某中學(xué)高考化學(xué)總復(fù)習(xí)資料

南溪中學(xué)化學(xué)總復(fù)習(xí)資料

整理：鐘建

一、化學(xué)知識體系網(wǎng)絡(luò)

第一部分基本概念與基本理論

（一）物質(zhì)的組成

1、分子和由分子構(gòu)成的物質(zhì)

⑴分子是構(gòu)成物質(zhì)的一種能獨(dú)立存在的微粒，它保持著這種物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)

分子有一定的大小和質(zhì)量：分子間有一定距離；分子在不停地運(yùn)動(dòng)著（物理變化是分子運(yùn)動(dòng)狀態(tài)改

變的結(jié)果）；分子間有分子間作用（范德華力）。

⑵由分子構(gòu)成的物質(zhì)（在固態(tài)時(shí)為分子晶體）。

一些非金屬單質(zhì)（如H2、。2、。2、S、惰性氣體等）;氣態(tài)氫化物;酸?。⊿iO2除外）；酸類和大

多數(shù)有機(jī)物等。

2、原子和由原子構(gòu)成的物質(zhì)

⑴原子是參加化學(xué)變化的最小微粒?；瘜W(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是原子的拆分和化合，是原子運(yùn)動(dòng)形態(tài)的變化

原子有一定的種類、大小和質(zhì)量；由原子構(gòu)成的物質(zhì)中原子間也有一定間隔；原子不停地運(yùn)動(dòng)著；

原子間有一定的作用力。

⑵由原子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時(shí)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(gòu)成的物質(zhì)

3

⑴離子是帶有電荷的原子或原子團(tuán)。帶正電荷的陽離子如Na,、Fe\H3O\NH/、

3-

[Ag（NH3）2『等；帶負(fù)電荷的陰離子如Cl，S2-、0曠、SO產(chǎn)、fFe（CN）6]等。

⑵由離子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時(shí)為離子晶體）。

絕大多數(shù)鹽類（AlCb等除外）；強(qiáng)堿類和低價(jià)金屬氧化物等是由陽離子和陰離子構(gòu)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(jié)構(gòu)（電子排布、電性、半徑）和性質(zhì)（顏色，

對某物質(zhì)的不同反應(yīng)情況，氧化性或還原性等）上均不相同。

得ne_得ne-

陽離子、小”,一原子、失:…、陰離子（簡單陽、陰離子）

（二）物質(zhì)的分類

1、元素

⑴元素是具有相同核電荷數(shù)（即質(zhì)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(zhì)子數(shù)決

定的）。

人們把具有一定數(shù)目的質(zhì)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。

⑵元素存在狀態(tài)

①游離態(tài)——在單質(zhì)中的元素

由同種元素形成的不同單質(zhì)——同素異形體，常有下列三種形成方式：

工組成分子的原子個(gè)數(shù)不同：如。2、O3；白磷（P4）和紅磷等

t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

②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(yīng)用范圍等方面加以區(qū)別。

（三）物質(zhì)的性質(zhì)和變化：物理變化和化學(xué)變化的比較

比較物理變化化學(xué)變化

概念沒有生成其他物質(zhì)的變化生成了其他物質(zhì)的變化

只是分子（原子或離子）間距離變化（聚集狀分子種類變化，原子重新組合，

實(shí)質(zhì)

態(tài)），分子組成、性質(zhì)不變——分子種類不變但原子種類、數(shù)目不變

伴隨現(xiàn)放熱、發(fā)光、變色、放出氣體、

物質(zhì)形狀、狀態(tài)改變

象生成沉淀等

蒸發(fā)、冷凝、熔化、液化、汽化、升華、變形分解、化合、置換、復(fù)分解、燃

范圍

等燒、風(fēng)化、脫水、氧化、還原等

區(qū)別無新物質(zhì)生成有新物質(zhì)生成

相互關(guān)

化學(xué)變化中同時(shí)發(fā)生物理變化、物理變化中不一定有化學(xué)變化

系

與性質(zhì)

物質(zhì)的性質(zhì)決定物質(zhì)的變化，物質(zhì)的變化反映物質(zhì)的性質(zhì)

的關(guān)系

（四）氧化還原反應(yīng)

I、氧化還原反應(yīng)的特征：元素化合價(jià)有無升降，這是判斷是否是氧化還原反應(yīng)的依據(jù)。

2、氧化還原反應(yīng)各概念間的關(guān)系

可用以下兩條線掌握概念

升———>失一一—＞還——-----＞還---—-＞氧——----＞氧

元素化合原子失去物質(zhì)是還原劑具元素被還原劑的產(chǎn)物

價(jià)升高電子還原劑有還原性氧化是氧化產(chǎn)物

降-----T得---—--＞氧——----＞氧-----一還---一-->還

元素化合原子得到物質(zhì)是氧化劑具元素被氧化劑的產(chǎn)物

價(jià)降低電子氧化劑有氧化性還原是還原產(chǎn)物

3、物質(zhì)有無氧化性或還原性及其強(qiáng)弱的判斷

⑴物質(zhì)有無氧化性或還原性的判斷

元素為最高價(jià)態(tài)時(shí)，只具有氧化性，如Fe3+、H2sO4分子中+6價(jià)硫元素；元素為最低價(jià)態(tài)只具

有還原性，如Fe、S2一等；元素處于中間價(jià)態(tài)既有氧化性又具有還原性，如Fe2+、SO2,S等。

⑵物質(zhì)氧化性或還原性相對強(qiáng)弱的判斷

①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(zhì)還原性的增強(qiáng)而減弱，如下列四種陽離子的氧化性由強(qiáng)到弱的順序是：

Ag+>Cu2+>Al3+>K+o

非金屬陰離子的還原性隨單質(zhì)氧化性的增強(qiáng)而減弱，如下列四種鹵素離子還原性由強(qiáng)到弱的順序

是:r>Br->Cr>F-.

