高中化學復習提綱

中學化學課本學問大綱第一部分：必修一第一章第一節(jié)化學試驗的基本方法（其他試驗學問在選修六）考點一物質(zhì)的分別與提純1．過濾：適用于分別一種組分可溶，另一種不溶的固態(tài)混合物。如：粗鹽的提純。2．蒸發(fā)結(jié)晶：適用于混合物中各組分物質(zhì)在溶劑中溶解性的差異不同。3．蒸餾法：適用于分別各組分互溶，但沸點不同的液態(tài)混合物。如：酒精與水的分別。主要儀器：酒精燈、石棉網(wǎng)、蒸餾燒瓶、溫度計、冷凝器、牛角管、錐形瓶等。4．分液：適用于分別互不相容的兩種液體。5．萃?。哼m用于溶質(zhì)在互不相溶的溶劑里溶解度不同。如：用CCl4萃取溴和水的混合物。分層：上層無色，下層橙紅色。注：不用酒精萃取。其次節(jié)化學計量在試驗中的應用考點一物質(zhì)的量、阿伏加德羅常數(shù)、摩爾質(zhì)量1.物質(zhì)的量（1）物質(zhì)的量是七個基本物理量之一，其意義是表示含有確定量數(shù)目的粒子的集體。符號為：n，單位為：摩爾（mol）。（2）物質(zhì)的量的基準（NA）：以0.012kg12C所含的碳原子數(shù)即阿伏加德羅常數(shù)作為物質(zhì)的量的基準。阿伏加德羅常數(shù)可以表示為NA，其近似值為6.02×1023mol-12.摩爾質(zhì)量（M）1摩爾物質(zhì)的質(zhì)量，就是該物質(zhì)的摩爾質(zhì)量，單位是g/mol。1mol任何物質(zhì)均含有阿伏加德羅常數(shù)個粒子，但由于不同粒子的質(zhì)量不同，因此，1mol不同物質(zhì)的質(zhì)量也不同；12C的相對原子質(zhì)量為12，而12g12C所含的碳原子為阿伏加德羅常數(shù)，即1mol12C的質(zhì)量為12g。同理可推出1mol其他物質(zhì)的質(zhì)量。3.關系式：n＝；n＝特殊提示：1.摩爾只能描述原子、分子、離子、質(zhì)子、中子和電子等肉眼看不到、無法干脆稱量的化學微粒，不能描述宏觀物質(zhì)。如1mol麥粒、1mol電荷、1mol元素的描述都是錯誤的。2.運用摩爾作單位時，應當用化學式(符號)指明粒子的種類。如1mol水（不正確）和1molH2O（正確）；1mol食鹽（不正確）和1molNaCl(正確)3.語言過于確定。如6.02×1023mol-1就是阿伏加德羅常數(shù)；摩爾質(zhì)量等于相對原子質(zhì)量、相對分子質(zhì)量；1摩爾任何物質(zhì)均含有阿伏加德羅常數(shù)個粒子等。考點二氣體摩爾體積1.定義：單位物質(zhì)的量的氣體所占的體積，叫做氣體摩爾體積。2.表示符號：Vm3.單位：L/mol（或L·mol-1）4.標準狀況下，氣體摩爾體積約為22.4L/mol5.數(shù)學表達式：氣體的摩爾體積＝，即特殊提示：氣體摩爾體積的一個特例就是標準狀況下的氣體摩爾體積(V0)。在標準狀況下，1mol任何氣體的體積都約等于22.4L。在理解標準狀況下的氣體摩爾體積時，不能簡潔地認為“22.4L就是氣體摩爾體積”，因為這個22.4L是有特定條件的。這些條件就是：①標準狀況，即0℃和101.325kPa，氣體的物質(zhì)的量為1mol，只有符合這些條件的氣體的體積才約是22.4L。因此，22.4L是1mol任何氣體在標準狀況下的體積。②這里所說的標準狀況指的是氣體本身所處的狀況，而不指其他外界條件的狀況。例如，“1molH2O(g)在標準狀況下的體積為22.4L”是不正確的，因為在標準狀況下，我們是無法得到氣態(tài)水的。③1mol任何氣體的體積若為22.4L，它所處的狀況不確定就是標準狀況。依據(jù)溫度、壓強對氣體分子間平均距離的影響規(guī)律知，溫度上升一倍或壓強降低一半，分子間距將增大一倍；溫度降低一半或壓強增大一倍，分子間距將減小一半。由此可知，1mol任何氣體在0℃、101kPa條件下的體積與273℃、202kPa條件下的體積應相等，都約為22.4L。考點三阿伏加德羅定律與其推論1.阿伏加德羅定律：在同溫同壓下，同體積的氣體含有相同的分子數(shù)。即：T1=T2；P1=P2；V1=V2n1=n22.阿伏加德羅定律的推論：PV==nRT用此公式去推成正比還是成反比就可以了。另：同溫同壓下，同體積的任何氣體的質(zhì)量比等于它們的相對分子質(zhì)量之比，也等于它們的密度之比。m1/m2=M1/M2=ρ1/ρ2(注：以上用到的符號：ρ為密度，p為壓強，n為物質(zhì)的量，M為摩爾質(zhì)量，m為質(zhì)量，V為體積，T為溫度；上述定律與其推論僅適用于氣體，不適用于固體或液體。)考點四混合氣體的平均摩爾質(zhì)量1.已知混合物質(zhì)的總質(zhì)量m(混)和總物質(zhì)的量n(混)：M(混)＝2.已知混合物各成分的摩爾質(zhì)量和在混合體系內(nèi)的物質(zhì)的量分數(shù)或體積分數(shù)。M(混)＝M1×n1%＋M2×n2%＋……＝M1×V1%＋M2×V2%＋……3.已知標準狀況下混合氣體的密度：M(混)＝22.4ρ(混)4.已知同溫同壓下與單一氣體A的相對密度：＝考點五物質(zhì)的量濃度1.定義：以1L溶液里所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量來表示溶液的濃度叫做物質(zhì)的量濃度.符號為：cB；單位為：mol﹒L-12.表達式：cB=(n為溶質(zhì)B的物質(zhì)的量，單位為mol；V為溶液的體積，單位為L)特殊提示：1.理解物質(zhì)的量濃度的物理意義和相關的量。物質(zhì)的量濃度是表示溶液組成的物理量，衡量標準是單位體積溶液里所含溶質(zhì)的物質(zhì)的量的多少。這里的溶質(zhì)可以是單質(zhì)、化合物，也可以是離子或其他的特定組合，單位是mol；體積指溶液的體積而不是溶劑的體積，單位是L；因此，物質(zhì)的量濃度的單位是mol·L-1。2.明確溶液中溶質(zhì)的化學成分。求物質(zhì)的量濃度時，對一些特殊狀況下溶液的溶質(zhì)要駕馭清晰，如NH3溶于水得NH3·H2O，但我們習慣上認為氨水的溶質(zhì)為NH3；SO3溶于水后所得溶液的溶質(zhì)為H2SO4；Na、Na2O、Na2O2溶于水后所得溶液的溶質(zhì)為NaOH；CuSO4·5H2O溶于水后所得溶液溶質(zhì)為CuSO43.熟識表示溶液組成的其他物理量。表示溶液組成的物理量除物質(zhì)的量濃度外，還有溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)、質(zhì)量物質(zhì)的量濃度等。它們之間有區(qū)分也有確定的聯(lián)系，如物質(zhì)的量濃度（c）與溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)（ω）的關系為c=ρg·mL-1×1000mL·L-1×ω/Mg·mol-1?？键c六物質(zhì)的量濃度溶液的配制1.物質(zhì)的量濃度溶液的配制步驟：（1）計算：如溶質(zhì)為固體時，計算所需固體的質(zhì)量；如溶液是液體時，則計算所需液體的體積。（2）稱量：用天平稱出所需固體的質(zhì)量或用量筒量出所需液體的體積。（3）溶解：把稱量出的溶質(zhì)放在燒杯中加少量的水溶解，邊加水邊震蕩。（4）轉(zhuǎn)移：把所得的溶解液用玻璃棒引流注入容量瓶中。（5）洗滌：用少量的蒸餾水洗滌燒杯和玻棒2-3次，把每次的洗滌液一并注入容量瓶中。（6）定容：向容量瓶中緩緩注入蒸餾水至離容量瓶刻度線1-2cm處，再用膠頭滴管滴加蒸餾水至凹液面與刻度線相切。（7）搖勻：蓋好瓶塞，用食指頂住瓶塞，另一只手托住瓶底，反復上下顛倒搖勻，然后將所配的溶液倒入指定試劑瓶并貼好標簽。2.誤差分析：依據(jù)c=n/V=m/MV來推斷，看m、V是變大還是變小，然后確定c的變更。特殊提示：在配制物質(zhì)的量濃度的溶液時，按操作依次來講，需留意以下幾點：1.計算所用溶質(zhì)的多少時，以下問題要弄清晰：①溶質(zhì)為固體時，分兩種狀況：溶質(zhì)是無水固體時，干脆用cB=n(mol)/V(L)=[m(g)/M(g·mol–1)]/V(L)公式算m；溶質(zhì)是含結(jié)晶水的固體時，則還需將無水固體的質(zhì)量轉(zhuǎn)化為結(jié)晶水合物的質(zhì)量。②溶質(zhì)為濃溶液時，也分兩種狀況：假如給定的是濃溶液的物質(zhì)的量濃度，則依據(jù)公式c(濃)×V(濃)=c(稀)×V(稀)來求V(稀)；假如給定的是濃溶液的密度(ρ)和溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)(ω)，則依據(jù)c=[ρg·mL-1×V’(mL)×ω/Mg·mol-1]/V(mL)來求V’(mL)。