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1、目录第一部分 基本概念考点1 常用化学计量 （1）考点2 化学计量在计算中的应用 （4）考点3 物质的分类 胶体 （7）考点4 离子反应 （9）考点5 氧化还原反应 （13）第二部分 基本理论考点1 元素周期表与元素周期律 （16）考点2 物质结构 （18）考点3 化学反应与能量 （20）考点4 电化学基础 （23）考点5 化学反应速率 （27）考点6 化学平衡 （29）考点7 弱电解质的电离 （33）考点8 溶液的酸碱性及pH （36）考点9 盐类的水解 （38）考点10 难溶电解质的溶解平衡 （42）第三部分 元素化合物考点1 钠及其化合物 （44）考点2 镁、铝及其化合物 （47）考点3

2、 铁及其化合物 （50）考点4 铜及其化合物 （53）考点5 金属元素小结 （55）考点6 碳、硅及其化合物（57）考点7 氯及其化合物 （59）考点8 硫及其化合物 （61）考点9 氮及其化合物 （64）考点10 非金属元素小结 （67）考点11 无机物的推断 （70）考点12 无机化学工艺流程 （74）考点13 无机化学方程式总结 （77）第四部分 有机化合物考点1 烃 （79）考点2 同分异构体（82）考点3 卤代烃（84）考点4 烃的含氧衍生物醇 酚 （86）考点5 烃的含氧衍生物醛（89）考点6 烃的含氧衍生物羧酸 酯 （91）考点7 生命中的基础有机化学物质（94）考点8 有机反应

3、类型（97）考点9 有机合成与推断 （100）考点10 有机化学方程式总结 （105）第五部分 化学实验考点1 无机化学实验综合 （107）考点2 有机化学实验综合 （114） 第一部分 基本概念 & 考点1 常用化学计量一、物质的量及其单位摩尔1定义物质的量是一个物理量，它表示含有一定数目粒子的集合体，符号为 n，单位为摩尔。1 mol粒子集体所含的粒子数与0.012 kg 12C中所含的碳原子数相同，约为6.021023。以摩尔为单位表示物质的量时，必须要指明粒子的种类（原子、分子、离子或它们的特定组合，一般写化学式）。在试题中如果涉及粒子数或粒子数目比时，应考虑求该粒子的物质的量，计算物

4、质的量的公式有：nN/NA、nm/M、nV/Vm、ncV。2阿伏加德罗常数 1 mol任何粒子的粒子数叫阿伏加德罗常数，符号为NA，单位 mol1。阿伏加德罗常数就是0.012 kg 12C中所含的碳原子数，通常用近似值6.021023 mol1表示，NAN/n。二、摩尔质量摩尔质量是单位物质的量的物质所具有的质量，符号为M，Mm/n。常用的单位为g/mol（或gmol1）。某物质的摩尔质量在数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量。在试题中涉及求某物质相对分子质量时，应该考虑求该物质的摩尔质量。应用摩尔质量时必须指明对象，MBmB /nB.，对于同一物质规定的基本单元不同，摩尔质量就不同

5、。如O2中O的摩尔质量为16 g/mol，而O2的摩尔质量为32 g/mol。三、气体摩尔体积1定义单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积，符号Vm，常用单位L/mol。定义公式VmV/n。在标准状况下（0、101kPa，简称标况）1 mol任何气体所占的体积都约为22.4 L，即在标准状况下，气体的摩尔体积约为22.4 L/mol。2对于Vm 22.4 L/mol概念的理解（1）决定1 mol物质体积大小的因素：物质体积的大小取决于构成这种物质的粒子数目、粒子的大小和粒子之间的距离。1 mol不同的固态物质或液态物质所含有的粒子数相同，而粒子之间的距离很小，这就使得固态物质或液态物质的

6、体积主要决定于粒子的大小。对于气体来说，粒子之间的距离远远大于粒子本身的直径，所以，当粒子数相同时，气体的体积主要决定于气体粒子之间的距离。（2）影响气体摩尔体积的因素：Vm受温度、压强影响，与气体种类无关。温度升高，则Vm变大；压强增大，则Vm变小。在标况下，Vm22.4 L/mol。但Vm22.4 L/mol的条件不一定是标况。（3）对于Vm22.4 L/mol：使用条件是标准状况；使用范围是单一气体或混合气体；数值22.4 L/mol 是个近似数值；Vm的单位是L/mol；在标况下，nV/VmV/ 22.4 mol。四、阿伏加德罗定律及其推论1阿伏伽德罗定律同温同压下，相同体积的任何气体