②由反應(yīng)條件的難易比較

不同氧化劑與同一還原劑反應(yīng)，反應(yīng)條件越易，氧化性越強(qiáng)。如F2和比混合在暗處就能劇

烈化合而爆炸，而h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12強(qiáng)。

不同還原劑與同一氧化劑反應(yīng)，反應(yīng)條件越易，還原性越強(qiáng)，如有兩種金屬M(fèi)和N均能與水

反應(yīng)，M在常溫下能與水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣，而N需在高溫下才能與水蒸氣反應(yīng)，由此判斷M的還原

性比N強(qiáng)。

③由氧化還原反應(yīng)方向比較

還原劑A+氧化劑B------>氧化產(chǎn)物a+還原產(chǎn)物b,貝IJ：

氧化性：B>a還原性：A>b

2+3+

如：由2Fe+Br2=2Fe+2Br-

3+2+

可知氧化性：Br2>Fe；還原性：Fe>Br

④當(dāng)不同的還原劑與同一氧化劑反應(yīng)時(shí).，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(qiáng)

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(qiáng)。同理當(dāng)不同氧化劑與同一還原

劑反應(yīng)時(shí)，還原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越強(qiáng)。如氯氣、硫兩種氧化劑分別與同

一還原劑鐵起反應(yīng)，氯氣可把鐵氧化為FeCb，而硫只能把鐵氧化為FeS,由此說明氯氣的氧化性

比硫強(qiáng)。

【注意】還原性的強(qiáng)弱是指物質(zhì)失電子能力的強(qiáng)弱，與失電子數(shù)目無關(guān)。如Na的還原性強(qiáng)于AL

失—失3-

而Na---->Na+,Al—---->A嚴(yán)，A1失電子數(shù)比Na多。

同理，氧化性的強(qiáng)弱是指物質(zhì)得電子能力的強(qiáng)弱，與得電子數(shù)目無關(guān)。如氧化性F2>02,則

2-

F2——~>2F",O2—--~>2O,。2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(jià)降低（或得電子）的數(shù)值與還原劑所含元素的化合價(jià)升高（或失電

子）的數(shù)值相等。

步驟I：寫出反應(yīng)物和生成物的分子式，并列出發(fā)生氧化還原反應(yīng)元素的化合價(jià)（簡稱標(biāo)價(jià)態(tài)）

步驟H：分別列出元素化合價(jià)升高數(shù)值（或失電子數(shù)）與元素化合價(jià)降低數(shù)值（或得電子數(shù)）。（簡

稱定得失）

步驟m：求化合價(jià)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(chǎn)物、還

原產(chǎn)物的系數(shù)。

步驟w：用觀察法配平其他物質(zhì)的系數(shù)。

（五）離子反應(yīng)

1、離子反應(yīng)發(fā)生條件

離子反應(yīng)發(fā)生條件（即為離子在溶液中不能大量共存的原因）：

⑴離子間發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)

①有沉淀生成。不溶于水的化合物可依據(jù)書后物質(zhì)的溶解性表判斷，還有以下物質(zhì)不溶于水：CaF2>

CaC2O4（草酸鈣）等。

2

②有氣體生成。如CO3-+2H^C02t+H20

③有弱電解質(zhì)生成。如弱堿NH3-H20；弱酸HF、HC10、H2S>H3PO4等；還有水、（CFhCOO^Pb、

+

[Ag（NH3）2],[Fe（SCN）f+等難電離的物質(zhì)生成。

⑵離子間發(fā)生氧化還原反應(yīng)：

3+2+

如:Fe3+與「在溶液中不能共存,2Fe+2F=2Fe+l2

22-2-2-+

S\SO3>H+三種離子在溶液中不能共存,2S+SO3+6H=3$1+3%0等

2、書寫離子方程式應(yīng)注意的問題

①?zèng)]有自由移動(dòng)離子參加的反應(yīng)，不能寫離子方程式。

如:Cu+H2s。4（濃）;NH4cl（固）+Ca（OH）2;C+H2s0“濃）反應(yīng);NaCl（固）+H2so〃濃），均因無自由

移動(dòng)離子參加反應(yīng)，故不可寫離子方程式。

②有離子生成的反應(yīng)可以寫離子方程式，如鈉和水、銅和濃硫酸、S02通入浸水里、碳酸鈣溶于乙酸

等。

③單質(zhì)、氧化物在離子方程式中一律寫成化學(xué)式。

2-

如：S02和NaOH溶液反應(yīng)：S02+20H^==SO3+H2O^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NaHCOs溶液和稀鹽酸反應(yīng)：

