高考完全化學復習整理(綜合版)

1、高考完全化學復習整理(綜合版)必須掌握的化學思想與化學方法1、 整體性原則：學會從整體出發(fā)，全面考慮問題；2、 守恒意識：三大守恒內容：質量守恒；電荷守恒；得失電子守恒3、平衡意識：勒夏特列原理適用于一切平衡體系（化學平衡、電離平衡、水解平衡、溶解平衡等）4、合理性原則要學會運用常識、常理解題，要學會識別社會常理。杜絕不合邏輯的常識性錯誤5、綠色化學思想原子經濟性；杜絕污染源6、組成分析組合與拆分；反應物、生成物的分子組成變化7、特征反應（關注典型反應） 解決問題的突破口；題眼、關鍵字8、具體化 可使問題意外地簡單一、化學知識體系網絡第一部分 基本概念與基本理論(一) 物質的組成1、 分子和由

2、分子構成的物質分子是構成物質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）。 由分子構成的物質（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）；酸類和大多數有機物等。2、 原子和由原子構成的物質原子是參加化學變化的最小微粒。化學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。由原子構成的物質

3、（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)63 等。 由離子構成的物質（固態(tài)時為離子晶體）。 絕大多數鹽類（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、

4、元素元素是具有相同核電荷數（即質子數）的同一類原子的總稱（元素的種類是由核電荷數或質子數決定的）。人們把具有一定數目的質子和一定數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。元素存在狀態(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

5、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、數目不變伴隨現象物質形狀、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。2、氧化還原反應

6、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 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。 物質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

7、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：AgCu2Al3K。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：IBrClF。 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。由氧化還原反應方向比較還原劑A氧化

8、劑B氧化產物a還原產物b，則：氧化性：Ba 還原性：Ab如：由2Fe2Br2 2Fe32Br 可知氧化性：Br2Fe3；還原性：Fe2Br當不同的還原劑與同一氧化劑反應時，可根據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，與失電子數目無關。如Na的還原性強于Al，而NaNa，AlAl3

9、，Al失電子數比Na多。同理，氧化性的強弱是指物質得電子能力的強弱，與得電子數目無關。如氧化性F2O2，則F22F，O22O2，O2得電子數比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）的數值與還原劑所含元素的化合價升高（或失電子）的數值相等。步驟：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：分別列出元素化合價升高數值（或失電子數）與元素化合價降低數值（或得電子數）。（簡稱定得失）步驟：求化合價升降值（或得失電子數目）的最小公倍數。配平氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的系數。步驟：用觀察法配平其他物質的系數。(五) 離子反

10、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）：離子間發(fā)生復分解反應 有沉淀生成。不溶于水的化合物可依據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CO322H CO2H2O 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。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 Fe32I 2Fe2I2S2、SO32、H 三種離子在溶液中不能共存，2 S2SO326H 3S3H

11、2O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：CuH2SO4(濃)；NH4Cl（固）Ca(OH)2；CH2SO4(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。有離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。單質、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 SO32H2O或 SO2OH HSO3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：HCO3H H2OCO2操作順序或反應物相對量不同時離子方程

12、式不同。例如 Ca(OH)2中通入少量CO2，離子方程式為：Ca22OHCO2 CaCO3H2O；Ca(OH)2中通入過量CO2，離子方程式為：OHCO2 HCO3。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：NH4OH NH3· H2O；當為濃溶液，又加熱時離子方程式為：NH4OH NH3H2O對微溶物（通常指CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4、MgCO3等）要根據實際情況來判斷。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：HOH H2O；當反應里有微溶物處于濁液或固態(tài)時，應

13、寫化學式，如在石灰乳中加入Na2CO3溶液：Ca(OH)2CO32 CaCO32OH；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：2AgSO42 Ag2SO4。對于中強酸（H3PO4、H2SO3等）在離子方程式中寫化學式。具有強氧化性的微粒與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H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。OH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。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。能

14、發(fā)生氧化還原反應的離子不能大量共存，如Fe3、與S2，Fe2與NO3（H），S2與SO32（H）等。某些弱酸根與弱堿根不能大量共存，如S2、HCO3、AlO2、CO32與Fe3、Al3等不共存。發(fā)生絡合反應的離子不能大量共存，如 Fe3與SCN、Ag與NH3· H2O。Al3與AlO2、NH4+與AlO2、NH4+與SiO32不能大量共存。注意有色離子（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。書寫熱化學方程式時注意事

15、項。H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“”。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(fā)”表示，氣體用符號“g”表示。熱化學方程各物質前的化學計量數表示物質的量的多少，因此，它可以是整數，也可以是分數。對于相同物質的反應，當化學計量數不同時，H也不同。2、反應熱的有關計算反應熱物質的量×1mol物質反應吸收或放出的熱反應熱反應物的總鍵能生成物的總鍵能根據蓋斯定律：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。某種物質的狀態(tài)或晶型不同會引起反應熱的差異，根據蓋斯定律，可將熱化學方程式進