③所配溶液的體積與容量瓶的量程不符時：算溶質(zhì)時則取與實際體積最接近的量程數(shù)據(jù)做溶液的體積來求溶質(zhì)的多少，不能用實際量。如：試驗室需配制480mL1moL·L-1的NaOH溶液，需取固體NaOH的質(zhì)量應為20.0g，而不是19.2g；因為容量瓶只能配制其規(guī)定量程體積的溶液，要配制符合要求的溶液時，選取的容量瓶只能是500mL量程的容量瓶。故只能先配制500mL溶液，然后再取出480mL。2.稱、量溶質(zhì)時，一要留意所測數(shù)據(jù)的有效性（即精度）。二要選擇恰當?shù)牧科?，稱量易潮解的物質(zhì)如NaOH時，應用帶蓋的稱量瓶（或小燒杯）快速稱量；量取液體時，量器的量程與實際體積數(shù)據(jù)相差不能過大，否則易產(chǎn)生較大誤差。3.容量瓶運用前要用蒸餾水洗滌2～3次；溶解或稀釋溶質(zhì)后要冷卻溶液至室溫；定容、搖勻時，不能用手掌貼住瓶體，以免引起體積的變更；搖勻后，假如液面降到刻度線下，不能向容量瓶中再加蒸餾水了，因為瓶塞、瓶口是磨口的，有少量溶液殘留。4.定容時假如液面超過了刻度線或搖勻時灑出少量溶液，均須重新配制。其次章化學物質(zhì)與其變更第一節(jié)物質(zhì)分類考點一物質(zhì)的組成1.元素——宏觀概念，說明物質(zhì)的宏觀組成。元素是質(zhì)子數(shù)相同的一類原子的統(tǒng)稱。質(zhì)子數(shù)相同的微粒不確定是同一種元素，因為微粒的含義要比原子廣泛。2.分子、原子、離子——微觀概念，說明物質(zhì)的微觀構(gòu)成。(1)分子是保持物質(zhì)化學性質(zhì)的一種微粒。（單原子分子、雙原子分子、多原子分子）(2)原子是化學變更中的最小微粒。（不是構(gòu)成物質(zhì)的最小微粒）(3)離子是帶電的原子或原子團。（基：中性原子團）3.核素——具有確定數(shù)目的質(zhì)子和確定數(shù)目的中子的一種原子同位素——具有相同質(zhì)子數(shù)和不同中子數(shù)的原子互稱為同位素同素異形體——同種元素形成的結(jié)構(gòu)不同的單質(zhì)特殊提示：離子基團定義帶電的原子或原子團化學中對原子團和基的總稱區(qū)分帶有正電荷或負電荷不帶電，為缺電子物質(zhì)，呈電中性聯(lián)系兩者通過得失電子可以相互轉(zhuǎn)化實例OH-NO2-Cl-CH3+-OH-NO2-Cl-CH31.離子與基團：2.同位素與同素異形體：同位素同素異形體定義同種元素形成的不同種原子同種元素形成的不同種單質(zhì)區(qū)分是一種原子是一種單質(zhì)聯(lián)系同位素原子在確定條件下以確定的方式可構(gòu)成同素異形體實例16O和18O；12C和14CO2和O3；金剛石和石墨[學問規(guī)律]物質(zhì)究竟是由分子、原子還是離子構(gòu)成？這與物質(zhì)所屬的晶體類型有關。如金剛石(C)、晶體Si都屬原子晶體,其晶體中只有原子；NaCl、KClO3屬離子晶體，其晶體中只有陰陽離子；單質(zhì)S、P4屬分子晶體,它們是由原子形成分子，進而構(gòu)成晶體的。詳細地：（1）由分子構(gòu)成的物質(zhì)（分子晶體）：①非金屬單質(zhì)：如H2、X2、O2、O3、N2、P4、S、C60、稀有氣體等②非金屬氫化物：如HX、H2O、NH3、H2S等③酸酐：如SO2、CO2、SO3、P2O5、N2O5等④酸類：如HClO4、HClO、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等⑤有機物：如烴類、烴的衍生物、糖類、氨基酸等⑥其它：如NO、N2O4、Al2Cl6等（2）由原子干脆構(gòu)成的物質(zhì)（原子晶體）：稀有氣體、金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅、石墨（混合型晶體）等；（3）由陰陽離子構(gòu)成的物質(zhì)（離子晶體）：絕大多數(shù)鹽、強堿、低價金屬氧化物。（4）由陽離子和自由電子構(gòu)成的物質(zhì)（金屬晶體）：金屬單質(zhì)、合金考點二物理變更和化學變更1.物理變更和化學變更的比較：（1）特征：有無新物質(zhì)生成（2）本質(zhì)：有無化學鍵的斷裂和形成（3）現(xiàn)象：物理變更→大小、形態(tài)、狀態(tài)變更化學變更→發(fā)光、發(fā)熱、變色、析出沉淀等（4）典型實例：物理變更：⑴升華⑵萃?、欠忠孩日麴s（分餾）⑸吸附⑹滲析⑺鹽析⑻膠體聚沉⑼電泳⑽金屬導電(11)焰色反應（12）電離等化學變更：⑴風化⑵裂化⑶硫化⑷老化⑸炭化⑹干餾⑺脫水⑻蛋白質(zhì)變性⑼水解⑽同素異形體互變（11）電解(12)熔融鹽導電(13)電解質(zhì)溶液導電(14)水泥硬化等。2.化學之“化”風化--結(jié)晶水合物在自然條件下失去部分或全部結(jié)晶水的過程。催化--能變更反應速率，本身參與化學反應，但質(zhì)量和性質(zhì)在反應前后都不變更。歧化--同一物質(zhì)中同一元素且為同一價態(tài)原子間發(fā)生的氧化還原反應。酸化--向某物質(zhì)中加入稀酸使之呈酸性的過程。(酸性高錳酸鉀應用什么酸酸化？)鈍化--濃硫酸、濃硝酸在FeAl等金屬表面氧化生成一種致密的氧化膜從而起到愛護FeAl等金屬的現(xiàn)象。水化--物質(zhì)與水作用的過程。氫化（硬化）--液態(tài)油在確定條件下與H2發(fā)生加成反應生成固態(tài)脂肪的過程。皂化--油脂在堿性條件下發(fā)生水解反應的過程。老化--橡膠、塑料等制品露置于空氣中，因受空氣氧化、日光照耀等作用而變硬發(fā)脆的過程。硫化--向橡膠中加硫，以變更其結(jié)構(gòu)來改善橡膠的性能，減緩其老化速度的過程。裂化--在確定條件下，分子量大、沸點高的烴斷裂為分子量小、沸點低的烴的過程。酯化--醇與酸反應，生成酯和水的過程。硝化(磺化)--苯環(huán)上的H被-NO2或-SO3Ｈ取代的過程?？键c三物質(zhì)的分類1.物質(zhì)的樹狀分類：（留意每一概念的定義）物質(zhì)單質(zhì)：金屬單質(zhì)、非金屬單質(zhì)（包括稀有氣體）混合物物質(zhì)單質(zhì)：金屬單質(zhì)、非金屬單質(zhì)（包括稀有氣體）酸性氧化物堿性氧化物兩性氧化物不成鹽氧化物酸性氧化物堿性氧化物兩性氧化物不成鹽氧化物過氧化物氧化物氫化物酸、堿鹽類：正鹽、酸式鹽、堿式鹽、復鹽氧化物氫化物酸、堿鹽類：正鹽、酸式鹽、堿式鹽、復鹽純凈物無機化合物無機化合物化合物化合物有機化合物：烴、烴的衍生物等有機化合物：烴、烴的衍生物等特殊提示：1.純凈物和混合物純凈物混合物有固定的組成和結(jié)構(gòu)無固定的組成和結(jié)構(gòu)有確定的熔沸點無確定的熔沸點保持一種物質(zhì)的性質(zhì)保持原有物質(zhì)各自性質(zhì)（1）常見混合物：①分散系（如溶液、膠體、濁液等）；②高分子（如蛋白質(zhì)、纖維素、聚合物、淀粉等）；（2）常見特殊名稱的混合物：石油、石油的各種餾分、煤、漂粉精、堿石灰、福爾馬林、油脂、自然氣、水煤氣、鋼鐵、黃銅（含Zn）、青銅（含Sn）、鋁熱劑、黑火藥等。2.化合物的分類標準有很多，還可以依據(jù)化學鍵的類型分為離子化合物和共價化合物、依據(jù)能否電離分為電解質(zhì)和非電解質(zhì)等。2.物質(zhì)的交叉分類（以氧化物為例）：金屬氧化物金屬氧化物非金屬氧化物過氧化物、超氧化物（Na2O2、KO2）酸性氧化物（Mn2O7、CrO3、SiO2）堿性氧化物（Na2O、K2O）兩性氧化物（Al2O3、ZnO）不成鹽氧化物（NO、CO）特殊提示：1.酸酐：通常所講酸酐是針對含氧酸而言的，對于一般的無機含氧酸來說，酸酐是酸中心元素的等價氧化物，如H2SO3→SO2；HNO3→N2O5。對于某些有機酸，其酸酐中還含有其他元素，如醋酸酐→(CH3CO)2CO；某些金屬元素也有相應的含氧酸，如HMnO4→Mn2O7，H2CrO4→CrO3；難溶性酸的酸酐一般不能干脆與水化合，如SiO2。2.非金屬氧化物不確定是酸酐，酸酐也不確定是非金屬氧化物。3.過氧化物不是堿性氧化物（與水反應除了生成堿外還生成其它物質(zhì)如O2）3.酸和鹽的分類(1)酸：依據(jù)分子中最多能夠電離出的H+數(shù)來分為一元酸、二元酸、三元酸、多元酸。HO－P—OHHO如H3POHO－P—OHHO最多可電離2個H+，故為二元酸。CH3COOH分子中雖有4個H，但依據(jù)-COOH數(shù)確定它為一元酸。(2)鹽：正鹽、酸式鹽、堿式鹽、復鹽如：H3PO4是三元酸，其鈉鹽有正鹽（Na3PO4）、酸式鹽（NaH2PO4）、（Na2HPO4）；H3PO3是二元酸，其鈉鹽有正鹽（Na2HPO3）、酸式鹽（NaH2PO3）考點四溶液、飽和溶液、不飽和溶液1.