+

HCO3+H=H2O+CO2t

⑤操作順序或反應(yīng)物相對量不同時(shí)離子方程式不同。例如Ca（OH）2中通入少量CO2,離子方程式為：

2+

Ca+2OH+CO2=CaCO3I+H20；Ca（OH）2中通入過量CCh，離子方程式為：OH+CC）2^=

HCO3，

⑥對于生成物是易溶于水的氣體，要特別注意反應(yīng)條件。

如NaOH溶液和NH&C1溶液的反應(yīng)，當(dāng)濃度不大，又不加熱時(shí)，離子方程式為：

++

NH4+OH^=NH3-H2O；當(dāng)為濃溶液，又加熱時(shí)離子方程式為：NH4+OH==NH3t+H2O

⑦對微溶物（通常指CaSC）4、Ca（OH）2、Ag2s0八MgCO.、等）要根據(jù)實(shí)際情況來判斷。

當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于溶液狀態(tài)時(shí)，應(yīng)寫成離子，如鹽酸加入澄清石灰水：H'+OH

^H2O；當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于濁液或固態(tài)時(shí);應(yīng)寫化學(xué)式，如在石灰乳中加入Na2c03溶液：

2-

Ca（OH）2+CO3=CaCO3+2OH；在生成物中有微溶物析出時(shí)，微溶物用化學(xué)式表示，如Na2s。4

+2

溶液中加入AgNCh溶液：2Ag+SO4'=Ag2so4I。對于中強(qiáng)酸（H3Po八H2sCh等）在離子方程

式中寫化學(xué)式。

⑧具有強(qiáng)氧化性的微粒與強(qiáng)還原性微粒相遇時(shí)，首先要考慮氧化——還原反應(yīng)，不能只簡單地考慮復(fù)

分解反應(yīng)。

3、離子在溶液中不能大量共存幾種情況

⑴H'與所有弱酸陰離子和0H一不能大量共存，因生成弱電解質(zhì)（弱酸）和水。

⑵0H-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(fù)分解反應(yīng)生成弱電解質(zhì)、沉淀和氣體者不能大量共存。

⑷能發(fā)生氧化還原反應(yīng)的離子不能大量共存，如Fe'+、與S2\Fe?+與NO3（HD,S?一與SO32-（H*）

等。

⑸某些弱酸根與弱堿根不能大量共存，如s2-、H83-、Aio2\CCV-與Fe3+、A嚴(yán)等不共存。

⑹發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)的離子不能大量共存，如Fe3+與SCN、Ag*與NH3-H20?

⑺A「+與AIO2,NH4+與A1CV、NH&+與SiC^-不能大量共存。

⑻注意有色離子（有時(shí)作為試題附加條件）：Cu2h（藍(lán)色）、Fe3+（棕黃色）、MnOj（紫色）、Fe（SCN）2

+（紅色）等。

（六）化學(xué)反應(yīng)中的能量變化

1、熱化學(xué)方程式

⑴概念：表明反應(yīng)所放出或吸收熱量的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式。

⑵書寫熱化學(xué)方程式時(shí)注意事項(xiàng)。

①寫在方程式右邊或下邊，兩者之間用“；”隔開，放出熱量AH為“一”，吸收熱量AH為“+”。

②要注明反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)。固體用符號符號“s”表示、液體用符號“1”表示，氣體用符號“g”

表示。

③熱化學(xué)方程各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)表示物質(zhì)的量的多少，因此，它可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)。對

于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)，AH也不同。

2、反應(yīng)熱的有關(guān)計(jì)算

⑴反應(yīng)熱=物質(zhì)的量XImol物質(zhì)反應(yīng)吸收或放出的熱

⑵反應(yīng)熱=反應(yīng)物的總鍵能一生成物的總鍵能

⑶根據(jù)蓋斯定律：如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，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)熱相同。

⑷某種物質(zhì)的狀態(tài)或晶型不同會(huì)引起反應(yīng)熱的差異，根據(jù)蓋斯定律，可將熱化學(xué)方程式進(jìn)行“加減”

后，根據(jù)反應(yīng)過程的反應(yīng)熱比較其大小。

⑸物質(zhì)的量不同引起的反應(yīng)熱差異，可根據(jù)反應(yīng)熱的物質(zhì)的量之間的正比例關(guān)系比較。

(七)物質(zhì)的量

1、物質(zhì)的量及其單位——摩爾(mol)

⑴物質(zhì)的量是七個(gè)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"。

物質(zhì)的量的單位為摩爾，簡稱摩，符號為mol。物質(zhì)的量和摩爾的關(guān)系正如時(shí)間和秒、長度和米、電

流和安培的關(guān)系，不能混用。

⑵使用物質(zhì)的量及其單位時(shí)的注意事項(xiàng)

①“物質(zhì)的量”四個(gè)字是一個(gè)整體，不能拆開，如“時(shí)間”拆開表明的意義也就變了。寫成“物質(zhì)的

質(zhì)量”、“物質(zhì)量”、“物質(zhì)的數(shù)量”也都不對。不能理解為物質(zhì)的數(shù)量或質(zhì)量。

②摩爾是用來表示微觀粒子(原子、分子、離子、質(zhì)子、中子、電子等)或它們特定組合的物質(zhì)的量

的單位，它不能用來表示宏觀物體，如不能說Imol蘋果等。

③使用摩爾時(shí)，應(yīng)注明粒子的化學(xué)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Imol氧就會(huì)含義不清，究竟是指hnolO還是ImolCh呢？

2、阿伏加德羅定律及其重要推論

⑴決定物質(zhì)體積大小的因素(Imol)

1摩固體、液體體積不同，因?yàn)楣腆w、液體里分子、原子、離子間距離小，其體積主要決定于構(gòu)成

物質(zhì)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(qiáng)與溫度，因此當(dāng)溫度、壓強(qiáng)相同時(shí).，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(qiáng)下，同體積的氣體中含有相同分子數(shù)

