液和 0.1 mol/L CH3COONa 溶液：酸性 0.1 mol/L NH3 H2O 溶液和 0.1 mol/L NH4Cl 溶液：碱性 70.1 mol/L NH3 H2O 与 0.1 mol/L NH4Cl 溶液等体积混合（显碱性） 电荷守恒：NH4 H=OHCl 物料守恒：NH4 NH 3 H2O=2Cl 粒子浓度：NH4+Cl NH 3 H2OOH H

38、19 五、沉淀溶解平衡 1难溶电解质 AmBn（s）mAn （aq）nBm（aq）在水中的溶度积常数 K spA nm Bmn。 2当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp数值越大的难溶电解质在水中的溶解能力 越强。 3沉淀的溶解与生成 QKsp，向沉淀方向移动（过饱和溶液） QKsp，平衡（饱和溶液） QKsp，向溶解方向移动（不饱和溶液） 4沉淀的转化：一般来说，Ksp大的沉淀易转化为 Ksp小的沉淀。 （1）ZnS（白）Cu2 =CuS（黑）Zn2 （2）FeS、MnS、H2S、Na2S、NaHS、（NH4）2S 等除去废水中的 Cu2 、Hg2、Pb2等重金属离子。 如 C

39、uSO4H2S=CuSH2SO4 （3）水垢中的 Mg（OH）2生成过程：Mg(HCO3)2 MgCO3Mg(OH)2。 （4）向 AgNO3溶液中依次滴加适量 NaCl、NaBr、KI：AgCl（白）AgBr（淡黄）AgI（黄） （5）除去 Cu2 中的 Fe3杂质：加入 CuO/Cu(OH) 2/CuCO3等调节 pH 至 Fe(OH)3沉淀完全。 20 六、酸碱中和滴定 1实验原理：c(NaOH)c（HCl） V（HCl） V（NaOH） 。 2实验仪器 3实验操作(以标准盐酸滴定待测 NaOH 溶液为例) （1）滴定前 滴定管：查漏洗涤润洗装液调液面记录。 锥形瓶：注碱液记读数加指示剂

40、。 （2）滴定时 终点判断：当滴入最后一滴 标准溶液后，溶液变成 色，且半分钟内不恢复原来的颜色。 （3）数据处理：按上述操作重复 23 次，求出用去标准盐酸体积的平均值，按公式计算。 4误差分析 21 考点十、金属 非金属 一、金属钠 （1）钠的物理性质：银白色金属，硬度小，熔点低，密度小。 （2）钠的化学性质 与 O2反应：4NaO22Na2O （钠在空气中放置，表面迅速变暗） 2NaO2点燃Na2O2 （黄色火焰，生成淡黄色固体） 与 Cl2反应：2NaCl2点燃2NaCl 与 S 反应：2Na S Na2S 与水反应：2Na2H2O2NaOHH2 【提示】 1钠与滴入酚酞的水反应的现象

41、： 浮（密度小于水）、 熔（放热、熔点低）、 游、响（产生气体）、 红（产物显碱性）。 2钠与水反应的实质是与水电离产生的 H 反应。 3钠与 CuSO4溶液、NH4Cl 溶液、饱和氯化钠溶液反应，先考虑与水反应。 4钠在空气中放置： NaNa2ONaOHNaOH 溶液Na2CO3 10H2ONa2CO3。 5钠着火一般用沙土盖灭。 （3）钠的存在与保存 钠元素在自然界的存在形态：化合态（NaCl、Na2CO3、Na2SO4、NaNO3等） 保存：煤油或石蜡油中，主要是为了隔绝空气和水。 （4）钠的用途 KNa 合金用于原子反应堆作导热剂。 制备 Na2O2。 做电光源：高压钠灯。 冶炼稀有金