溶液的概念：一種或幾種物質(zhì)分散到另一種物質(zhì)里形成的均一、穩(wěn)定的混合物。2.溶液的組成:溶液=溶質(zhì)+熔劑溶質(zhì)：被分散的物質(zhì)。如食鹽水中的NaCl；氨水中的NH3；碘酒中的I2溶劑：溶質(zhì)分散其中的物質(zhì)。如食鹽水、氨水中的水；碘酒中的酒精3.溶解過程：溶質(zhì)分散到溶劑里形成溶液的過程叫溶解。物質(zhì)溶解時，同時發(fā)生兩個過程： 溶解是一個物理、化學過程，并伴隨著能量變更，溶解時溶液的溫度是上升還是降低，取決于上述兩個過程中放出和汲取熱量的相對大小。如：濃硫酸稀釋溶液溫度上升，NH4NO3溶于水溶液溫度降低。4.溶解平衡在確定條件下，溶解速率等于結(jié)晶速率的狀態(tài)叫溶解平衡。溶解平衡是動態(tài)平衡，溶解和結(jié)晶仍在進行。達到溶解平衡的溶液是飽和溶液，它的濃度確定，未達到溶解平衡的溶液是不飽和溶液，通過加入溶質(zhì)、蒸發(fā)溶劑、變更溫度等方法可使不飽和溶液成為飽和溶液。未溶解的固體溶質(zhì)溶液中的溶質(zhì)考點五溶解度、溶質(zhì)的質(zhì)量分數(shù)1.固體的溶解度(1)定義：在確定溫度下，某固態(tài)物質(zhì)在100g溶劑里達到飽和狀態(tài)時所溶解的質(zhì)量，叫做這種物質(zhì)在這種溶劑里的溶解度。留意點：①確定溫度②100g溶劑③達到溶解平衡狀態(tài)（飽和狀態(tài)）④單位是克(g)(2)有關關系式：S(溶解度)=陡升型(KNO陡升型(KNO3)緩升型(NaCl)下降型(Ca(OH)2)S/gT/℃(3)溶解度曲線：溶解度曲線是溶解度隨溫度變更的一種表示方法。溶解度曲線可表示：①同一物質(zhì)在不同溫度時的不同溶解度；②不同物質(zhì)在同一溫度時不同溶解度；③物質(zhì)溶解度受溫度變更影響的大??；④比較不同物質(zhì)的溶解度的大小。2.氣體的溶解度在確定溫度和1.01×105Pa時，1體積溶劑里達到溶解平衡時溶解的氣體體積數(shù)（要換算成標準狀況時的氣體體積）。氣體溶解度隨溫度的上升而減小，隨壓強的增大而增大。3.溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)（a%）溶質(zhì)質(zhì)量分數(shù)=考點六膠體與其性質(zhì)1.膠體的本質(zhì)特征：分散質(zhì)粒子的直徑大小在1nm～100nm之間2.膠體的分類 氣溶膠——霧、云、煙 按分散劑狀態(tài)分液溶膠——Fe(OH)3膠體、蛋白質(zhì)溶液膠體 固溶膠——煙水晶、有色玻璃按分散質(zhì)分粒子膠體—分散質(zhì)微粒是很多分子或離子的集合體，如Fe(OH)3膠體 分子膠體—分散質(zhì)微粒是高分子，如淀粉溶液，蛋白質(zhì)溶液3.膠體的重要性質(zhì)①丁達爾現(xiàn)象：光通過膠體時所產(chǎn)生的光亮的通路的現(xiàn)象。膠體的丁達爾現(xiàn)象是由于膠體微粒對光線的散射而形成的，溶液無此現(xiàn)象，故可用此法區(qū)分溶液和溶膠。②布朗運動：膠體粒子所作的無規(guī)則的、雜亂無章的運動。布朗運動是分子運動的體現(xiàn)。③電泳現(xiàn)象：在外加電場的作用下，膠粒在分散劑里向陰極或陽極作定向移動的現(xiàn)象。工業(yè)生產(chǎn)中可利用電泳現(xiàn)象來分別提純物質(zhì)。膠體微粒吸附的離子膠粒帶的電荷在電場中膠粒移動方向金屬氫氧化物、金屬氧化物陽離子正電荷陰極非金屬氧化物、金屬硫化物陰離子負電荷陽極例如：在電泳試驗中，F(xiàn)e(OH)3膠體微粒向陰極移動，使陰極旁邊顏色加深，呈深紅褐色。④膠體的聚沉：確定條件下，使膠體粒子凝合而產(chǎn)生沉淀。膠體聚沉的方法主要有三種：a.加入電解質(zhì)b.加入與膠粒帶相反電荷的另一種膠體c.加熱。如：制皂工業(yè)生產(chǎn)中的鹽析，江河入?？谌侵薜男纬傻鹊取＂轁B析：依據(jù)分散系中分散質(zhì)粒子的直徑大小不同，利用半透膜把溶膠中的離子、分子與膠粒分別開來的方法。利用滲析可提純膠體。離子反應考點一電解質(zhì)、非電解質(zhì)、強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)1.電解質(zhì)、非電解質(zhì)電解質(zhì)非電解質(zhì)定義在水溶液中或熔融狀態(tài)下能導電的化合物在水溶液中和熔融狀態(tài)下均不能導電的化合物本質(zhì)在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠電離的化合物在水溶液中和熔融狀態(tài)下均不能發(fā)生電離的化合物導電實質(zhì)產(chǎn)生了自由移動的離子沒有產(chǎn)生自由移動的離子結(jié)構(gòu)特點離子化合物和某些具有極性鍵的共價化合物某些共價化合物共同點均為化合物留意點電解質(zhì)非、電解質(zhì)的區(qū)分與化合物的水溶性無關.舉例NaClBa(OH)2CH3COOHCH3CH2OHC12H22O112.強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)強電解質(zhì)弱電解質(zhì)定義在水溶液中能全部電離的電解質(zhì)在水溶液中只能部分電離的電解質(zhì)電離程度完全部分電離平衡不存在存在溶液中存在微粒種類水合離子、水分子水合離子、水分子弱電解質(zhì)分子電離過程不行逆、不存在電離平衡可逆、存在電離平衡相互關系均為電解質(zhì)。在相同條件下,強電解質(zhì)溶液的導電實力強于弱電解質(zhì)溶液電離方程式書寫規(guī)律用等號HnA=nH++An-用可逆符號,弱酸分步電離HnAH++HA(n-1)-HA(n-1)-H++H2A(n-2)-舉例強酸：HClH2SO4HNO3HClO4HBrHI強堿：KOHNaOHBa(OH)2等.絕大部分鹽：BaSO4BaCl2.等弱酸：CH3COOHHCNH2SH2CO3等弱堿：NH3H2OCu(OH)2等.H2O與小部分鹽：(CH3COO)2Pb等.特殊提示：1.電解質(zhì)是指在水溶液中或熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?。水溶液中或熔融狀態(tài)下，這兩者之間只需滿意一者就行了，但必需強調(diào)的是其本身能夠?qū)щ姡皇欠磻纳晌铩Ｈ鏢O2、SO3的水溶液雖然能導電，但它們都不是電解質(zhì)，緣由是在溶液中真正起到導電作用的是它們與水反應的生成物H2SO3、H2SO4，而不是它們自己本身。Na2O的水溶液的導電雖然也是它與水反應生成的NaOH導電，但因為其在熔融狀態(tài)下本身能夠?qū)щ姡訬a2O是電解質(zhì)。2.電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物，單質(zhì)它既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。3.推斷某電解質(zhì)是強電解質(zhì)還是弱電解質(zhì)關鍵是看它在水溶液中電離時是完全電離還是部分電離，與其溶解度大小、導電實力強弱等因素無關。考點二離子方程式的書寫1.離子反應：指在溶液中（或熔化狀態(tài)下）有離子參與或離子生成的反應。2.離子方程式：用實際參與反應的離子符號表示化學反應的式子。3.離子方程式的書寫：（1）書寫規(guī)則：①單質(zhì)、氧化物、不溶物、難電離的物質(zhì)（弱酸、弱堿與水等）不能拆開來寫。如Cl2、Na2O等不行以拆開寫成Cl-、Na+、O2-；BaSO4不行以拆開寫成Ba2+、SO42-形式。②易溶于水，易電離的物質(zhì)的離子符號的改寫同電離方程式中的離子形式。如NaHCO3改寫Na+、HCO3-；NaHSO4應改寫Na+,H+,SO42-③微溶物，若出現(xiàn)在反應物中一般改寫成離子符號（懸濁液除外）；若出現(xiàn)在生成物中一般不改寫。④固體與固體物質(zhì)反應不寫離子方程式。照試驗室制取NH3的離子方程式為：2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O⑤濃H2SO4、濃H3PO4一般不拆開寫成離子形式；HCl、HNO3無論濃稀，均應改寫成離子符號。如Cu片與濃H2SO4反應的離子方程式為：Cu+2H2SO4（濃）=CuSO4+SO2↑+2H2O（2）書寫步驟（以CuSO4溶液與BaCl2溶液反應為）①寫出反應的化學方程式：CuSO4+BaCl2==CuCl2+BaSO4↓②把易溶于水、易電離的物質(zhì)拆開寫成離子形式，難溶的物質(zhì)或難電離的物質(zhì)以與氣體等仍用化學式來表示。