定義中的“四個(gè)同"，如有“三個(gè)同”成立，第四個(gè)“同”才能成立。

3、阿伏加德羅定律推論：

同溫、同壓：令與"

V202/V2

同溫、同體積：善普

產(chǎn)2/V2

同溫、同壓、等質(zhì)量:匕=慢=生

V2MyPy

同溫、同壓、同體積：—=-5r=—

m2M2p2

(八)溶液和膠體

膠體

⑴定義

分散質(zhì)微粒的直徑大小在IO'?KT,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：Agl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(zhì)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。

⑷膠體的制備方法

①物理分散法：把難溶于水的物質(zhì)顆粒分散成Inm?100nm的膠粒溶于水，如研磨分散法。

②化學(xué)凝聚法：通過復(fù)分解反應(yīng)使產(chǎn)物分子逐步凝聚為膠體。

如：AgNO3+KI=^kgl（膠體）+KNO3

FeCb+3H2C>q=Fe（OH）3（膠體）+3HCl等等

⑸膠體的性質(zhì)

①丁達(dá)爾效應(yīng)：讓光線透過膠體時(shí)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(cè)面）可以看到一道光的“通路”，此現(xiàn)象叫丁達(dá)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(yùn)動(dòng)：在膠體里由于分散劑分子從各個(gè)方向撞擊膠體微粒而形成的不停的、無秩序的運(yùn)動(dòng)叫布

朗運(yùn)動(dòng)。

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(dòng)的現(xiàn)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。

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(qiáng)電解質(zhì)溶液；c、加入帶相反電荷的另一種膠體。

⑹膠體微粒所帶的電荷

膠體表面積大，具有很強(qiáng)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(fù)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(yùn)動(dòng)是膠體較穩(wěn)定的次要原因。

⑺幾點(diǎn)說明

①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(gè)膠體是電中性的。

②分子膠體微粒大都不帶電，如淀粉溶液。

③書寫膠體制備的反應(yīng)方程式時(shí)生成的不溶物質(zhì)不寫“|”符號，這是因?yàn)槟z粒帶同種電荷相互排斥，

沒有凝集成大顆粒而沉淀下來。

④制備Fe（OH）3膠體溶液是向沸水中滴加FeCb飽和溶液。其離子方程式為：

Fe3++3H2。=Fe（OH）3（膠體）+3H+

制備Agl膠體是將8?10滴0.01mol/L的AgNCh溶液滴入10mL0.01mol/L的KI溶液中（濃度不

能大，否則要產(chǎn)生Agl沉淀）

⑸電解質(zhì)溶液聚沉作用大小除和電解質(zhì)溶液及電解質(zhì)離子本性有關(guān)外，?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(fù)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(zhì)不凝聚，也無電泳現(xiàn)象。

（九）原子組成與結(jié)構(gòu)

1、常見等電子體

⑴核外電子總數(shù)為2個(gè)的粒子：He、H>Li+、Be2+（>

2+

⑵核外電子總數(shù)為10個(gè)的粒子：Ne、HF、氏0、NH3、CH4（分子類）：Na+、Mg.A產(chǎn)、NH/、

H3O+（陽離子類）;O2>F.OFF、NH2-（陰離子類）。

（3）核夕卜電子總數(shù)為18個(gè)電子的粒子：Ar、HC1、H2S>PH3、F2>H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4、CH3NH2、

2+2-

NH2OH、CH3F（分子類），K\Ca.（陽離子類）;p3,SsCl（陰離子類）。

2,元素、核素、同位素的比較

元素核素同位素

具有相同數(shù)目的質(zhì)

概具有一定核電荷數(shù)（質(zhì)子質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元

子和一定數(shù)目的中

念數(shù)）的同類原子的總稱素的原子或同一元素的不同核素

子的一-種原子

宏觀概念，對同類原子而微觀概念，對某種微觀概念，對某種元素的原子而言。

范

言，既有游離態(tài)又有化合元素的一種原子而因同位素的存在而使原子種類多于

圍

態(tài)元素種類

不同的核素可能質(zhì)同位素質(zhì)量數(shù)不同，化學(xué)性質(zhì)相同；

子數(shù)相同或中子數(shù)天然同位素所占原子百分含量一般

特主要通過形成的單質(zhì)或

相同，或質(zhì)量數(shù)相不變；同位素構(gòu)成的化合物如H0,

性化合的來體現(xiàn)2

同，或各類數(shù)均不D2O、T2O物理性質(zhì)不同，但化學(xué)性

相同質(zhì)相同

H、D、T；江、

實(shí)

H、OH、T、D為H的三種同位素

例

設(shè)Mg不同核素

（十）元素周期表中的主要變化規(guī)律

同周期同主族

項(xiàng)目

（左f右）（上f下）

原核外荷數(shù)逐漸增加增加

子電子層數(shù)相同增多

結(jié)原子半徑逐漸增小逐漸增大

構(gòu)最外層電子數(shù)逐漸增多相等

最高正價(jià)由+lf+7；負(fù)價(jià)最高正價(jià)、負(fù)價(jià)數(shù)相同，最

化合價(jià)

數(shù)=族序數(shù)一8高正價(jià)=族序數(shù)

元素的金屬性和非金屬金屬性逐漸減弱、非金屬性金屬性逐漸增強(qiáng)、非金屬性

性性逐漸增強(qiáng)逐漸減弱

質(zhì)單質(zhì)的氧化性、還原性還原性減弱、氧化性增強(qiáng)氧化性減弱、還原性增強(qiáng)