42、属。 （5）过氧化钠 物理性质：淡黄色固体 化学性质 a.与 CO2和 H2O 反应： 2Na2O2 2H2O = 4NaOH O2 2Na2O2 2CO2 = 2Na2CO3 O2 b.强氧化性：漂白、消毒（可使品红溶液退色） 22 用途：常用作供氧剂 【提示】 1Na2O2中阴阳离子的个数比为 12。 2 Na2O2与盐酸、CuSO4溶液反应可先考虑与水反应； Na2O2与 SO2、FeCl2、H2S、Na2SO3发生氧化还原反应。 3漂白性物质的比较： （1）Na2O2、H2O2、HClO(Cl2、NaClO、Ca(ClO)2)、O3 具有强氧化性，可用于漂白和消毒。 能使指示剂先变色后

43、退色，如 Na2O2加入酚酞溶液：先变红后退色。 （2）SO2 与有色物质结合成不稳定的无色物质。 不能使指示剂退色，如 SO2通入石蕊只变红不退色。 （3）活性炭 吸附（物理变化）。 23 二、氯气 1在通常情况下，氯气为黄绿色、有刺激性气味的有毒气体，易液化，能溶于水（12），氯水颜 色呈淡黄色。 2Cl2的化学性质 （1）与金属反应 2Na Cl2点燃2NaCl（白烟） Cu Cl2点燃 CuCl2（棕黄色烟，加少量水显绿色，冲稀后变蓝色） 2Fe 3Cl2点燃 2FeCl3（棕色烟，加少量水显棕黄色） （2）与非金属反应 H2 Cl2点燃2HCl（苍白色火焰，瓶口有白雾产生） HCl

44、极易溶于水（1500）。 （3）与水反应 Cl2 H2O HCl HClO （4）与碱反应 Cl2 2NaOH NaClO NaCl H2O 84 消毒液，有效成分：NaClO 2Cl22Ca（OH）2CaCl2Ca（ClO）22H2O 漂白粉/漂粉精，有效成分：Ca（ClO）2 3HClO 的性质 （1）弱酸性：弱于 H2CO3 （2）不稳定性 2HClO2HCl O2 （3）强氧化性：漂白、消毒 【提示】 1烟、雾、气分别为固体、液体、气体。 2实验室用淀粉碘化钾试纸检验氯气；用 NaOH 溶液吸收氯气，防止污染。 3新制氯水的成分：Cl2、H2O、HClO、H 、Cl、OH、ClO。久置

45、变为稀盐酸。 4将氯水滴入石蕊溶液中，先变红（H ）后退色(HClO)。 5不能用 pH 试纸测氯水的 pH（退色）。 6药品的保存： 氯水、HNO3、AgNO3、AgBr、AgI 光照分解，保存在棕色瓶中； HNO3、Br2、KMnO4腐蚀橡胶，不能用橡胶塞； 保存 Na2SiO3、NaOH、Na2CO3的试剂瓶不用磨口玻璃塞； 光照 24 HF 溶液保存在塑料瓶中，不能用玻璃瓶。 7工业上用氯气与石灰乳作用制漂白粉不能写离子方程式。 8漂白粉、“84 消毒液”在家庭中使用起作用的原理：ClO CO 2HClO（强酸制弱酸） 9向次氯酸盐溶液中加入过量盐酸： 盐酸少量：生成 HClO（强酸制

46、弱酸）； 盐酸过量：生成 Cl2（HCl HClO = Cl2 H2O）。 10SO2与 Ca（ ClO）2发生氧化还原反应。 4实验室制氯气 原理：MnO2 4HCl（浓） MnCl22Cl22H2O 净化：饱和食盐水（除 HCl），浓硫酸（除 H2O）。 收集：向上排空气法、排饱和食盐水法。 尾气处理：NaOH 溶液 其它方法：2KMnO416HCl(浓)=2KCl2MnCl25Cl28H2O 【提示】1不能用盐酸酸化高锰酸钾溶液。 2根据制氯气两种方法的反应条件可知，氧化性：KMnO4MnO2 25 三、铁及其化合物 FeO：黑色 Fe2O3：红棕色，俗称铁红 Fe3O4：黑色晶体，俗称磁性氧化铁，可看作 FeO Fe2O3 Fe（OH）2：白色 Fe（OH）3：红褐色 Fe3 溶液：黄色 Fe2 溶液：浅绿色 Fe3O48H