上述化學方程式可改寫成：Cu2++SO42-+Ba2++2Cl-=Cu2++2Cl-+BaSO4↓③刪去方程式兩邊不參與反應的離子符號：Ba2++SO42-=BaSO4↓④檢查離子方程式兩邊各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)是否相等。特殊提示：常見離子方程式的書寫錯誤（1）不配平（一般表現(xiàn)為等式兩邊原子不守恒或電荷數(shù)不守恒）。如Fe3++Cu=Cu2++Fe2+；Na+H2O=Na++OH-+H2↑（2）該改的不改或不該改的改了。如Na2O溶于水：O2-+H2O=2OH-；大理石和稀鹽酸反應：CO32-+2H+=CO2↑+H2O；醋酸銨溶液與燒堿溶液共熱：CH3COONH4+OH-=CH3COO-+NH3↑+H2O；乙醛做銀鏡反應：CH3CHO+2[Ag(NH3)2]OH→CH3COO-+NH4++2Ag↓+3NH3+H2O等等……（3）與反應事實不相符合。如鐵片溶于稀HCl：2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑；鋁條溶于稀HNO3：2Al+6H+=2Al3++3H2↑（4）不是離子反應的寫離子方程式。離子反應發(fā)生在水溶液中或熔融狀態(tài)下，否則就不能寫離子方程式。如濃硫酸與食鹽共熱制HCl；濃硫酸與Cu共熱制SO2；試驗室制CH4和NH3等都無離子方程式。（5）亂用↑、↓、符號。如FeCl3溶液的水解：Fe3++3H2O=Fe(OH)3↓+3H+；F2通入水中：2F2+2H2O=4HF+O2↑；Na2CO3的水解：CO32-+H2O=HCO3-+OH-（6）多步水解或電離的方程式一步完成或水解與電離方程式分不清晰。如Na2S溶于水：S2-+2H2OH2S+2OH-；H2S溶于水：H2S2H++S2-。（7）漏寫一種產(chǎn)物。如CuSO4溶液與Ba(OH)2溶液混合：Ba2++SO42-=BaSO4↓；Ba(OH)2溶液中滴加稀H2SO4：H++OH-=H2O。（8）隨意約簡或不約簡。如Ba(OH)2溶液不斷滴加稀H2SO4：Ba2++H++OH-+SO42-=BaSO4↓+H2O；Al2(SO4)3溶液中加氨水：2Al3++6NH3·H2O=2Al(OH)3↓+6NH4+考點三溶液中的離子共存1.離子共存條件：同一溶液中若離子間符合下列隨意一個條件就會發(fā)生離子反應，它們之間便不能在溶液中大量共存。⑴生成難溶物或微溶物：如：Ba2+與CO32-，Ag+與Br-，Ca2+與SO42-等不能大量共存。⑵生成氣體或揮發(fā)性物質(zhì)：如：NH4+與OH-，H+與CO32-、HCO3-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等不能大量共存。⑶生成難電離物質(zhì)：如：H+與CH3COO-、CO32-、S2-、SO32-等因生成弱酸不能大量共存；OH-與NH4+因生成的弱堿不能大量共存；H+與OH-生成水不能大量共存。⑷發(fā)生氧化還原反應：氧化性離子(如Fe3+、NO3-、ClO-、MnO4-(H+)等)與還原性離子(如S2-、I-、Fe2+、SO32-等)不能大量共存。2.附加隱含條件的應用規(guī)律：⑴溶液無色透亮時，則溶液中確定沒有有色離子，如Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-⑵強堿性溶液中確定不存在與OH-反應的離子，如Fe3+、Fe2+、HCO3-、NH4+、Al3+⑶強酸性溶液中確定不存在與H+反應的離子,如HCO3-、CO32-、S2-、CH3COO-、AlO2-氧化還原反應考點一氧化還原反應、氧化劑、還原劑、氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物概念定義留意點氧化反應物質(zhì)失去電子的反應物質(zhì)失去電子的外部表現(xiàn)為化合價的上升還原反應物質(zhì)得到電子的反應物質(zhì)得到電子的外部表現(xiàn)為化合價的降低被氧化元素失去電子的過程元素失去電子的外部表現(xiàn)為化合價的上升被還原元素得到電子的過程元素得到電子的外部表現(xiàn)為化合價的降低氧化產(chǎn)物通過發(fā)生氧化反應所得的生成物氧化還原反應中，氧化產(chǎn)物、還原產(chǎn)物可以是同一種產(chǎn)物，也可以是不同產(chǎn)物，還可以是兩種或兩種以上的產(chǎn)物。如反應4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2中，F(xiàn)e2O3和SO2均既為氧化產(chǎn)物，又為還原產(chǎn)物。還原產(chǎn)物通過發(fā)生還原反應所得的生成物氧化劑得到電子的反應物常見氧化劑：(1)活潑的非金屬單質(zhì)；如鹵素單質(zhì)(X2)、O2、S等(2)高價金屬陽離子；如Fe3+、Cu2+等(3)高價或較高價含氧化合物；如MnO2、濃H2SO4、HNO3、KMnO4等(4)過氧化物；如Na2O2、H2O2等還原劑失去電子的反應物常見還原劑：①活潑或較活潑的金屬；如K、Na、Zn、Fe等②一些非金屬單質(zhì)；如H2、C、Si等③較低態(tài)的化合物；CO、SO2、H2S、Na2SO3、FeSO4氧化性得到電子的實力物質(zhì)的氧化性、還原性的強弱與其得失電子實力有關，與得失電子的數(shù)目無關。還原性失去電子的實力[學問規(guī)律]還原性化合價上升弱氧化性變更↑↑變更→產(chǎn)物反應物→還原劑氧化反應氧化產(chǎn)物→產(chǎn)物反應物→變更氧化劑還原反應還原產(chǎn)物變更↓↓氧化性化合價降低弱還原性考點二物質(zhì)的氧化性強弱、還原性強弱的比較。氧化性→得電子性，得到電子越簡潔→氧化性越強還原性→失電子性，失去電子越簡潔→還原性越強由此，金屬原子因其最外層電子數(shù)較少，通常都簡潔失去電子，表現(xiàn)出還原性，所以，一般來說，金屬性也就是還原性；非金屬原子因其最外層電子數(shù)較多，通常都簡潔得到電子，表現(xiàn)出氧化性，所以，一般來說，非金屬性也就是氧化性。1.依據(jù)金屬活動性依次來推斷:一般來說，越活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越簡潔，其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越難，氧化性越弱；反之，越不活潑的金屬，失電子氧化成金屬陽離子越難，其陽離子得電子還原成金屬單質(zhì)越簡潔，氧化性越強。2.依據(jù)非金屬活動性依次來推斷:一般來說，越活潑的非金屬，得到電子還原成非金屬陰離子越簡潔，其陰離子失電子氧化成單質(zhì)越難，還原性越弱。3.依據(jù)氧化還原反應發(fā)生的規(guī)律來推斷:氧化還原反應可用如下式子表示：規(guī)律：反應物中氧化劑的氧化性強于生成物中氧化產(chǎn)物的氧化性，反應物中還原劑的還原性強于生成物中還原產(chǎn)物的還原性。4.依據(jù)氧化還原反應發(fā)生的條件來推斷:如：Mn02+4HCl(濃)MnCl2+C12↑+2H202KMn04+16HCl(濃)=2MnCl2+5C12↑+8H2O后者比前者簡潔(不須要加熱)，可推斷氧化性KMn04>Mn025.依據(jù)反應速率的大小來推斷:如:2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快），2H2SO3+O2=2H2SO4（慢），，其還原性:Na2SO4>H2SO3>SO26.依據(jù)被氧化或被還原的程度來推斷:如：，，即氧化性:。又如:，，即有還原性:。7.依據(jù)原電池的正負極來推斷：在原電池中，作負極的金屬的還原性一般比作正極金屬的還原性強。8.依據(jù)電解池中溶液里陰、陽離子在兩極放電依次來推斷。如:Cl-失去電子的實力強于OH-，還原性:。9.依據(jù)元素在周期表中位置推斷：(1)對同一周期金屬而言，從左到右其金屬活潑性依次減弱。如Na、Mg、A1金屬性依次減弱，其還原性也依次減弱。(2)對同主族的金屬而言，從上到下其金屬活潑性依次增加。如Li、Na、K、Rb、Cs金屬活潑性依次增加，其還原性也依次增加。（3）對同主族的非金屬而言，從上到下其非金屬活潑性依次減弱。如F、Cl、Br、I非金屬活潑性依次減弱，其氧化性也依次減弱。10.依據(jù)（氧化劑、還原劑）元素的價態(tài)進行推斷：元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，處于中間價態(tài)既有氧化又有還原性。