16、行“加減”后，根據反應過程的反應熱比較其大小。物質的量不同引起的反應熱差異，可根據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）物質的量是七個基本的物理量之一。它的物理意義是含一定數目粒子的集體，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。使用物質的量及其單位時的注意事項“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”、“物質的數量”也都不對。不能理解為物質的數量或質量。摩爾是用來表示微觀粒子（原子、分子、離子、質子

17、、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。使用摩爾時，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決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

18、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。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：V1V2M2M121同溫、同壓、等質量：同溫、同壓、同體積：(八) 溶液和膠體膠體定義分散質微粒的直徑大小在109107 m之間的分散系叫膠體。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。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

19、溶液里分離的操作叫做滲析，常用于精制某些膠體。膠體的制備方法物理分散法：把難溶于水的物質顆粒分散成1nm100nm的膠粒溶于水，如研磨分散法?；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)KNO3FeCl33H2Oe(OH)3(膠體)3HCl 等等膠體的性質丁達爾效應：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”，此現象叫丁達爾現象。溶液無此現象，用此法可鑒別膠體和溶液。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。電泳：在外加電場的作用下膠體里

20、的微粒在分散劑里向陰極或陽極做定向移動的現象叫做電泳。電泳證明了膠粒帶電荷，常用于分離膠?；蛱峒兡z體。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。幾點說明膠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。分子膠體微粒大都不帶電，如淀粉溶液。書寫膠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。制備Fe(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：Fe33H2O Fe(OH

21、)3(膠體)3H制備AgI膠體是將810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）電解質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Al3Fe3。使帶正電荷膠粒聚沉的陰離子能力Fe(CN)64Fe(CN)63，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，也無電泳現象。(九) 原子組成與結構1、常見等電子體核外電子總數為2個的粒子：He、H、Li、Be2。核外電子總數為10個的粒子：Ne、HF、H2O、NH3、

22、CH4（分子類）；Na、Mg2、Al3、NH4、H3O（陽離子類）；N3、O2、F、OH、NH2（陰離子類）。核外電子總數為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（質子數）的同類原子的總稱具有相同數目的質子和一定數目的中子的一種原子質子數相同而中子數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

23、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不同的核素可能質子數相同或中子數相同，或質量數相同，或各類數均不相同同位素質量數不同，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、OH、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）原子結構核外荷數逐漸增加增加電子層數相同增多原子半徑逐漸增小逐漸增大最外層電子數逐漸增多相等性質化合價最高正價由17；負價數族序數8最高正價、負價數相同，最

24、高正價族序數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非極性分子：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

25、一定只含非極性鍵。極性分子：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?？傊瑯O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。常見分子的構型及分子極性判斷ABn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、SO

26、2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)律只含非極性共價鍵的物質：同種非金屬元素構成的單質，如I2、H2、P4、金剛石、晶體硅等。只含有極性共價鍵的物質：一般是不同非金屬元素構成的共價化合物。如CCl4、NH3、SiO2、CS2等。既有極性鍵又有非極性鍵的物質：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6（苯）等只含有離子鍵的物質：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等既有離子鍵又有非極性鍵的物質，如Na2O2、Na2Sx、CaC2等由離子鍵、共價

27、鍵、配位鍵構成的物質，如NH4Cl等無化學鍵的物質：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。外因（影響因素）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）。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。溫度：當其他條件不變時，升高溫度，反應速率加快。 一般來說，

28、溫度每升高10，反應速率增大到原來的24倍。催化劑：催化劑有正負之分。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，氣體分子數大的一側增大的倍數大于氣體分子數小的一側增大的倍數；降壓V正、V逆均減小，氣體分子數大的一側減小的倍數大于氣體分子數小的一側減小的倍數。升溫，V正、V逆一般均加快，吸熱反應增大的倍數大于放熱反應增加的倍數；降溫，V正、V逆一般均減小，吸熱反應減小的倍數

29、大于放熱反應減小的倍數。加催化劑可同倍地改變V正、V逆3、可逆反應達到平衡狀態(tài)的標志V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。各組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、物質的量分數、反應的轉化率等?；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計算水的電離水是極弱的電解質，純水中存在著電離平衡，其電離

30、方程式為：2H2O H3OOH，通常簡寫成H2O HOH，25時，c(H)c(OH)1×107mol·L。水的離子積常數KwKwc(H) ·c(OH)，25時，Kw1×1014。Kw的意義Kw是一個很重要的常數，它反映了一定溫度下的水中H濃度和OH濃度之間的關系。改變條件對水的電離平衡的影響變化改變平衡移動方向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) c(OH)不變堿性有關pH計算的

31、主要題型及計算方法根據pHlg 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：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Kwc(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，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

32、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。有關酸堿混合pH的計算a、 兩種強酸混合，先計算混合后c(H)，再計算pH?；旌虾骲、 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?；旌虾髉Hlg 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pH7；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pH7若n (H)n(OH)，則堿過量，先求反應后溶液中c(OH)，再求出c(H)，然后計算pH，此時