7、含有相同的分子数。即三同定一同：同温、同压和同体积决定气体分子数（物质的量）相同。2阿伏伽德罗定律的推论（1）同温同压下，气体的体积比等于物质的量之比：V1/V2n1/n2 （2）同温同体积时，气体的压强比等于物质的量之比：P1/P2n1/n2M 1M212D（3）同温同压同体积时，摩尔质量比等于密度比： M1/M21/2M O2M H2O2H2D16。（4）气体的相对密度：一种气体的密度与另外一种气体的密度之比，用D表示： ，则M 1D M2。例如，相同状况下，O2相对H2的相对密度为：五、物质的量浓度1物质的量浓度 物质的量浓度是以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量。

8、符号为cB，常用单位为 mol/L，表达式：cBnB /V。注意对于cBnB /V：单位体积为溶液的体积，不是溶剂的体积；溶质用物质的量来表示，并且要说明粒子的种类B，因同一溶液中粒子的种类不同，c可能不同。如0.2 mol/L的Al2(SO4)3溶液中，c(Al3+) 0.2 mol/L，而c(SO42)0.3 mol/L。2一定物质的量浓度溶液的配制（1）仪器：容量瓶（有100ml、250ml、500ml和1000ml等规格），烧杯，量筒，天平，玻璃棒，胶头滴管。（2）步骤计算：计算所需固体溶质质量或液体的体积；称量：用托盘天平称量固体溶质或用量筒量取液体体积；溶解：将溶质放入烧杯中并加入

9、适量蒸馏水，用玻璃棒搅拌使其溶解；移液：将溶液沿玻璃棒注入容量瓶中；洗涤：用蒸馏水洗涤烧杯23次，并注入容量瓶中；定容：加蒸馏水至离刻度线下12 cm时，改用胶头滴管滴加蒸馏水至凹液面与刻度线相切； 摇匀：盖好瓶塞，上下颠倒摇匀。装瓶：将容量瓶中溶液转移到试剂瓶中并贴签。简记为计算、称量、溶解、移液、洗涤、定容、摇匀和装瓶。3有关物质的量浓度计算的常用公式 nm /M nV/Vm cBnB/V m液V w %(m质/m液)100% c1000w/M 溶液稀释定律：m1w1m2w2 c1V1c2V2六、阿伏加德罗常数（NA）应用的常设陷阱1气体摩尔体积的适用条件 （1）在不知是否为标准状况时，误

10、认为1 mol气体的体积为22.4 L，一定要特别注意，在不指明温度压强时，气体摩尔体积没有任何意义。& 考点4 离子反应一、离子共存 E 离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。凡能使溶液中有关离子的浓度显著改变的均不能大量共存，如生成难溶物质、难电离物质、气体物质或能转变成其它种类的离子等。（1）无色溶液中不能大量含有的离子：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄色）、Cu2+（蓝色）、MnO4（紫色）、Cr2O72（橙色）。（2）在酸性溶液（pH7的溶液、能使pH试纸变红的溶液、紫色石蕊试液呈红色的溶液、含有大量Al3+ 、Fe3+的溶液、c(OH)11013 mol

11、/L的溶液等）中含有大量的H+，不能共存的离子有：OH、CO32、SO32、S2、F、ClO、SiO32、AlO2、CH3COO、C6H5O、S2O32等）；弱酸的酸式根离子（ HCO3、HSO3等）。 （3）在碱性溶液（pH13的溶液、c(H+)11013 mol/L的溶液、能使pH试纸变蓝或红色石蕊试纸变蓝的溶液、酚酞呈红色或甲基橙呈黄色的溶液、含有大量CO32、AlO2的溶液等）中含有大量的OH，不能共存的离子有：Mg2+、Al3+、Fe2+、Fe3+、H+、Cu2+、Ag+、NH4+以及弱酸的酸式根离子（ HCO3、HSO3、HS等）。加入铝粉后放出氢气的溶液、由水电离出的c(H+)或

