2025年高中化学学业水平考试知识点归纳总结（复习必背）

2025化学合格考复习资料班级：姓名：学号：

目录TOC\o"1-2"\h\u专题一物质的量 专题一物质的量考点一物质的量摩尔质量1．物质的量、摩尔、阿伏加德罗常数(1)基本概念间的关系(2)物质的量的表示方法(3)物质的量与微粒个数、阿伏加德罗常数之间的关系为：n＝eq\f(N,NA)。①摩尔后面应为确切的微粒名称；如1mol氢和1mol大米皆为错误说法。②6.02×1023是个纯数值没有任何物理意义，而阿伏加德罗常数(NA)是指1mol任何微粒所含的粒子数，它与0.012kg12C所含的碳原子数相同，数值约为6.02×1023。物质中某指定粒子数目的计算技巧(1)明确整体与部分的关系：谁是整体，谁是部分。(2)原子(电子)的物质的量＝分子(或特定组合)的物质的量×1个分子(或特定组合)中所含这种原子(电子)的个数。2．摩尔质量(1)基本概念(2)物质的量、质量、摩尔质量之间的关系n＝eq\f(m,M)或m＝n·M或M＝eq\f(m,n)。相对原子(或分子)质量与摩尔质量不是同一个物理量，单位不同，只是在数值上相等。考点二气体摩尔体积阿伏加德罗定律1．气体摩尔体积(Vm)2．气体摩尔体积、物质的量和气体体积之间的关系n＝eq\f(V,Vm)或V＝n·Vm或Vm＝eq\f(V,n)。考点三物质的量浓度及其相关计算1．物质的量浓度(cB)(1)概念：表示单位体积的溶液里所含溶质B的物质的量。(2)表达式：cB＝eq\f(nB,V)；单位：mol·L－1或mol/L。①溶质的浓度和离子的浓度不一定相同，要注意根据化学式具体分析计算。例如：1mol·L－1CaCl2溶液中Cl－的物质的量浓度不是1mol·L－1。②溶液体积的单位是L，根据密度计算溶液体积的单位一般是mL，要注意单位换算。(2)溶液中溶质的质量分数与物质的量浓度的换算计算公式：c＝eq\f(1000ρw,M)(c为溶质的物质的量浓度，单位mol·L－1，ρ为溶液密度，单位g·cm－3，w为溶质的质量分数，M为溶质的摩尔质量，单位g·mol－1)。考点四一定物质的量浓度溶液的配制及误差分析1．主要仪器(1)托盘天平：称量前先调零，称量时药品放在左盘，砝码放在右盘，读数精确到0.1g。提醒：熟知常见量器的精确度：量筒精确到0.1mL，滴定管精确到0.01mL，pH试纸精确到整数值。(2)容量瓶①构造及用途eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(结构：细颈、梨形、平底玻璃容器，带磨口玻璃塞；,标志：温度、容积和刻度线；,规格：100mL、250mL、500mL、1000mL等；,用途：配制一定体积一定物质的量浓度的溶液。))②查漏操作容量瓶使用前一定要检查是否漏水。操作方法：向容量瓶中加入适量水，盖上瓶塞、倒立，观察是否漏水，若不漏水，然后将容量瓶正立过来，旋转玻璃塞180°、倒立，再观察是否漏水。2．配制过程示意图3．以配制480mL1mol·L－1NaOH溶液为例，所需容量瓶的规格：500mL。(1)计算(填写计算过程与结果)：m(NaOH)＝1mol·L－1×0.5L×40g·mol－1＝20.0g。(2)称量：根据计算结果，称量固体质量。(3)溶解：将称量好的固体放入烧杯中，加适量蒸馏水溶解，并用玻璃棒搅拌；溶解过程中玻璃棒的作用为搅拌，加速溶解。(4)转移(移液)：①移液前需要将溶液冷却至室温。②移液中玻璃棒的作用为引流。(5)洗涤：用适量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2～3次，洗涤液注入容量瓶中，并振荡容量瓶，使溶液混合均匀。(6)定容：①将蒸馏水注入容量瓶，在液面离容量瓶颈刻度线下1～2cm时，改用胶头滴管滴加蒸馏水。②定容时要平视刻度线，至凹液面最低处与刻度线相切。(7)摇匀：盖好瓶塞，上下反复颠倒，摇匀。(8)装瓶封存配制NaOH或NaCO3溶液时，必须用小烧杯快速称量NaOH或NaCO3固体，不能将NaOH或NaCO3直接放在纸上，因NaOH或NaCO3固体易潮解等。4．误差分析(以配制一定物质的量浓度的NaOH溶液为例)能引起误差的一些操作因变量c/(mol·L－1)MV偏低砝码与物品颠倒(使用游码)减小－称量时间过长减小－用滤纸称NaOH减小－向容量瓶注液时少量溅出减小－未洗涤烧杯和玻璃棒减小－定容时，水多用滴管吸出减小－定容摇匀后液面下降再加水－增大定容时仰视刻度线－增大砝码沾有其他物质或已生锈增大－偏高未冷却至室温就注入容量瓶定容－减小定容时俯视刻度线－减小称量前小烧杯内有水－－不变定容后经振荡、摇匀，静置液面下降－－