最高價(jià)氧化物對應(yīng)的水

堿性減弱、酸性增強(qiáng)酸性減弱、堿性增強(qiáng)

化物的酸堿性

氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性漸增漸減

（十一）化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)

1、非極性分子和極性分子

⑴非極性分子：分子中正負(fù)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(dāng)分子中各鍵均為非極性鍵時(shí)，分子是非極性分子。當(dāng)一個(gè)分子中各個(gè)鍵都相同，均

為極性鍵，但該分子的構(gòu)型是對稱的，則分子內(nèi)正負(fù)電荷中心可以重合。這樣的分子是非極性分子，

如CH4、CO??？傊菢O性分子中不一定只含非極性鍵。

⑵極性分子：分子中正負(fù)電荷中心不能重合，從整個(gè)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(jié)合的雙原子分子，必為極性分子，以極性鍵結(jié)合的多原子分

子，若分子的構(gòu)型不完全對稱，則分子內(nèi)正負(fù)電荷必然不重合，則為極性分子。總之，極性分子中必

定會(huì)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(gòu)型及分子極性

⑷判斷AB,,型分子極性的經(jīng)驗(yàn)規(guī)律

若中心原子A的化合價(jià)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B%、BF3、CH4SCC14、CO2、CS2、PCI5、SO3等均為非極性分子，NH3、PH3,PCI3、H20>

&S、SO2等均為極性分子。

AB,、分子內(nèi)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(xué)鍵與物質(zhì)類別關(guān)系規(guī)律

⑴只含非極性共價(jià)鍵的物質(zhì)：同種非金屬元素構(gòu)成的單質(zhì)，如12、H?、P4、金剛石、晶體硅等。

⑵只含有極性共價(jià)鍵的物質(zhì)：一般是不同非金屬元素構(gòu)成的共價(jià)化合物。如CCL、N%、SiCh、CS2

等。

⑶既有極性鍵又有非極性鍵的物質(zhì)：如H2O2、C2H2、CH3cH3、C6H6（苯）等

⑷只含有離子鍵的物質(zhì)：活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如Na2S>Cs。、冷0、NaH

等

⑸既有離子鍵又有非極性鍵的物質(zhì)，如Na?。?、Na2Sx,CaC2等

⑹由離子鍵、共價(jià)鍵、配位鍵構(gòu)成的物質(zhì)，如NH4cl等

⑺無化學(xué)鍵的物質(zhì)：稀有氣體（單原子分子）。

（十二）化學(xué)平衡

1、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素

⑴內(nèi)因（決定因素）

化學(xué)反應(yīng)速率是由參加反應(yīng)的物質(zhì)的性質(zhì)決定的。

⑵外因（影響因素）

①濃度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率加快。

注意：增加固體物質(zhì)或純液體的量，因其濃度是個(gè)定值，故不影響反應(yīng)速率（不考慮表面積的影響）。

②壓強(qiáng)：對于有氣體參加的反應(yīng)，當(dāng)其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，氣體的體積減小，濃度增大，反應(yīng)

速率加快。

注意：由于壓強(qiáng)對固體、液體的體積幾乎無影響，因此，對無氣體參加的反應(yīng)，壓強(qiáng)對反應(yīng)速率的影

響可忽略不計(jì)。

③溫度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，升高溫度，反應(yīng)速率加快。

一般來說，溫度每升高10℃,反應(yīng)速率增大到原來的2?4倍。

④催化劑：催化劑有正負(fù)之分。使用正催化劑，反應(yīng)速率顯著增大；使用負(fù)催化劑，反應(yīng)速率顯著減

慢。不特別指明時(shí).，指的是正催化劑。

2、外界條件同時(shí)對Vn;>/逆的影響

⑴增大反應(yīng)物濃度，P正急劇增大，V逆逐漸增大；減小反應(yīng)物的濃度，卜正急劇減小，

P逆逐漸減小

⑵加壓對有氣體參加或生成的可逆反應(yīng)，/正、卜逆均增大，氣體分子數(shù)大的一側(cè)增大的倍數(shù)大于氣體

分子數(shù)小的一側(cè)增大的倍數(shù)；降壓P赤、卜逆均減小，氣體分子數(shù)大的一側(cè)減小的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)

小的一側(cè)減小的倍數(shù)。

⑶升溫，K正、廠逆一般均加快，吸熱反應(yīng)增大的倍數(shù)大于放熱反應(yīng)增加的倍數(shù)；降溫，u正、P逆一般

均減小，吸熱反應(yīng)減小的倍數(shù)大于放熱反應(yīng)減小的倍數(shù)。

⑷加催化劑可同倍地改變廠正、廠逆

3、可逆反應(yīng)達(dá)到平衡狀態(tài)的標(biāo)志

⑴P正=/逆，如對反應(yīng)mA(g)+nB(g)、、pC(g)

①生成A的速率與消耗A的速率相等。

②生成A的速率與消耗B的速率之比為m：no

③生成B的速率與生成C的速率之比為n：p?