12、c(OH)1107 mol/L的溶液可能是酸性也可能是碱性。（4）因生成沉淀而不能大量共存的离子：SO42与Ba2+、Pb2+、Ca2+ ；CO32与Ca2+、Mg2+、Ba2+； Ag+与SO42、CO32、PO43、Cl、Br、I；S2与Fe2+、Cu2+、Pb2+；H+与SiO32；OH与Mg2+、Al3+、Fe3+、Cu2+等。（5）相互间发生氧化还原反应而不能大量共存的离子：Fe3+与S2(HS)、SO32(HSO3)、I；酸性条件下NO3、 MnO4、ClO与 Fe2+、S2、SO32、Br、I等因发生氧化还原反应而不能大量共存。ClO、MnO4 在中性或碱性条件下仍具有氧化性；N

13、O3在中性或碱性条件下氧化性极弱，可与上述离子共存。（6）因相互促进水解而不能大量共存的离子：Al3+和Fe3+与AlO2、CO32、HCO3、ClO；AlO2与NH4、Al3+ Fe3+ Mg2+；NH4与SiO32；但NH4与CH3COO、CO32、HCO3、HSO3因水解程度不大仍能大量共存。（7）因发生络合反应不能大量共存的离子：Fe3+与SCN、C6H5O等。二、常考的离子检验 1阴离子的检验OH：能使无色酚酞变为红色、紫色石蕊变为蓝色、橙色的甲基橙变为黄色，证明有OH。CO32和HCO3：加盐酸放出能使澄清石灰水变浑浊的气体，证明有CO32或HCO3。 CO322H+ = H2OC

14、O2 HCO3H+ = H2OCO2 CO2Ca(OH)2 = CaCO3H2O SO42：先加盐酸，如果没有沉淀，再加入几滴BaCl2溶液，若有不溶于盐酸的白色沉淀产生，证明有SO42-。SO32：加盐酸或H2SO4，产生有刺激性气味的气体，该气体能使品红溶液褪色，证明有SO32。SiO32：向溶液中加入过量的稀HNO3，若有不溶于稀HNO3的白色沉淀生成，证明有SiO32。NO3：向浓溶液中加入铜片和浓硫酸并加热，如果有红棕色刺激性气味的气体（NO2）产生， 证明有NO3-。 Cu4HNO3(浓) = Cu(NO3)22NO22H2O（2） 加入氯水，再加入苯，振荡，苯层显橙红色，证明有B

15、r。2BrCl2 = 2ClBr2 I： 方法（1） 加AgNO3溶液和稀HNO3，有不溶于稀HNO3的黄色沉淀生成，证明有I。IAg+ = AgI方法（2） 加入氯水，再加入苯，振荡，上层苯显紫红色，证明有I。2ICl2 = 2ClI2 2阳离子的检验H+：能使紫色石蕊试液变为红色，也能使橙色的甲基橙试液变为红色，证明有H+。 Na+：焰色反应，火焰呈黄色，证明有Na+。K+：焰色反应，透过蓝色的钴玻璃火焰呈紫色，证明有K+。NH4+：加入NaOH浓溶液并加热，如果能放出使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体，证明有NH4+。NH4+OH H2ONH3Mg2+：加入NaOH溶液至过量，如果有白色沉淀

16、生成，证明有Mg2+。Mg2+2OH = Mg(OH)2Al3+：加入NaOH溶液，产生白色絮状沉淀，如果该沉淀能溶于过量的NaOH溶液中，证明有Al3+。Al3+3OH = Al(OH)3 Al(OH)3OH = AlO22H2OFe2+：方法（1） 加入NaOH溶液，产生白色沉淀，该沉淀先变成灰绿色，最后变成红褐色，则证明有Fe2+。Fe 2+2OH = Fe (OH)2(白色) 4Fe (OH)2O22H2O = 4Fe (OH)3(红褐色) 2Fe2+Cl2 = 2Fe3+2Cl Fe3+3SCN = Fe(SCN)3（血红色）Fe3+：方法（1） 加入NaOH溶液，产生红褐色沉淀，证

17、明有Fe3+。Fe 3+3OH = Fe (OH)3（红褐色）方法（2） 加入KSCN溶液，立即产生血红色溶液，证明有Fe3+。Fe3+3SCN = Fe(SCN)3（血红色） Cu2+：方法（1） 如果观察到溶液显蓝色，证明有Cu2+。方法（2） 加入NaOH溶液，产生蓝色沉淀，证明有Cu2+。Cu2+2OH = Cu(OH)2（蓝色） 三、离子方程式的正误判断1正确书写离子方程式（1）需要拆写成离子的物质：强酸强碱类：HCl、H2SO4、HNO3；NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等； 可溶性盐类：钾盐、钠盐、铵盐、硝酸盐、醋酸盐以及碳酸氢盐；大多数硫酸盐、氯化物等。（2）不