一般來說，同種元素價越高，氧化性越強；價越低還原性越強。如氧化性:Fe3+>Fe2+>Fe,S(+6價)>S(+4價)等，還原性:H2S>S>SO2，但是，氧化性：HClO4<HClO34<HClO24<HClO。留意：①物質(zhì)的氧化性、還原性不是一成不變的。同一物質(zhì)在不同的條件下，其氧化實力或還原實力會有所不同。如：氧化性：HNO3（濃）＞HNO3（?。籆u與濃H2SO4常溫下不反應，加熱條件下反應；KMnO4在酸性條件下的氧化性比在中性、堿性條件下強。②原子的氧化性一般都強于分子的氧化性。如：氧化性等?？键c三氧化還原反應方程式的配平方法1.配平原則：電子守恒、原子守恒、電荷守恒2.配平步驟（以高錳酸鉀和濃鹽酸反應制氯氣為例）：①標出化合價變更了的元素的化合價。如：+7-1+40KMnO4+HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O②依據(jù)元素存在的實際形式調(diào)整發(fā)生了氧化還原反應的物質(zhì)的系數(shù)，使之成1︰1的關系。如：+7-1+40KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O③調(diào)整系數(shù)，使化合價升降總數(shù)相等?；蟽r↓5×②KMnO4+2HCl==KCl+MnCl2+Cl2↑+H2O化合價↑2×⑤④依據(jù)化合價升降總數(shù)相等確定發(fā)生氧化還原反應的物質(zhì)的化學計量數(shù)。如：2KMnO4+10HCl==KCl+2MnCl2+5Cl2↑+H2O⑤利用元素守恒，用視察方法配平?jīng)]有參與氧化還原反應的其他物質(zhì)的系數(shù)。如：2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O⑥檢查方程式兩邊各原子的個數(shù)是否相等，離子方程式還要檢查方程式兩邊的離子所帶的電荷數(shù)是否相等?？键c四電子轉(zhuǎn)移守恒應用電子轉(zhuǎn)移守恒法是依據(jù)氧化劑與還原劑得失電子數(shù)目相等這一原則進行計算的。電子轉(zhuǎn)移守恒法是氧化還原反應計算的最基本的方法。轉(zhuǎn)移的電子數(shù)與化學方程式計量數(shù)成比例。表示方法：單線橋：雙線橋：2e-失去2xe--10-100-12KBr+Cl2====Br2+2KCl2KBr+Cl2====Br2+2KCl得到2xe-金屬與其化合物第一節(jié)鈉與其化合物考點一鈉1．鈉的物理性質(zhì)：銀白色、有金屬光澤的固體，熱、電的良好導體，質(zhì)軟、密度比水小、熔點低。2．鈉的化學性質(zhì)⑴鈉與水反應：現(xiàn)象與說明：①浮（說明鈉的密度比水的密度?。虎谌郏ㄕf明鈉的熔點低；該反應為放熱反應）；③游（說明有氣體產(chǎn)生）；④響（說明反應猛烈）；⑤紅（溶液中滴入酚酞顯紅色；說明生成的溶液顯堿性）?；瘜W方程式為：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑；離子方程式為：2Na+2H2O=2Na++2OH-+H2↑。⑵與氧氣反應：4Na+O2==2Na2O；2Na+O2Na2O2。3．鈉的用途：①制取納的重要化合物；②作為中子反應堆的熱交換劑；③冶煉鈦、鈮、鋯、釩等金屬；④鈉光源?？键c二氧化鈉與過氧化鈉氧化鈉與水反應：Na2O+H2O==2NaOH氧化鈉與二氧化碳反應：Na2O+CO2=Na2CO3過氧化鈉與水反應：2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑（固體增重質(zhì)量為H的質(zhì)量）過氧化鈉與二氧化碳反應：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2（固體增重的質(zhì)量為CO的質(zhì)量）考點三碳酸鈉與碳酸氫鈉的比較名稱碳酸鈉碳酸氫鈉化學式Na2CO3NaHCO3俗名純堿蘇打小蘇打顏色、狀態(tài)白色固體白色晶體溶解性易溶于水易溶于水，溶解度比碳酸鈉小熱穩(wěn)定性較穩(wěn)定，受熱難分解2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2↑與鹽酸反應Na2CO3+2HCl==2NaCl+H2O+CO2↑比Na2CO3猛烈NaHCO3+HCl==NaCl+H2O+CO2↑與NaOH反應———NaHCO3+NaOH==Na2CO3+H2O相互轉(zhuǎn)化除雜：Na2CO3固體（NaHCO3）【充分加熱】；Na2CO3溶液（NaHCO3）【NaOH溶液】。鑒別碳酸鈉和碳酸氫鈉兩種固體的方法：加熱出現(xiàn)氣體是碳酸氫鈉；加酸先出現(xiàn)氣體的是碳酸氫鈉，起先沒氣體后出現(xiàn)氣體的是碳酸鈉。但不能用澄清石灰水鑒別。其次節(jié)鋁與其化合物考點一鋁鋁是地殼中含量最多的金屬元素，主要是以化合態(tài)存在，鋁土礦主要成分是：Al2O3。（1）物理性質(zhì)：銀白色金屬固體，密度2．70g/cm3較強的韌性、有良好的延展性、導熱、導電性。（2）化學性質(zhì)：鋁是比較活潑的金屬，具有較強的還原性。①與氧氣反應常溫下與空氣中的氧氣反應生成堅實的氧化膜，所以鋁有良好的抗腐蝕實力：4Al+3O2====2Al2O3。②與非氧化性酸反應2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑；2Al+3H2SO4==Al2（SO4）3+3H2↑常溫下鋁、鐵與濃硫酸、濃硝酸鈍化。③與強堿反應2Al+2NaOH+2H2O===2NaAlO2+3H2↑④鋁熱反應：2Al+Fe2O32Fe+Al2O3焊接鐵軌,制難熔金屬?？键c二鋁的化合物1．Al2O3（兩性氧化物）與硫酸反：Al2O3+3H2SO4==Al2(SO4)3+3H2O；離子反應方程式：Al2O3+6H+==2Al3++3H2O與氫氧化鈉反應：Al2O3+2NaOH==2NaAlO2+H2O；離子反應方程式：Al2O3+2OH-==2AlO2-+H2O2．Al(OH)3（兩性氫氧化物）與鹽酸反應：Al（OH）3+3HCl==AlCl3+3H2O；離子反應方程式:Al(OH)3+3H+==Al3++3H2O與氫氧化鈉反應：Al(OH)3+NaOH==NaAlO2+2H2O；離子反應方程式:Al(OH)3+OH-==AlO2-+2H2O受熱分解2Al(OH)3Al2O3+3H2OAl(OH)3試驗室制?。撼Ｓ娩X鹽與足量氨水反應化學反應方程式：AlCl3+3(NH3·H2O)==Al(OH)3↓+3NH4Cl離子反應方程式：Al3++3(NH3·H2O)==Al(OH)3↓+3NH4+3．明礬：十二水合硫酸鋁鉀[KAl(SO4)2·12H2O]易溶于水，溶于水后顯酸性，是因為：Al3++3H2O==Al(OH)3+3H+，因此明礬常用作凈水劑，是因為鋁離子水解生成氫氧化鋁、而氫氧化鋁具有吸附性，吸附水中的懸浮物而使其下沉?？键c三鋁與鋁的化合物之間的轉(zhuǎn)化關系過量氨水/少量NaOHHClAlCl3Al(OH)3Al2O3電解AlHClNaOH過量CO2O2NaOH或少量HClNaAlO2第三節(jié)鐵銅與其重要化合物考點一“鐵三角”與其應用由于Fe是變價元素，在反應中可以失去2個電子，也可以失去3個電子，所以呈不同的價態(tài)。鐵遇弱氧化劑(如S、H+、Cu2+、I2等)時，鐵只能失去最外層的2個電子，而生成+2價鐵的化合物，當遇到強氧化劑(如Cl2、Br2、HNO3等)時，鐵原子可以再失去次外層上的3個電子而生成+3價鐵的化合物。并且+3價比+2價穩(wěn)定。鐵三角”指的是Fe、Fe2+、Fe3+三者相互轉(zhuǎn)化的三角關系，詳細應用有以下幾個方面：1．共存問題（1）Fe2+在酸性條件下不能與強氧化性離子共存，如：NO3、MnO4、ClO等。不能與發(fā)生復分解和雙水解反應的離子共存，如：OH、CO32、HCO3、S2、SO32等。（2）Fe3+：不能與還原性離子共存，如：I、S2、SO32等。不能與發(fā)生復分解和雙水解反應的離子共存，如：OH、CO32、HCO3、AlO2等；不能與SCN共存；不能與苯酚共存。2．分別與提純（1）FeCl2（雜質(zhì)FeCl3），加入鐵釘或鐵粉后過濾。（2）FeCl3（雜質(zhì)FeCl2），通入Cl2或滴加氯水或加入“綠色”氧化劑H2O2：2Fe2++H2O2+2H+2Fe3++2H2O3．制備物質(zhì)（1）工業(yè)冶煉鐵，如：Fe3O4+4CO3Fe+4CO2（2）制取氫氧化亞鐵試驗原理：FeSO4+2NaOHFe(OH)2↓+Na2SO4試驗現(xiàn)象：生成灰白色沉淀，快速轉(zhuǎn)化為灰綠色，最終變成紅褐色。