⑵各組成成分的量保持不變

這些量包括：各組成成分的物質(zhì)的量、體積、濃度、體積分?jǐn)?shù)、物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)、反應(yīng)的轉(zhuǎn)化率等。

⑶混合體系的某些總量保持不變

對于反應(yīng)前后氣體體積發(fā)生變化的可逆反應(yīng)，混合氣體的總壓強(qiáng)、總體積、總物質(zhì)的量及體系平

均相對分子質(zhì)量、密度等不變。

(十三)電離平衡

1、水的電離和溶液的pH計(jì)算

⑴水的電離

水是極弱的電解質(zhì)，純水中存在著電離平衡，其電離方程式為：2H2。、訕0++0H，通常

簡寫成H20HTQH，25,時(shí),c(H*)=c(OH-)=lX107mol?廠’。

⑵水的離子積常數(shù)Kw

14

Kw=c(H')?c(OH),25℃時(shí)，KW=1X1O?

⑶Kw的意義

Kw是一個(gè)很重要的常數(shù)，它反映了?定溫度下的水中H'濃度和OH一濃度之間的關(guān)系。

⑷改變條件對水的電離平衡的影響

平衡移動(dòng)c(H+)的c(OH)的c(H")與C(OH)溶液的

Kw

方向變化變化的關(guān)系性質(zhì)

增

升高溫度向右增大增大c(H+)=C(OH")中性

大

加入少量不

向左增大減小c(H+)>c(OH^)酸性

H2s。4變

加入少量不

向左減小增大c(H+)<c(OH-)堿性

NaOH變

⑸有關(guān)pH計(jì)算的主要題型及計(jì)算方法

根據(jù)pH=-lgc(H+),因此計(jì)算溶液的pH的關(guān)鍵是計(jì)算溶液中H+的濃度。

常見的題型有：

①有關(guān)酸堿溶液稀釋后pH的計(jì)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)K“.=

c(H+)-c(OH),求出c(H+),最后再求pH。

b、一定濃度的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液用水稀釋10,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?/10",則溶液的pH將增大或減小a個(gè)單位。

h

c、一定濃度的弱酸或弱堿用水稀釋ICT倍體積，由于電離程度增大，使得c(H)或

c(OH)減小的不至Ul/10a,因此pH增大或減小不到a個(gè)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。

②有關(guān)酸堿混合pH的計(jì)算

a、兩種強(qiáng)酸混合，先計(jì)算混合后c(H'),再計(jì)算pH?；旌虾?/p>

CI(H+)?VI+C2(H+)M

C(H+)=

VI+V2

b、兩種強(qiáng)堿混合，先計(jì)算混合后c(OH-),然后計(jì)算c(H'),最后計(jì)算pH。混合后

_CI(OH)VI+C2(OH-)“2Kw

C(0HC(H-)=C(OH-)

)—Vi+v2

pH=-1gc(H')o

c、強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合后，要發(fā)生酸堿中和反應(yīng)，因此需判斷后再計(jì)算

若n(H")=n(OH「)，酸堿恰好完全反應(yīng)，則pH=7；

若n(H+)>n(OH)則酸過量，先求反應(yīng)后溶液中c(H+),再計(jì)算pH,此時(shí)pH<7

若n(H‘)Vn(OH「)，則堿過量，先求反應(yīng)后溶液中c(OH)再求出c(H”)，然后計(jì)算pH,此時(shí)pH>7

2、鹽類水解方程式的書寫方法

⑴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(yīng)方程式時(shí)，只

能用“一"，而不能用“一”，生成的不溶物不記“一'，生成的氣態(tài)產(chǎn)物也不記“t”符號，如

3+

A1C13水解的離子方程式為Al+3H2OA1(OH)3+3H'

⑵多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，多元弱酸形成的鹽水解時(shí)也是分步進(jìn)行的，如

H2co3^^H++HCO3一,而Na2c。3的水解，首先HCO,+0H,生成的HCO3再

2-

水解CO3+0H\

⑶較易水解的陽離子如A「+、Fe3+等，較易水解的陰離子如C03?-(或HCO3)>AIO2-等，在溶液中

雙水解十分強(qiáng)烈，可完全水解，此時(shí)應(yīng)用“一”并標(biāo)明"t”及“J”符號。

3+3+2

Fe+3HCO3=Fe(OH)3I+3CO2t,2A1+3S^+6H2O=2A1(OH)3I+3H2st

3、守恒法在處理溶液問題的應(yīng)用

在解答電解質(zhì)溶液中微粒濃度之間的關(guān)系的有關(guān)問題，特別是等式關(guān)系時(shí)，經(jīng)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(fù)電荷數(shù)相等，整個(gè)溶液顯電中性。

如Na2s溶液中：c(Na+)+c(H+)=2c(S2-)+c(HS^)+c(OH)

⑵物料守恒：在電解質(zhì)溶液中，某物質(zhì)(或微粒)的總濃度等于該物質(zhì)電離或水解所產(chǎn)生的各物質(zhì)平

衡濃度之和。

⑶質(zhì)守恒：溶液中得質(zhì)子的微粒得質(zhì)子的總數(shù)與失質(zhì)子的微粒失去質(zhì)子的總數(shù)相等。

質(zhì)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(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定NaOH溶液為例)

編號操作錯(cuò)誤待測值理由V2-V|=V(酸)

1未用標(biāo)準(zhǔn)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(shí)，溶液中陰、陽兩極離子的放電順序

電解時(shí)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(zhì)溶液中

離子本身的氧化性、還原性（本性）、離子濃度［電鍍鋅時(shí)，因c（Zi?+）比c（H'）大得多，Zi?+放電而H+

未放電］等因素有關(guān)。若以惰性電極進(jìn)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(shí)，

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+>A13+>Mg2+>Na+>Ca2

+>K+

陽極（陰離子）放電順序（還原性）

2--2-

s>r>Br>OH>NO3>SO4>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(shí)，按其中0H,、H+放電情形的不同，電解可分如下幾種類型：