18、能拆写成离子的物质：多元弱酸的酸式根阴离子：HCO3、HSO3、HPO42、H2PO4 HS等。难溶物：AgCl、CaCO3、BaCO3、BaSO4等。 难电离物质：H2O；弱酸：H2CO3、H2SiO3、H2SO3、HClO、HF、CH3COOH、C6H5OH等；弱碱：NH3H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Cu(OH)2、Fe(OH)3等。单质、氧化物：Na2O 、Na2O2、Fe2O3、MgO等。注意：高温熔化时H2SO4等不拆写，MgO等拆写。& 考点5 氧化还原反应一、有关氧化还原反应的概念 1. 定义：有元素化合价升降的化学反应或有电子转移（得失或偏移）的反应都是氧化还原反应

19、。氧化还原反应的本质是电子的转移，判断依据是化合价的升降。2. 氧化还原反应中概念间的对应关系 升失还原剂被氧化降得氧化剂被还原 失电子 化合价升高 还原剂 还原性 被氧化 氧化反应 氧化产物 实质 特征 反应物 性质 变化结果 反应过程 生成物 得电子 化合价降低 氧化剂 氧化性 被还原 还原反应 还原产物 二、常考的氧化剂和还原剂1氧化剂氧化剂实例还原产物活泼的非金属单质卤素单质X2（F2、Cl2、Br2、I2）、O2X、O2（OH或H2O）高价含氧酸及其盐HNO3、H2SO4(浓)、HClO、KMnO4、K2Cr2O7、K2FeO4NO或NO2、SO2或S、Cl、Mn2+、Cr3+、Fe

20、3+某些(过)氧化物MnO2、PbO2、ClO2、Na2O2、H2O2Mn 2+、Pb2+、OH或H2O高价金属阳离子Ag+、Fe3+、Cu2+Ag、Fe2+或Fe、Cu另外，一定条件下能产生O2的物质都具有强氧化性：如Na2O2、H2O2、KMnO4、KClO3、HNO3、HClO等。2还原剂还原剂实例氧化产物活泼的金属单质M(KCaNaMgAlZnFe)Mn+(K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+或Fe3+)活泼的非金属单质H2、CH2O、CO或CO2元素处于低价态时的化合物CO、SO2 SO32、NH3(N2H4)、H2S、HICO2、SO3或SO42、N2、S

21、、I2非金属阴离子S2、I、Br、ClS、I2、Br2、Cl2低价金属阳离子Fe2+、Cu+Fe3+、Cu2+三、氧化性、还原性强弱的比较 物质氧化性、还原性强弱的比较，实质上是物质得失电子难易程度的比较。即物质越易得到电子，其氧化性越强；物质越易失去电子，还原性越强。一般情况下，物质的氧化性越强其还原性就越弱，反之亦然。1. 根据同一元素化合价的高低比较 由同种元素形成的不同价态物质的氧化性或还原性的强弱规律是：元素的最高价态只具有氧化性，元2根据“氧化剂还原剂 还原产物氧化产物”反应原理比较(强还原性)(弱还原性)(弱氧化性)得电子 还原反应强氧化剂 强还原剂 弱还原剂(还原产物) 弱氧化

22、剂(氧化产物)失电子 氧化反应(强氧化性)氧化性：氧化剂氧化产物；还原性：还原剂还原产物。如：2FeCl3Cu = 2FeCl2CuCl2，氧化性：Fe3+Cu2+，还原性：CuFe2+。3根据金属或非金属活动性比较（1）金属活动性顺序： K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb(H)Cu Hg Ag Pt Au 失电子能力逐渐减弱，还原性逐渐渐弱金属阳离子的氧化性： K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+（H+）Cu2+ Fe3+ Ag+ 得电子能力逐渐增强，氧化性逐渐增强（2）非金属活动性顺序： F2 Cl2 Br2(Fe3+) I2 S 得电子