专题二物质的分类胶体考点一物质的组成与分类1．元素、物质及微粒间的关系(1)宏观上物质是由元素组成的，微观上物质是由分子、原子或离子构成的。(2)元素：具有相同核电荷数的一类原子的总称。(3)元素与物质的关系元素eq\o(――→,\s\up7(组成))eq\b\lc\{(\a\vs4\al\co1(单质：只由一种元素组成的纯净物。,化合物：由多种元素组成的纯净物。))(4)元素在物质中的存在形态①游离态：元素以单质形式存在的状态。②化合态：元素以化合物形式存在的状态。由同种元素组成的物质不一定是纯净物，如O2和O3。树状分类法－－按不同层次对物质进行逐级分类，各层之间属于包含关系。2．同素异形体(1)同种元素组成的性质不同的单质叫同素异形体。同素异形体的形成有两种方式：①原子个数不同，如O2和O3；②原子排列方式不同，如金刚石和石墨。(2)同素异形体之间的性质差异主要体现在物理性质上，同素异形体之间的转化属于化学变化，但不是氧化还原反应。3．氧化物的分类①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(如Mn2O7为酸性氧化物、Al2O3为两性氧化物、Na2O2为过氧化物)。②酸性氧化物不一定是非金属氧化物(如Mn2O7)；非金属氧化物也不一定是酸性氧化物(如CO、NO)。考点二分散系胶体1．分散系(1)概念：把一种(或几种)物质(分散质)分散在另一种物质(分散剂)中所得到的体系。(2)分类按照分散质粒子的大小进行分类。2．常见的胶体：云、烟、雾、河水、血液、豆浆、墨水、蛋白质溶液、淀粉溶液、Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体等。3．胶体的性质及应用(1)丁达尔效应：当可见光束通过胶体时，可以在侧面看到一条光亮的通路。用途：a．可用于鉴别溶液和胶体。b．证明胶体是否制备成功。(物理方法)(2)吸附性：胶体分散质微粒细小，具有巨大的比表面积(单位质量具有的表面积)，具有较强吸附性。如Fe(OH)3胶粒可吸附Fe3+；Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体可用于吸附水中的悬浮物，达到净水的目的。(3)电泳：在外加电场的作用下，胶体微粒在分散剂中做定向移动的现象。①电泳现象表明胶粒带电；②同种胶体的胶粒带相同的电荷，胶粒间彼此接近时，会产生排斥力，这是胶体稳定的主要而直接的原因。应用：工厂静电除尘、电泳电镀等。部分胶体的胶粒带电，有的胶体胶粒不带电，例如淀粉胶体的胶粒不带电，但是胶体不带电。(4)聚沉：胶体颗粒在适当的条件下互相结合成直径大于100nm的颗粒而沉积下来的过程，叫胶体的聚沉，胶体聚沉的方法：①加入电解质溶液；②加入胶粒带相反电荷的胶体；③加热或搅拌。应用：卤水点豆腐、三角洲形成、墨水不混用、氯化铁止血等。(5)渗析：可用半透膜分离胶体和溶液。胶体粒子不能透过半透膜，溶液中的溶质粒子或水分子能透过半透膜。用途：提纯胶体、血液透析等。4．Fe(OH)3胶体的制备(1)操作：将烧杯中的蒸馏水加热至沸腾，向沸水中逐滴加入5～6滴FeCl3饱和溶液。继续煮沸至液体呈红褐色，停止加热，即可制得Fe(OH)3胶体。(2)化学方程式：FeCl3＋3H2OFe(OH)3(胶体)＋3HCl。(3)判断制备成功的方法：用丁达尔现象进行判断。(4)注意事项①只能用蒸馏水，不能用自来水，原因是自来水中的离子会导致胶体聚沉。②滴加FeCl3溶液时，需要逐滴滴加，一次性加入FeCl3溶液相当于向刚形成的胶体中加电解质溶液会造成胶体聚沉；③加热煮沸时间不能过长，待呈透明的红褐色后停止加热，加热时间过长或造成会造成制备的Fe(OH)3胶体聚沉。三种分散系的比较分散系溶液胶体浊液分散质粒子单个小分子或离子高分子或多分子集合体巨大数目的分子集合体分散质粒子直径小于1nm1～100nm大于100nm性质外观均一、透明均一不均一、不透明稳定性稳定较稳定不稳定能否透过滤纸能能不能能否透过半透膜能不能不能鉴别无丁达尔效应有丁达尔效应静置分层或沉淀