（DOH\H*均放電，相當(dāng)于只電解水。凡含氧酸，可溶性強(qiáng)堿，活潑金屬的含氧酸鹽等電解均屬于此

電解

種類型，其電解方程式均為：2H2。=2H,t+O2to其電解后pH變化規(guī)律為：含氧酸，電解后

pH變??；強(qiáng)堿，電解后pH變大；鹽，電解后pH基本不變。

⑵只有放電，而0H'不放電，此類因H'放電消耗，會(huì)使電解后溶液的pH升高。凡活潑金屬的無

電解

氧酸鹽（除氟化物外）均屬此類，如電解Na。溶液：2NaCl+2H2O^=2NaOH+H2t+C12to電

電解

解鹽酸：2HC\^^=M+Ckt等

⑶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

電解

含氧酸鹽均如此。如電解CuSO4溶液：2CuSO4+2H2O^=2Cu+C>2t+2H2SO4。

⑷OH-、IT均未放電，相當(dāng)只電解電解質(zhì)，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(shí)pH略增大或基本不變，如電解CuCL溶液：

電解

CuCl2^=Cu+Cl2t

第二部分元素及其化合物

1、元素化合物知識包括金屬和非金屬兩部分，是高中化學(xué)的基礎(chǔ)知識之一。知識特點(diǎn)是作為化學(xué)基

本概念、原理、實(shí)驗(yàn)和計(jì)算的載體，其信息量大，反應(yīng)復(fù)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(gè)關(guān)系，必須先處理好元素化合物知識的內(nèi)部關(guān)系，方法是：“抓重點(diǎn)，理關(guān)系，用

規(guī)律,全考慮”。

①抓重點(diǎn)：以每族典型元素為代表，以化學(xué)性質(zhì)為抓手，依次學(xué)習(xí)其存在、制法、用途、檢驗(yàn)等“一

條龍”知識，做到牽一發(fā)而動(dòng)全身

②理關(guān)系：依據(jù)知識內(nèi)在聯(lián)系，按單質(zhì)一氧化物一氧化物的水化物一鹽的順序，將零碎的知識編織

成網(wǎng)絡(luò)，建立起完整的知識結(jié)構(gòu)，做到滴水不漏

③用規(guī)律：用好化學(xué)反應(yīng)特有的規(guī)律，如以強(qiáng)置弱等規(guī)律，弄清物質(zhì)間相互反應(yīng)。

④全考慮：將元素化合物作為一個(gè)整體、一個(gè)系統(tǒng)理解，從而達(dá)到解綜合試題時(shí)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(xué)科理論、計(jì)算或跨學(xué)科知識間的外部關(guān)系，采取的方法

是“分析與綜合、抽象與具體”。

①分析：將綜合試題拆分思考。

②綜合：將分散的“點(diǎn)”銜接到已有的元素化合物知識“塊”中。

③抽象：在分析綜合基礎(chǔ)上，提取相關(guān)信息。

④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。

（-）元素非金屬性的強(qiáng)弱規(guī)律

⑴常見非金屬元素的非金屬性由強(qiáng)到弱的順序如下：F、0、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。

⑵元素非金屬性與非金屬單質(zhì)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(qiáng)弱的結(jié)構(gòu)因素有：①原子半徑：原子半徑越

小，吸引電子能力越強(qiáng)；②核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，吸引電子能力越強(qiáng)；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(qiáng)。但由于某些非金屬單質(zhì)是雙原子分子，原子是以強(qiáng)列的

共價(jià)鍵相結(jié)合（如NN等），當(dāng)參加化學(xué)反應(yīng)時(shí)、必須消耗很大的能量才能形成原子，表現(xiàn)為單質(zhì)

的穩(wěn)定性。這種現(xiàn)象不?定說明這種元素的非金屬性弱。

⑶非金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)及其應(yīng)用

元素的非金屬性的本質(zhì)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。

①非金屬單質(zhì)與H2化合的條件及難易程度；

②氫化物的穩(wěn)定性；

③最高價(jià)氧化物對應(yīng)水化物的酸性；

④非金屬間的置換反應(yīng)；

⑤非金屬單質(zhì)對應(yīng)陰離子的還原性；

⑥與變價(jià)金屬反應(yīng)時(shí)，金屬所呈現(xiàn)的化合價(jià)；

⑦元素在化合物中化合價(jià)的相對高低（如在HC10中，氯元素顯正價(jià)，氧元素顯負(fù)價(jià)，則說明氧的非

金屬性比氯強(qiáng)）等。

（二）鹵族元素

1、鹵族元素主要性質(zhì)的遞變性（從F-I）

⑴單質(zhì)顏色逐漸變深，熔沸點(diǎn)升高，水中溶解性逐漸減??；

⑵元素非金屬性減弱，單質(zhì)氧化性減弱，鹵離子還原性增強(qiáng)；

⑶與H2化合，與H2O反應(yīng)由易到難；

⑷氣態(tài)氧化物穩(wěn)定性減弱，還原性增強(qiáng)，水溶液酸性增強(qiáng)；

⑸最高價(jià)氧化物的水化物酸性減弱；

⑹前面元素的單質(zhì)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。

⑴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。

⑵氯化氫（HC1）：穩(wěn)定，在1000℃以上少量分解，其水溶液為氫氯酸，俗稱鹽酸，強(qiáng)酸

⑶澳化氫（HBr）：較不穩(wěn)定，加熱時(shí)少量分解，其水溶液為氫嗅酸，酸性比鹽酸強(qiáng)，HBr還原性比HC1

強(qiáng)，遇濃硫酸被氧化為單質(zhì)溟（Br2）?