23、能力逐渐减弱，氧化性逐渐减弱非金属阴离子的还原性：F Cl Br (Fe2+) I SO32 S2 失电子能力逐渐增强，还原性逐渐增强 记忆口诀：易得者，不易失；易失者，不易得。或记忆为：单强离子弱。4根据元素在周期表中的位置比较同周期从左到右氧化性增强：NaMgAlSiPSCl同主族从上到下还原性增强：LiNaKRbCs点燃5根据氧化产物的价态高低比较2Fe3Cl2 2FeCl3 FeS FeS 则氧化性：Cl2S总的来说，比较氧化性和还原性强弱的根本依据是得失电子能力的大小，即得失电子的难易，而不能以得失电子的数目多少判断。6据电解池两极的放电顺序判断 电解池中：在同一电解质溶液中，还原性

24、强的阴离子在阳极上先放电（失电子）；氧化性强的阳离子在阴极上先放电（得到电子）。四、有关氧化还原反应的规律 1“价性统一”规律 元素在物质中所处的价态高低，决定着该元素的氧化性或还原性。一般说来，“同种元素多种价，高价氧化低价还，中间价态两俱全”。即：& 考点6 化学平衡一、可逆反应1可逆反应 化学平衡研究的对象是可逆反应。可逆反应是指在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应。常考的可逆反应有：COH2O(g)CO2H2、N23H22NH3、2HIH2I2、 2SO2O22SO3、2NO2N2O4，还有弱电解质的电离以及盐的水解等。2可逆反应的特点 （1）存在两个反应

25、，正反应和逆反应，故用“”表示可逆反应。（2）存在两个反应速率v正和v逆，v正和v逆可以相等可以不相等，且哪个速率大向哪边进行。（3）正反应和逆反应同时发生，反应物和生成物(反应混合物)同时共存。（4）可逆反应不能进行到底，存在限度化学平衡状态。二、化学平衡状态 化学平衡状态是指在一定条件下的可逆反应里，正反应和逆反应的速率相等，反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态。可逆反应在化学平衡状态时达到了反应的最大限度。时间（化学平衡状态）v正 = v逆反应速率v正v逆1化学平衡的四特征 （1）动：化学平衡是动态平衡，正、逆反应仍在进行，且v正、v逆0。（2）等：同一物质的正、逆反应速率相等。（3）

26、定：条件一定，各组分的浓度保持不变，不随时间变化而变化。（4）变：外界条件改变时，化学平衡会发生移动，建立新的平衡状态。2可逆反应达到平衡状态的判断 （1）对同一物质B：当v正=v逆或v消耗=v生成时，可逆反应达到了平衡状态，而v正 (A) : v正 (B) : v正 (C)=a : b : c可能未达到平衡。（2）各组分浓度不变：各组分的浓度c(B)、物质的量、质量不变；各组分的质量分数、物质的量分数、各气体的体积分数不变；反应物的转化率、产物的产率不变等都是平衡标志。但各组分的浓度相等或各组分的浓度比等于计量系数比都不是平衡标志。（3）反应混合物变量不变：如果一个量在平衡建立的过程中不断地

27、变化，当该量不变（变量不变）时，可逆反应就达到了平衡状态。若某一个量随反应的进行始终不变，则该量就不能作为可逆反应达到平衡状态的判断依据。体系的颜色、温度不变或平衡常数K不变都是平衡标志；对反应前后总体积改变的可逆反应，其总物质的量、总压强(定容)、平均相对分子质量等不变都是平衡标志；对反应前后总体积不变的可逆反应，总物质的量、总体积、总压强、平均相对分子质量不变都不是平衡标志；对于气体总质量、密度、平均相对分子质量的判断一定要根据化学反应方程式、物质的状态以及定容、恒压等条件来确定是变量还是恒量。如果是变量，就能作为平衡标志，如果是保持不变的恒量，就不能作为平衡标志。反应混合气体的物质的量不

28、再变化 反应混合体系的密度不再变化单位时间内生成n molN2的同时,生成3n mol的H2 体系的温度不再改变 例在一定温度下的定容密闭容器中，当下列物理量不再变化时，表明反应：2HI(g)H2(g)I2(g)已经达到平衡状态的是 ( )混合气体的压强 混合气体的密度 HI的物质的量浓度 气体总物质的量混合气体的颜色 混合气体的平均相对分子质量 Key：；三、影响化学平衡的条件勒夏特列原理 1勒夏特列原理 如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度等），平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。（1）浓度：若其它条件不变时，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动；增大生成物的