要制得白色的Fe(OH)2沉淀，要留意以下幾點：①硫酸亞鐵溶液中不能含有Fe3+，因此，硫酸亞鐵溶液應是新制備的。 ②試驗用的氫氧化鈉溶液，溶解亞鐵鹽的蒸餾水應煮沸，以除去溶解在水中的氧氣。 ③試驗時，用長膠頭滴管吸取氫氧化鈉溶液后，把滴管插入硫酸亞鐵溶液的底部，再輕輕擠膠頭滴管的膠頭，逐滴加入氫氧化鈉溶液，這時就會析出FeOH2白色絮狀沉淀。[特殊提示]：Fe(OH)2制備的方法很多，核心問題兩點，一是溶液中的溶解氧必需除去，二是反應過程必需與O2隔絕?？键c二金、銀、銅等金屬材料1．物理性質(zhì)①特性：金是黃色金屬；銀是白色金屬；銅是紫紅色金屬。②共性：硬度較小，熔點較高，密度較大，有金屬光澤、良好的延展性、導電和導熱性。2．化學性質(zhì)：金、銀、銅都屬于不活潑金屬，相對而言，其活潑程度依次增加。①金：金是最穩(wěn)定的金屬之一，在高溫下也不能與氧氣反應，不能被硝酸等強氧化性酸氧化。但金能溶解在王水中。②銀：銀雖然不能與鹽酸、稀硫酸反應，但卻能溶解在硝酸等強氧化性酸中：Ag＋2HNO3(濃)＝AgNO3＋NO2↑＋H2O；3Ag＋4HNO3(稀)＝3AgNO3＋NO↑＋2H2O③銅：a．與非金屬單質(zhì)反應：2Cu＋O22CuO；2Cu＋SCu2S；Cu＋Cl2CuCl2b．與酸反應：與銀相像，銅不能與鹽酸、稀硫酸反應，但卻能溶解在硝酸等強氧化性酸中：Cu＋2H2SO4(濃)CuSO4＋SO2↑＋2H2OCu＋4HNO3(濃)＝Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O。c．與鹽溶液反應：Cu＋2FeCl3＝CuCl2＋2FeCl2d．銅的銹蝕：銅在干燥空氣中性質(zhì)穩(wěn)定，但在潮濕空氣中會被腐蝕，在其表面漸漸形成一層綠色的銅銹：2Cu＋O2＋H2O＋CO2＝Cu2(OH)2CO33．銅的常見化合物顏色、溶解性：CuO—黑色、難溶；Cu2O—紅色、難溶；Cu2S—黑色、難溶；CuSO4—白色、易溶；CuSO4·5H2O—藍色、易溶；Cu2(OH)2CO3—綠色、難溶；Cu(OH)2—藍色、難溶。非金屬與其化合物第一節(jié)碳族元素考點一碳族元素1．碳族元素的化合價碳族元素常見化合價為+2和+4，其中碳、硅、鍺、錫的+4價化合物較穩(wěn)定，而鉛的+2價化合物穩(wěn)定。由氧化還原反應的化合價升降來探討碳族元素的物質(zhì)，其性質(zhì)規(guī)律如下：（1）碳族元素的單質(zhì)以還原性為主，如碳、硅都被氧氣氧化。碳作還原劑，溫度越高，還原性越強，高溫時碳可還原氧化銅。錫、鉛都能與鹽酸反應置換出氫氣等。（2）+2價化合物有還原性。如CO高溫時能還原某些金屬氧化物（Fe2O3、CuO等）。（3）+4價化合物有氧化性。如CO2和碳高溫下反應生成CO，PbO2在化學反應中是強氧化劑等。2．除去CO、CO2氣體中混有的雜質(zhì)（括號內(nèi)為雜質(zhì)）（1）CO(CO2)：通過盛有的澄清石灰水洗氣瓶。（2）CO2(CO)：通過盛放灼熱CuO的硬質(zhì)玻璃官。（3）CO2(O2)：通過盛放灼熱銅網(wǎng)的硬質(zhì)玻璃管。（4）CO2(SO2)：通過飽和NaHCO3溶液或酸性KMnO4溶液。（5）CO2(HCl)：通過飽和NaHCO3溶液。（6）CO2(H2S)：通過CuSO4溶液?？键c二碳酸鹽性質(zhì)的一般規(guī)律1．溶解性規(guī)律：堿金屬的正鹽溶解度大于酸式鹽（如：Na2CO3；堿土金屬（第ⅡA族）的正鹽溶解度小于酸式鹽Ca(HCO3)2。2．穩(wěn)定性：難溶性的碳酸鹽、(NH4)2CO3與酸式鹽受熱易分解；可溶性的碳酸鹽較穩(wěn)定，受熱難分解；一般來說：穩(wěn)定性大小依次為正鹽酸式鹽。3．酸式鹽與堿反應時的產(chǎn)物要依據(jù)相對用量推斷。如在Ca(HCO3)2溶液中滴加NaOH溶液：Ca(HCO3)2+NaOHCaCO3↓+NaHCO3+H2O（NaOH少量）Ca(HCO3)2+2NaOHCaCO3↓+Na2CO3+2H2O（NaOH過量）．32-和HCO3-的32-32-（2）HCO3-的檢驗方法：向待檢溶液中滴加足量的Ca2+或Ba2+的可溶性鹽溶液，若無明顯現(xiàn)象，再向溶液中加入足量的酸（如鹽酸、硝酸、醋酸等）溶液，溶液中逸出無色、無味的氣體，則待檢溶液中有HC3-。[特殊提示]：①32-：試劑CaCl2溶液也可用Ca(NO3)2、BaCl2、Ba(NO3)2等的溶液代替，但不行用Ca(OH)2溶液或Ba(OH)2溶液，緣由是無法解除HCO3-的干擾。②檢驗HCO3-：Ca2+或Ba2+的溶液不行用Ca(OH)2溶液或Ba(OH)2溶液，緣由是OH-將HCO3-轉(zhuǎn)化為CO32-；加酸后要通過氣體的氣味解除HSO3-的干擾?？键c三硅與其化合物的特性1．Si的還原性大于C，但C卻能在高溫下還原出Si：2C＋SiO2Si＋2CO↑2．非金屬單質(zhì)跟堿液作用一般無H2放出，但Si卻放出H2：Si＋2Na2OH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑3．非金屬單質(zhì)一般不跟非氧化性酸作用，但Si能與HF作用：Si+4HF＝SiF4↑+H2↑4．非金屬單質(zhì)一般為非導體，但Si為半導體。（石墨是導體）5．SiO2是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能干脆將它與水作用制備H2SiO3。6．非金屬氧化物的熔沸點一般較低，但SiO2的熔沸點卻很高。7．酸性氧化物一般不與酸作用，但SiO2能跟HF作用：SiO2＋4HF＝SiF4↑＋H2O8．無機酸一般易溶于水，H2SiO3卻難溶于水。9．因碳酸的酸性強于硅酸，所以在Na2SiO3溶液中通入CO2能發(fā)生下列反應：Na2SiO3+CO2+H2O＝Na2CO3+H2SiO3↓，但在高溫下2Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2↑也能發(fā)生。10．Na2SiO3的水溶液稱水玻璃，但它與玻璃的成分大不相同，硅酸鈉水溶液（即水玻璃）俗稱泡花堿，但它卻是鹽的溶液，并不是堿溶液?？键c四無機非金屬材料1．傳統(tǒng)無機非金屬材料——水泥和玻璃的生產(chǎn)方法硅酸鹽產(chǎn)品水泥玻璃主要設備水泥回轉(zhuǎn)窯玻璃窯原料石灰石和粘土純堿、石灰石、石英(過量)反應原理困難的物理-化學變更Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2↑CaCO3+SiO2CaSiO3+CO2↑主要成份3CaO·SiO2、2CaO·SiO2、3CaO·Al2O3Na2SiO3、CaSiO3、SiO2反應條件高溫高溫2．新型無機非金屬材料新開發(fā)利用的無機非金屬材料主要有氮化硅（Si3N4)、剛玉（Al2O3）等陶瓷，碳化硼、光導纖維(主要成分是SiO2)等，這些材料具有特殊結(jié)構(gòu)、特殊功能。傳統(tǒng)非金屬材料具有抗腐蝕、耐高溫等很多優(yōu)點，但質(zhì)脆，耐熱沖擊差。新型非金屬材料繼承了傳統(tǒng)非金屬材料的優(yōu)點，并克服了缺點，主要具有以下特性：①能承受高溫；②具有電學特性；③具有光學特性；④具有生物功能。[特殊提示]：困難硅酸鹽可以看成堿性氧化物和酸性氧化物所組成的困難化合物，因此可以改寫為aMxOy·bSiO2·cH2O的方式（詳細依次是：堿性氧化物·兩性氧化物·酸性氧化物·水），如硅酸鈣：3CaO·SiO2、鋁酸三鈣：3CaO·Al2O3；高嶺土：Al2O3·2SiO2·2H2O。其次節(jié)氯與鹵族元素考點一氯水的成分的困難性和多樣性1．氯水的成分和性質(zhì)成分表現(xiàn)的性質(zhì)反應實例Cl2①呈黃綠色②強氧化性③加成反應Cl2+MgMgCl2Cl2+2KI2KCl+I2Cl2+H2SO3+H2OH2SO4+2HClCl2+CH2=CH2→CH2Cl—CH2ClH+強酸性2H++CaCO3Ca2++CO2↑+H2O滴入紫色石蕊試液先變紅，后褪色HClO①弱酸性②強氧化性HClO+OHClO+H2O漂白、殺菌、消毒Cl沉淀反應Cl+Ag+AgCl↓2．Cl2+H2OH++Cl+HClO平衡移動的應用向氯水中加入的物質(zhì)濃度變更平衡移動的方向應用可溶性氯化物c(Cl)增大左移①用飽和食鹽水除Cl2中的HCl②用排飽和食鹽水法收集Cl2鹽酸c(H+)和c(Cl)增大左移次氯酸與濃鹽酸反應制Cl2NaOHc(H+)減小右移用NaOH溶液汲取多余的Cl2Ca(OH)2c(H+)減小右移制漂白粉CaCO3c(H+)減小右移制高濃度HClO溶液光照c(HClO)減小右移氯水閉光保存或現(xiàn)用現(xiàn)配[特殊提示]：Cl2+H2OH++Cl+HClO平衡移動的各種狀況均可歸結(jié)到勒夏特列原理，故駕馭學問要“以不變應萬變”?？