⑷碘化氫（HI）：很不穩(wěn)定，受熱分解，其水溶液為氫碘酸，酸性比氫澳酸強(qiáng)，HI是強(qiáng)還原劑，遇濃

硫酸易被氧化為單質(zhì)硫。

3、鹵素及其化合物主要特性

⑴氟:及其化合物的特殊性質(zhì)

①鹵素單質(zhì)C12、Brz、12與H2化合都需要一定條件，惟獨(dú)F2在黑暗處就可與H2化合爆炸。

②鹵素單質(zhì)C12、Br）、b與水反應(yīng)的通式為：x2+H2O==HX+HXO（上與水反應(yīng)極弱），但F?與

H20反應(yīng)卻是：2F2+2H2O=4HF+C）2

③氟無正價(jià)，其他都有正價(jià)

④HF有毒，其水溶液為弱酸，其他氫鹵酸為強(qiáng)酸，HF能腐蝕玻璃；

⑤CaF2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浪的特性

溟在常溫下為紅棕色液體（惟一的液態(tài)非金屬單質(zhì)），極易揮發(fā)產(chǎn)生紅棕色有毒的澳蒸氣，因而實(shí)驗(yàn)

室通常將濱密閉保存在陰冷處，并在盛有液溪的試劑瓶內(nèi)常加適量水。盛裝澳的試劑瓶不能用橡皮塞

（腐蝕橡膠）。

⑶碘是紫黑色固體，具有金屬光澤，易升華（常用于分離提純碘），遇淀粉變藍(lán)色（常用來檢驗(yàn)碘的存

在），碘的氧化性較其他鹵素弱，與變價(jià)金屬鐵反應(yīng)生成Feb而不是Feb。

（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(gè)電子，電子層數(shù)依次增加，次外層O為2個(gè)，S為8個(gè)，Se、Te均為18個(gè)電子。

氧通常顯一2價(jià)，硫、硒、礎(chǔ)常見的化合物為：-2價(jià)、+4價(jià)、+6價(jià)，都能與多數(shù)金屬反應(yīng)。氧化

物有兩種R02和R03,其對應(yīng)水化物H2RO3、H2RO4均為含氧酸，具有酸的通性。它們的氧化物除H20

外，其余的H?S、％Se、H?Te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(qiáng)。單質(zhì)的狀態(tài)由氣態(tài)到固態(tài)，熔沸點(diǎn)也依次升高，非

金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強(qiáng)，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(qiáng)。

2、硫酸根離子的檢驗(yàn)

值得注意的是，檢驗(yàn)so/一時(shí)會(huì)受到許多離子的干擾。

⑴Ag+干擾：用BaCb溶液或鹽酸酸化時(shí)防止Ag+干擾，因?yàn)锳g++C「=AgCll。

2-

⑵CO32,SO3,POL干擾：因?yàn)锽aCC>3、BaSO3>Ba3（PCU）2也是白色沉淀。與BaSCU白色沉淀所不

同的是，這些沉淀溶于強(qiáng)酸中。因此檢驗(yàn)S04?一時(shí)，必須用酸酸化。

l2+

如：BaCO3+2H=H2O+CO2t+Ba但不能用硝酸酸化，同理所用鋼鹽也不能是Ba（NCh）2

溶液，因?yàn)樵谒嵝詶l件下SO32,HSOJ、S02等會(huì)被溶液中的NCh一氧化為SO42,從而可使檢驗(yàn)得出

錯(cuò)誤的結(jié)論。

為此，檢驗(yàn)so4?-離子的正確操作為：

加足量的鹽酸酸化,滴加BaCb溶液

被檢液取清液有無白色沉淀（有無so/-）

由此可見，濃硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但產(chǎn)生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有強(qiáng)

與弱的差別，被還原產(chǎn)物也不相同。

（四）氮族元素

1、一氧化氮和二氧化氮

⑴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。2NO+O2^2NO2

⑵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。

3NO2+H202HNO3+NO4NO2^^N2O4（無色）

注意：關(guān)于氮的氧化物溶于水的幾種情況的計(jì)算方法。

①NC)2或NC)2與N2(或非。2)的混合氣體溶于水時(shí)可依據(jù)：3NO2+H20=2HNO3+NO利用氣

體體積變化差值進(jìn)行計(jì)算。

②NC)2和。2的混合氣體溶于水時(shí)，由4NO2+2H2O+O2=4HNC)3可知，當(dāng)體積比為

-=4：1,恰好完全反應(yīng)

V(NO2)：V(O2)^>4：1,NO2過量，剩余氣體為NO

l<4:1,過量，乘余氣體為

;

(3)NO和。2同時(shí)通入水中時(shí)，其反應(yīng)是：2NO+O2^=2NO2,3NO2+H2O^=2HNO3+NO，總

反應(yīng)式為：4NO+2H2O+3O2^=4HNO3當(dāng)體積比為

-=4：3,恰好完全反應(yīng)

V(NO)：V(O2)>4：3,NO過量，剩余氣體為NO

1<4：3,。2過量，乘余氣體為。2

④NO、NO2、三種混合氣體通入水中，可先按①求出NO2與H?O反應(yīng)生成的NO的體積，再加上

原混合氣體中的