29、浓度或减小反应物的浓度，平衡向逆反应方向移动。（2）压强：反应前后气体总体积变化的可逆反应，若其它条件不变时，增大压强，化学平衡向气体体积缩小的方向移动；减小压强，化学平衡向气体体积增大的方向移动；反应前后气体总体积不变的可逆反应，如I2(g)H2(g)2HI(g)，增大或减小压强都不能使化学平衡发生移动；对反应混合体系都是固体或液体的物质，改变压强不能使化学平衡发生移动。（3）温度：若其它条件不变时，升高温度，平衡向吸热反应的方向移动；温度降低，平衡向放热反应的方向移动。 （4）催化剂对正、逆反应速率的增大幅度是等同的，因此使用催化剂不影响化学平衡的移动。但使用催化剂可以缩短可逆反应达到平衡

30、时所需要的时间。以上平衡移动的方向与速率之间的关系可参看P28“可逆反应中化学反应速率的变化规律”,下同。2几种特殊情况下化学平衡移动方向的判断（1）根据速率判断：化学平衡移动的方向总是向正、逆反应速率相对大的方向移动。（2）当温度一定时，减小（增大）容器的体积，相当于对气体增大（减小）压强，故改变容器的体积时平衡移动的方向根据压强的改变判断。（3）恒容时，同等倍数的增大反应混合物中各气体物质的浓度时，平衡移动的方向根据增大压强判断；若不同等倍数改变反应混合物中各气体物质的浓度时，平衡移动的方向用Qc（见P31“浓度商”）判断。（4）在恒容的容器中，当改变其中一种气体物质B的浓度时，必然同时引

31、起压强的变化，但平衡移动方向决定于物质B的浓度的改变。如I2(g)H2(g)2HI(g)反应中，若增加H2的量，平衡正向移动。（5）恒容时，形如aA(g)bB(g)cC(g)的反应（反应式的一边是一种物质），如果增加（或减少）C的量，平衡移动的方向根据浓度的影响判断，而转化率、各组分百分含量的变化根据压强的变化判断。（6）“惰性气体”对平衡的影响：在已达到平衡的气体可逆反应中，若加入与任何气体不反应的“惰性气体”，平衡是否移动有两种可能：恒温恒容时，通入不参加反应的“惰性气体”，由于各组分的浓度未发生变化，故平衡不发生移动；恒温恒压时，通入“惰性气体”，因体积增大，反应体系中各物质的浓度减小，

32、相当于减小体系的压强，平衡向气体总体积增大的方向移动。 考点9 盐类的水解一、盐类的水解及规律1盐的种类 盐可以看作是酸碱中和的产物，从参加中和反应的酸碱强弱角度分类，盐可以分为：强酸强碱盐、强酸弱碱盐、强碱弱酸盐和弱酸弱碱盐。（1） 强酸强碱盐：如NaCl Na2SO4 KNO3等；（2） 强酸弱碱盐：如NH4Cl FeCl3 CuSO4 (NH4)2SO4等；（3） 强碱弱酸盐：如CH3COONa Na2CO3 NaHCO3 Na2S等; （4） 弱酸弱碱盐：如CH3COONH4等。2盐类水解的实质 强酸弱碱盐和强碱弱酸盐溶于水时，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 弱酸

33、或弱碱，从而破坏了水的电离，因溶液中c(H+)c(OH)而使得溶液呈现酸性或碱性。3盐类水解离子方程式的书写（1）盐类水解是可逆反应，在离子方程式的书写中要用“”，不用“ = ”。（2）水解反应是酸碱中和反应的逆反应，程度很小，水解产物很少，通常不生成沉淀和气体，也不发生分解，所以离子方程式不标“”和“”，生成NH3H2O、H2CO3等物质不写分解产物的形式。 （3）多元弱酸根离子的水解是分步进行的，但以第一步水解为主，如CO32的水解：CO32H2OHCO3OH（主要）， HCO3H2OH2CO3OH（次要）。（4）多元弱碱阳离子的水解方程式一步完成，如Al3的水解：Al3+3H2OAl(O

34、H)33H+ （5）某些盐溶液混合时，一种盐的阳离子和另一种盐的阴离子会相互促进水解，使两种离子的水解趋于完全，此时水解方程式用“ = ”、“”和“”，如Al3+3HCO3 = Al(OH)33CO2。见P12“相互促进水解离子方程式”。4盐类水解的规律 （1）谁弱谁水解、无弱不水解、越弱越水解、双弱双水解、谁强显谁性、同强显中性。（2）强酸弱碱盐阳离子水解，溶液呈酸性，碱越弱，水解程度越大，酸性越强。如水解程度FeCl3NH4Cl。（3）强碱弱酸盐阴离子水解，溶液呈碱性，酸越弱，水解程度越大，碱性越强。如水解程度Na2CO3CH3COONa。（4）弱酸弱碱盐由于阴、阳离子相互促进水解，溶液的