键c二氯氣的制法1．試驗室制法（1）反應原理：4HCl(濃)+MnO2MnC12+2H2O+C12↑說明：①若沒有濃鹽酸時，可用濃硫酸和固體食鹽代替；②若沒有MnO2時可用KMnO4代替，此時可不加熱。另外KClO3、K2Cr2O7、Ca(ClO)2、PbO2等也可代替MnO2；③加熱溫度不宜過高，否則制得的Cl2中HCl氣體雜質(zhì)較多。（2）發(fā)生裝置：用分液漏斗、圓底燒瓶等組裝的典型固液加熱制氣裝置。（3）氣體的凈化與干燥：C12的凈化用水或飽和食鹽水洗氣，除去混在C12中的HCl氣體；用濃硫酸干燥。（4）收集：向上排空氣法或排飽和食鹽水法（飽和食鹽水可除去Cl2中的HCl氣體）。（5）氣體的檢驗：用潮濕的淀粉KI試紙檢驗。（6）尾氣處理：用NaOH溶液汲取多余的Cl2，以防Cl2污染大氣。2.工業(yè)制法：電解飽和食鹽水：[特殊提示]：本試驗中鹽酸要過量，因隨著反應的進行，鹽酸的濃度降低，而MnO2與稀鹽酸不反應，則反應中鹽酸不行能完全消耗?！疽?guī)律總結(jié)】試驗室制取氣體方法與裝置的選擇依據(jù)（1）選取試劑的主要依據(jù)是制取氣體的性質(zhì)，如氯氣具有氧化性，常用氧化其離子的方法來制取，因此要選用含有氯離子的物質(zhì)（如鹽酸）和具有氧化性的物質(zhì)（如MnO2、KMnO4等）來制取。（2）選取發(fā)生裝置的依據(jù)是制取氣體所用試劑的狀態(tài)和反應條件（加熱與否）。照試驗室用：2NaCl+3H2SO4+MnO22NaHSO4+MnSO4+2H2O+C12↑法制取氯氣，也是加熱固體與液體的混合物，以此分析可知，所以它們的發(fā)生裝置相同。考點三鹵素與化合物的特性與鹵素的檢驗1．鹵素與化合物的特性鹵族元素是最外層電子數(shù)最多的主族元素，鹵族是唯一全部由非金屬元素構(gòu)成的元素族，鹵素的非金屬性比同周期其他元素都強。（1）氟是最活潑的非金屬，單質(zhì)的氧化性最強，氟離子（Ｆ）很難被氧化。氟元素在化合物中化合價只有-1價，沒有正價，常溫下氟氣與水猛烈反應且不同于其他鹵素(產(chǎn)物不同，原理不同)，且不能從其他鹵化物的水溶液中置換出其他鹵素(先與水發(fā)生置換反應)，能與稀有氣體反應(常見的產(chǎn)物均為白色)。（2）溴在常溫下為紅棕色液體(唯一液態(tài)非金屬單質(zhì))，極易揮發(fā)產(chǎn)生紅棕色且有毒的溴蒸氣。試驗室通常將溴密閉保存在陰冷處，且在試劑瓶中加適量水進行液封，不能用橡皮塞。（3）碘是紫黑色固體，具有金屬光澤，易升華(常用于分別提純碘)、易吸潮(遇鐵在水催化下易反應，故盛碘的瓶子不能用鐵蓋)，使淀粉變藍色(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。（4）氫氟酸為弱酸，有劇毒，能腐蝕玻璃，試驗室中常用鉛皿或塑料容器保存。AgＦ易溶于水，無感光性，其他鹵化銀難溶于水，具有感光性。2．鹵素的檢驗（1）氯氣為黃綠色，有刺激性氣味，并可使某些潮濕的有色物質(zhì)褪色。氯氣具有強氧化性，可使潮濕KI淀粉試紙呈現(xiàn)藍色，因此可用于檢驗氯氣的存在。（2）利用碘單質(zhì)能與淀粉溶液呈現(xiàn)藍色的性質(zhì)可用于檢驗碘單質(zhì)的存在。（3）AgCl、AgBr、AgI都不溶于稀HNO3，且顏色漸漸加深，分別為白色、淺黃色、黃色，所以，可用HNO3酸化的AgNO3溶液來檢驗Cl、Br、I的存在。（4）也可以用鹵素單質(zhì)間的置換反應和有機溶劑萃取的方法來檢驗鹵素單質(zhì)。[特殊提示]：檢驗X時，要先加稀HNO3酸化，以解除CO32、PO43等離子的干擾。第三節(jié)硫與其化合物考點一硫的性質(zhì)1.物理性質(zhì)硫有多種同素異形體。如單斜硫、斜方硫、彈性硫等。常溫為淡黃色晶體（淡黃色固體有：Na2O2、AgBr、黃鐵礦、TNT等）。2.化學性質(zhì)硫原子最外層6個電子，較易得電子，表現(xiàn)較強的氧化性。（1）與金屬反應：2Na+SNa2S（猛烈反應并發(fā)生爆炸）2Al+3SAl2S3（制取Al2S3的唯一途徑）Fe+SFeS（黑色，不溶于水但溶于酸。）（2）與非金屬的反應：S+O2SO2S+H2H2S（3）與化合物的反應S+6HNO3（濃）H2SO4+6NO2↑+2H2OS+2H2SO4（濃）2SO2↑+2H2OS+NaOHNa2S+Na2SO3+H2O[特殊提示]：①在溶液中通過化學反應生成少量硫時，有時稱乳白色。②硫的溶解性：不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2。因此用物理方法洗去試管壁上的硫，只能用CS2作溶劑。③由硫能溶于熱堿溶液可知，用熱堿溶液可洗去試管壁上的硫，由于NaOH堿性強，腐蝕玻璃，故試驗室常用熱Ca(OH)2溶液而不用熱NaOH溶液除去試管內(nèi)的硫。考點二二氧化碳和二氧化硫性質(zhì)的異同1．物理性質(zhì)相同點：常溫下，都是無色氣體，密度都大于空氣。不同點：CO2沒有氣味，SO2有刺激性氣味；CO2無毒，SO2有毒；CO2能溶于水（1體積水大約溶解1體積氣體），SO2易溶于水（1體積水大約溶解40體積氣體）；SO2易液化。2．化學性質(zhì)相同點：都是酸性氧化物。①都能和水反應，生成的酸不穩(wěn)定，只能存在于溶液中CO2+H2OH2CO3；SO2+H2OH2SO3。②都能與堿反應，用量比不同，可以生成兩種鹽。SO2、CO2氣體通入澄清石灰水中，都是先生成沉淀，當SO2、CO2過量時又溶解。Ca(OH)2+SO2CaSO3↓+H2OCaSO3+SO2+H2OCa(HSO3)2Ca(OH)2+CO2CaCO3↓+H2OCaCO3+CO2+H2OCa(HCO3)不同點：①SO2常表現(xiàn)還原性：2SO2+O22SO3CO2表現(xiàn)弱氧化性：CO2+C2COSO2被高錳酸鉀、氯水、溴水、碘水等氧化劑氧化，CO2不能。②SO2具有漂白性，能漂白某些有色物質(zhì)，CO2不能。③造成環(huán)境破壞的緣由不同：SO2形成酸雨，CO2引起溫室效應。[特殊提示]：①能使品紅溶液腿色的物質(zhì)有：SO2、Cl2、O3、H2O2、Na2O2、活性碳等。②SO2使氯水、溴水、酸性KMnO4溶液腿色，不是由于其漂白性，而是因為其還原性。③干燥的SO2氣體無漂白作用。④等物質(zhì)的量SO2和Cl2混合后通入品紅溶液中，不能使之腿色。緣由是SO2和Cl2發(fā)生反應生成了無漂白性的鹽酸和硫酸。【規(guī)律總結(jié)】SO2和CO2都能使澄清的石灰水變渾濁，若通入的氣體過量，則沉淀都可消逝。所以不能用澄清的石灰水鑒別SO2和CO2。通常可用以下方法：①用品紅溶液，使品紅溶液褪色的是SO2，不能使品紅溶液褪色的是CO2。②用氫硫酸，出現(xiàn)渾濁的是SO2，無明顯現(xiàn)象的是CO2。2H2S+SO22H2O+3S↓③用高錳酸鉀溶液，紫色褪去的是SO2，無明顯現(xiàn)象的是CO2。2KMnO4+5SO2+2H2OK2SO4+2MnSO4+2H2SO4④用溴水，使橙色褪去的是SO2，無明顯現(xiàn)象的是CO2。Br2+2H2O+SO22HBr+H2SO4⑤用硝酸酸化的硝酸鋇溶液，產(chǎn)生白色沉淀的是SO2，無明顯現(xiàn)象的是CO2。2H2O+2HNO3+3SO23H2SO4+2NOBa(NO3)2+H2SO4BaSO4↓+2HNO3⑥用FeCl3溶液，使棕黃色顏色變淺的是SO2，無明顯現(xiàn)象的是CO2。2FeCl3+SO2+2H2OFeCl2+FeSO4+4HCl考點三濃硫酸和稀硫酸氧化性比較比較項目濃硫酸稀硫酸氧化性強弱強氧化性（S）弱氧化性（H+）氧化性的緣由分子中＋6價的硫元素電離出來的H+還原產(chǎn)物一般是SO2，可以是硫單質(zhì)H2與金屬單質(zhì)的反應在常溫下，使鐵、鋁鈍化，因加熱條件下可以反應。規(guī)律：金屬＋H2SO4→硫酸鹽＋SO2↑＋H2O能與排在金屬活動依次表氫之前的金屬發(fā)生置換反應。與非金屬單質(zhì)的反應加熱條件下可以和某些非金屬單質(zhì)反應不能反應與H2S等還原性物質(zhì)反應能夠反應不能反應[特殊提示]：①硫酸的性質(zhì)取決于硫酸的濃度。②98.3%的濃H2SO4密度為1.84g·cm3，比水的密度大；硫酸的濃度越大，密度越大，如將50%的H2SO4溶液和10%的H2SO4溶液等體積混合，則所得溶液的質(zhì)量分數(shù)大于30%；濃H2SO4或密度小于濃硫酸的溶液被稀釋或與濃H2SO4混合時，都是將濃H2SO4沿玻璃棒注入其中，并不斷攪拌，使其散熱?！