33、pH72、鹽類水解方程式的書寫方法由于鹽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Al33H2OAl(OH)33H多元弱酸的電離是分步進行的，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CO32H2O HCO3OH，生成的HCO3 再水解HCO3H2O CO32 OH。較易水解的陽離子如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“”

34、并標明“”及“”符號。Fe3+3HCO3Fe(OH)33CO2，2Al33S26H2O2Al(OH)33H2S3、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。電荷守恒：溶液中陽離子所帶的總正電荷數與陰離子所帶的總負電荷數相等，整個溶液顯電中性。如Na2S溶液中：c(Na)c(H)2 c(S2)c(HS)c(OH)物料守恒：在電解質溶液中，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。質守恒：溶液中得質子的微粒得質子的總數與失質子的微粒失去質子的總數相等。質子守恒式一般可由上述電荷守恒式、物料守恒式聯(lián)立

35、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 V2V1V（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）讀數變大4滴定前讀數正確，滴定后俯視讀數偏低V（酸）讀數變小5滴定前讀數正確，滴定后仰視讀數偏高V（酸）讀數變大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

36、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）Au3AgHg2Cu2HPb2Sn2Ni2Fe2Zn2Mn2AlMg2NaCa2K陽極（陰離子）放電順序（還原性）S2IBrOHNO3SO42F6、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：OH、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：

37、2H2O 2H2O2。其電解后pH變化規(guī)律為：含氧酸，電解后pH變?。粡妷A，電解后pH變大；鹽，電解后pH基本不變。只有H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：2NaCl2H2O 2NaOHH2Cl2。電解鹽酸：2HCl H2Cl2等只有OH、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：2CuSO42H2O2CuO22H2SO4。OH、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

38、解時pH略增大或基本不變，如電解CuCl2溶液：CuCl2CuCl2第二部分 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絡，

39、建立起完整的知識結構，做到滴水不漏 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)律常見非金屬元素的非金屬性由強到弱的順序如下：F、O、Cl、

40、N、Br、I、S、P、C、Si、H。元素非金屬性與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：原子半徑：原子半徑越小，吸引電子能力越強；核電荷數：核電荷數越大，吸引電子能力越強；最外層電子數：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，表現為單質的穩(wěn)定性。這種現象不一定說明這種元素的非金屬性弱。非金屬性強弱的判斷依據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、最外層電子

41、數，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； 與變價金屬反應時，金屬所呈現的化合價； 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FI）單質顏色逐漸變深，熔沸點升高，水中溶解性逐漸減??；元素非金屬性減弱，單質氧化性減弱，鹵離子還原性增強；與H2化合，與H2O反應由易到難；氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性減弱，還原性增強，水溶液酸性增強；最高價氧化物的水化物酸性

42、減弱；前面元素的單質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。氟化氫（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。氯化氫（HCl）：穩(wěn)定，在1000以上少量分解，其水溶液為氫氯酸，俗稱鹽酸，強酸溴化氫（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）。碘化氫（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氟及其化合物的特殊性質 鹵素單質Cl2

43、、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。 鹵素單質Cl2、Br2、I2與水反應的通式為：X2 H2O HXHXO（I2與水反應極弱），但F2與H2O反應卻是：2F22H2O 4HFO2 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； 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。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）。碘是紫黑色固體，具有金屬

44、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。核電荷數增加，電子層數依次增多，原子半徑逐漸增大，

45、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。Ag干擾：用BaCl2 溶液或鹽酸酸化時防止Ag干擾，因為AgCl AgCl。CO32、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：BaCO32H H2OCO2B

46、a2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一氧化氮：無色氣體，難溶于水，有很大毒性，在常溫下極易被氧化成二氧化氮。2NOO2 2NO2二氧化氮：有刺激性氣味的紅棕色氣體，溶于水生成硝酸和一氧化氮。3NO2H2O 2HNO3NO 4NO2N2

47、O4（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：3NO2H2O 2HNO3NO 利用氣體體積變化差值進行計算。 NO2和O2的混合氣體溶于水時，由4NO22H2OO2 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 NO和O2同時通入水中時，其反應是：2NOO2 2NO2 ，3NO2H2O 2HNO3NO ，總反應式為：4NO2H2O3O2 4HNO3 當體積比為 4：3，恰好完全反應V(NO)：V(O2) 4：3，NO過量，

48、剩余氣體為NO 4：3，O2過量，乘余氣體為O2NO、NO2、O2三種混合氣體通入水中，可先按求出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，再按方法進行計算。2、硝酸的化學性質HNO3具有酸的通性。 HNO3具有強氧化性，表現在能與多數金屬、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

49、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氧化性，而在酸性溶液中表現強氧化性。3、氨氣的實驗室制法 反應原理：2NH4ClCa(OH)2CaCl22NH32H2O 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

50、、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 在水中溶解性：正鹽除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。熱穩(wěn)定性：正鹽中除K、Na等受熱難分解外，其余受熱易分解

51、；酸式鹽在水溶液或固態(tài)時加熱都易分解。如 Ca(HCO3)2 CaCO3CO2H2O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）?？扇苄哉}、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大都能與酸作用，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。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。 遞變規(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。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