35、酸碱性决定于两者水解的程度。如CH3COONH4溶液呈中性。5类似盐的水解反应 无论是盐的水解还是非盐的水解，其最终结果是反应中各物质和H2O分别离解成两部分，然后两两重新组合成新物质。反应模式如右图： 第三部分 元素化合物& 考点1 钠及其化合物一、钠的性质 1钠的物理性质 银白色金属，质软、密度比水小（0.97g/cm3），熔点底（97.81），能导电导热，是热和电的良导体。2钠的化学性质（1） 钠跟水的反应：2Na2H2O = 2NaOHH2 2Na2H2O = 2Na+2OHH2Na与H2O（有酚酞）反应的现象：熔化、浮于水面、转动、有气体放出（浮、熔、游、嘶、红）。（2） 钠跟盐的反

36、应：Cu2+2Na2H2O = Cu(OH)22Na+H2 2Fe3+6Na+6H2O = 2Fe(OH)3+6Na+3H2 钠不能从盐溶液中置换出比其活泼性差的金属单质。点燃（3） 钠跟氧气的反应 ：4NaO2 = 2Na2O 2NaO2 Na2O2二、钠的重要化合物1Na2O和Na2O2的性质比较钠的氧化物颜色状态与H2O反应与CO2反应与盐酸反应转化用途氧化钠（Na2O)白色固体Na2OH2O = 2NaOHNa2OCO2 = Na2CO3Na2O2HCl = 2NaClH2O2Na2O O22Na2O2用于制取少量Na2O2过氧化钠（Na2O2)淡黄色固体2Na2O22H2O = 4N

37、aOHO22Na2O22CO2 = 2Na2CO3O22Na2O24HCl = 4NaCl+2H2O+O2强氧化剂、漂白剂、供氧剂2Na2O2的强氧化性试剂氢硫酸FeCl2溶液Na2SO3（SO2)溶液酚酞溶液品红溶液现象溶液变浑浊红褐色沉淀溶液仍为无色先变红后褪色红色褪去反应原理Na2O2H2S = S2NaOH4Na2O24FeCl26H2O = 4Fe(OH)3+8NaCl+O2Na2O2+Na2SO3+H2O = Na2SO4+2NaOH与水反应生成NaOH，Na2O2有强氧化性Na2O2有强氧化性说明Na2O2与还原性的盐反应时，可认为Na2O2先与H2O反应，生成的O2再与盐反应，

38、将两反应合并得总反应3NaOH 俗称烧碱、火碱、苛性钠，常温下是一种白色晶体，易溶于水，溶于水时放热。 （1） NaOH与单质的反应：2Al2NaOH2H2O = 2NaAlO23H2 Si2NaOHH2O = Na2SiO32H2Cl22NaOH = NaClNaClOH2O（2） NaOH与酸的反应： H+OH = H2O CH3COOHOH = CH3COOH2O（3） NaOH与氧化物的反应：2NaOHCO2(少量) = Na2CO3H2O NaOHCO2(过量) = NaHCO32NaOHSO2(少量) = Na2SO3H2O NaOHSO2(过量) = NaHSO3 & 考点7 氯及其化合物一、氯气的性质和制法 1氯气的物理性质 常温下，氯气为黄绿色有刺激性气味的气体，密度比空气大，有毒，易液化，能溶于水。2氯气的化学性质 点燃（1）Cl2与金属的反应：Cl22Na 2NaCl（剧烈燃烧，产生白烟）点燃3Cl22Fe 2FeCl3（剧烈燃烧，产生棕色烟，溶于水得黄色的氯化铁溶液）点燃Cl2Cu CuCl2（剧烈燃烧，产生棕黄色烟，溶于水形成绿色的氯化铜浓溶液）点燃（2）Cl2与非金属的反应：Cl2H2 2HCl（氢气在氯气中安静燃烧，产生苍白色火焰，瓶口有白雾） 光照Cl2H2 2HCl（光照氢气与氯气的混合气体，剧烈反应发生爆炸，瓶口有白雾）