疽?guī)律總結(jié)】濃硫酸的吸水性：汲取物質(zhì)中由水分子組成的的水蒸氣或結(jié)晶水?？捎米鞲稍飫?，但一般不能干燥堿性和還原性氣體。脫水性：將某些化合物中（主要是有機化合物）中H、O兩原子按水的組成比2∶1脫去。（濃硫酸可用作有機反應的催化劑和脫水劑）濃硫酸使潮濕的石蕊試紙先變紅（酸性引起），后變黑（脫水性引起）；而稀硫酸則只能使潮濕的石蕊試紙變紅，不能使之變黑或褪色?？键c四溶液中SO42的檢驗1．原理：利用Ba2++SO42BaSO4↓（白色），BaSO4不溶于鹽酸、硝酸的特性。2．試劑：可溶性鋇鹽〔BaCl2或Ba(NO3)2溶液〕、鹽酸。3．檢驗的誤區(qū)干擾檢驗的離子：Ag+能與SO42離子反應生成難溶于水的白色沉淀Ag2SO4；Ag+還能與Cl反應生成難溶于水的白色沉淀AgCl；SO32、CO32、SiO32、PO43等能與Ba2+反應生成難溶于水的白色沉淀。但這些白色沉淀溶于強酸中。4．檢驗步驟①在待測溶液中加入稀鹽酸，解除Ag+、SO32、CO32、SiO32、PO43等離子的干擾。留意一般不用稀HNO3，因為稀HNO3能將SO32-氧化成SO42-而被漏檢。②在解除干擾后的溶液中加入①稀鹽酸②氯化鋇溶液，產(chǎn)生的白色沉淀確定是BaSO4，則此溶液中確定含有SO42。[特殊提示]：檢驗SO42的關鍵是既要留意試劑的選擇，又要留意操作依次的優(yōu)化，方能解除干擾離子的誤導，要全面考慮，綜合分析，正確推導。【誤區(qū)警示】SO42檢驗的誤區(qū)：①只加可溶性鋇鹽，不酸化。誤將CO32、PO43、SO32、Ag+等干擾離子判成SO42，此時上述離子同樣會產(chǎn)生BaCO3、Ba3(PO4)2、BaSO3、AgCl的白色沉淀。②誤將Ag+、Pb2+判成SO42。如向待測液中滴加BaCl2溶液，再加鹽酸有白色沉淀便斷定含SO42。其錯誤是未留意溶液中不含SO42而含Ag+或Pb2+也會有同樣現(xiàn)象。因為Ag++ClAgCl↓（白色）Pb2++2ClPbCl2↓（白色）③誤將SO32判成SO42。如向待測液中滴加用鹽酸酸化的Ba(NO3)2溶液生成白色沉淀，便誤以為有SO42。該錯誤是未留意NO3具有強氧化性，在酸性環(huán)境中發(fā)生反應：Ba2++SO32BaSO3↓（白色），3BaSO3+2H++2NO33BaSO4↓（白色）+2NO↑+H2O再如向待測液中滴加用硝酸酸化的BaCl2溶液產(chǎn)生白色沉淀便錯誤認定確定含SO42，也同樣是落入干擾離子轉(zhuǎn)化為SO42從而生成BaSO4的陷阱中。第四節(jié)含氮化合物考點一氮氣和氨氣1．N2電子式：，N2含有三鍵，所以比較穩(wěn)定。N2+O2（電火花）===2NO2．氨氣的性質(zhì)（唯一顯堿性的氣體）（1）與水反應氨溶于水時，大部分氨分子和水形成一水合氨（NH3·H2O），NH3·H2O不穩(wěn)定，受熱分解為氨氣和水NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH-NH3·H2ONH3↑+H2O氨水中有分子：NH3、H2O、NH3·H2O離子：NH4+、OH-、少量H+。氨氣能使潮濕的紅色石蕊試紙變藍。（2）氨可以與酸（硫酸，硝酸，鹽酸）反應生成鹽2NH3+H2SO4==(NH4)2SO4；NH3+HNO3==NH4NO3（白煙）；NH3+HCl==NH4Cl（白煙）；離子方程式：NH3+H+==NH4+?？键c二氮氧化合物的產(chǎn)生與轉(zhuǎn)化1、NO和NO2的生成：N2+O2（電火花）===2NO2NO+O2==2NO2試驗室制法：Cu+4HNO3(濃)==Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O3Cu+8HNO3(稀)==3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O2、物理性質(zhì)：NO是一種無色、無味、難溶于水的有毒氣體。NO2是一種紅棕色、有剌激性氣味的有毒氣體，密度比空氣大，易液化，易溶于水3、化學性質(zhì)（1）NO與氧氣反應：2NO＋O2＝＝2NO2(2)NO2的聚合反應：2NO2N2O4(3)NO2與水反應：3NO2+H2O==2HNO3+NO4NO2+O2+2H2O==4HNO34NO+3O2+2H2O==4HNO3三、NO2、NO和O2的混合氣體跟H2O反應的相關計算1、NO2溶于水的問題2、NO和O2的混合氣體通入H2O3、NO2和O2的混合氣體通入H2O先考慮氮氧化物與氧氣反應后誰有剩余，再考慮剩余物質(zhì)是否與水反應?？键c三銨鹽銨鹽：銨鹽易溶解于水。（1）受熱易分解NH4ClNH3↑+HCl↑NH4HCO3NH3↑+H2O+CO2↑（2）銨鹽與堿反應放出氨氣（用于試驗室制氨氣與NH4+的檢驗）：NH4Cl+NaOHNaCl+NH3↑+H2O★NH4+檢驗：加入NaOH加熱產(chǎn)生的氣體能使潮濕的紅色石蕊試紙變藍?？键c四硝酸硝酸的制備與性質(zhì)：工業(yè)制取：（1）氨在催化劑的作用下與氧氣發(fā)生反應，生成NO：4NH3+5O24NO+6H2O（2）NO與氧氣反應生成NO2：2NO+O2===2NO2（3）用水汲取NO2生成HNO3：3NO2+H2O==2HNO3+NO性質(zhì)：Cu+4HNO3(濃)===Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O3Cu+8HNO3(稀)==3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2OC+4HNO3(濃)===CO2↑+2NO2↑+2H2O鋁、鐵在常溫下可以盛放濃硝酸或濃硫酸，因為發(fā)生鈍化。特殊提示：凡是考到硝酸的計算，一般要用守恒法來求，如：電子守恒，質(zhì)量守恒。其次部分必修二第一章物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律第一節(jié)元素周期表元素周期律考點一元素周期表的結(jié)構(gòu)元素周期表的結(jié)構(gòu)位置與結(jié)構(gòu)的關系周期周期序數(shù)元素的種數(shù)1.周期序數(shù)＝電子層數(shù)2.對同主族元素若n≤2，則該主族某一元素的原子序數(shù)與上一周期元素的原子序數(shù)的差值為上一周期的元素種數(shù)。若n≥3，則該主族某一元素的原子序數(shù)與上一周期元素的原子序數(shù)的差值為該周期的元素種數(shù)。短周期第一周期①2種其次周期②8種第三周期③8種長周期第四周期④18種第五周期⑤18種第六周期⑥32種第七周期⑦32種（假如排滿）族主族ⅠA族～ⅦA族由長周期和短周期元素共同構(gòu)成的族最外層電子數(shù)=主族族數(shù)=價電子數(shù)零族最外層電子數(shù)均為8個（He為2個除外）副族IB族～ⅦB族只由長周期元素構(gòu)成的族最外層電子數(shù)一般不等于族序數(shù)（第ⅠB族、ⅡB族除外）；最外層電子數(shù)只有1～2個。第Ⅷ族有三列元素（8、9、10三個縱行）特殊提示：駕馭元素周期表的結(jié)構(gòu)中各族的排列依次，結(jié)合惰性氣體的原子序數(shù)，我們可以推斷隨意一種元素在周期表中的位置。記住各周期元素數(shù)目，我們可以快速確定惰性氣體的原子序數(shù)。各周期元素數(shù)目依次為2、8、8、18、18、32、32（假如第七周期排滿），則惰性氣體原子序數(shù)依次為2、2+8=10、10+8=18、18+18=36、36+18=54、54+32=86、86+32=108?？键c二元素周期律涵義元素性質(zhì)隨著元素原子序數(shù)的遞增而呈周期性變更。實質(zhì)元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈現(xiàn)周期性變更核外電子排布最外層電子數(shù)由1遞增至8(若K層為最外層則由1遞增至2)而呈現(xiàn)周期性變更。原子半徑原子半徑由大到小(稀有氣體元素除外)呈周期性變更。原子半徑由電子層數(shù)和核電荷數(shù)多少確定，它是反映結(jié)構(gòu)的一個參考數(shù)據(jù)。主要化合價最高正價由+1遞變到+7，從中部起先（IVA族）有負價，從-4遞變至-1。(稀有氣體元素化合價為零)，呈周期性變更。元素主要化合價由元素原子的最外層電子數(shù)確定，一般存在下列關系：最高正價數(shù)＝最外層電子數(shù)，非金屬元素的負價=8-最外層電子數(shù)。元素與化合物的性質(zhì)金屬性漸漸減