专题三离子反应考点一电解质及其电离1．电解质和非电解质分类依据：在水溶液或熔融状态下是否能够发生自身电离。常见的强电解质和弱电解质(需要熟练记忆)①常见的强电解质强酸：H2SO4、HCl、HNO3、HClO4、HBr、HI。强碱；NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2。大多数盐：NaNO3、NH4Cl、BaSO4等②常见的弱电解质弱酸：H2CO3、H2SiO3、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2S、HF、HClO、CH3COOH等；弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Fe(OH)3、Mg(OH)2等；水：H2O①单质和混合物既不是电解质也不是非电解质，如Cu、NaCl溶液。②电解质不一定能导电，如固态NaCl、液态HCl等；能导电的物质不一定是电解质，如铁、铝等金属单质。③本身电离出自由移动离子而导电的化合物才是电解质，如CO2、SO2、NH3的水溶液能导电，但它们属于非电解质。④电解质的强弱与电解质溶液导电能力的强弱、溶解性大小没有直接关系。如碳酸钙，其溶解性小，溶液导电性差，但其属于强电解质。2．电解质的电离是指电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成自由移动离子的过程。3．电离方程式的书写(1)强电解质的电离方程式中，用“===”连接，弱电解质(包括弱酸的酸式酸根)的电离方程式中，用“”连接。如Na2SO4：Na2SO4===2Na＋＋SOeq\o\al(2－,4)，HClO：HClOH＋＋ClO－(2)多元弱酸的电离分步书写，多元弱碱的电离一步写完。如：H2CO3：H2CO3H＋＋HCOeq\o\al(－,3)，HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)；Fe(OH)3：Fe(OH)3Fe3＋＋3OH－。(3)酸式盐的电离：多元强酸酸式盐与多元弱酸酸式盐的阴离子电离情况不同。如NaHSO4溶液中：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SOeq\o\al(2－,4)；熔融的NaHSO4：NaHSO4===Na＋＋HSO4－NaHCO3溶液中：NaHCO3===Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)H＋＋COeq\o\al(2－,3)。考点二离子反应离子方程式1．离子反应：(1)有离子参加或离子生成的化学反应。(2)实质：溶液中离子的种类或浓度发生改变。(3)离子反应发生的条件：①发生复分解反应：②发生氧化还原反应：2．离子方程式(1)书写步骤：以CaCO3与盐酸的反应为例。(2)意义：离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示某类型的离子反应，如NaOH溶液和盐酸反应、氢氧化钙溶液和硝酸反应的离子方程式，都可用H＋＋OH－=H2O来表示。书写离子方程式的注意事项①单质、氧化物保留化学式。②浓盐酸、浓硝酸在离子方程式中写离子符号，浓硫酸保留化学式。③多元弱酸的酸式酸根不能拆写成离子形式，如NaHCO3不能拆写成“Na＋＋H＋＋COeq\o\al(2－,3)”。应拆为“Na＋＋HCOeq\o\al(－,3)”④溶液中铵盐与碱的浓溶液反应或加热条件下放出NH3(不加热写NH3·H2O)。⑤离子方程式要遵循质量守恒、电荷守恒，是氧化还原反应的还要遵循得失电子守恒。⑥微溶物处理方式有三种情况考点三离子反应的应用1．离子共存(1)离子共存的本质是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应，则不能大量共存。(2)判断离子大量共存的“3个要点”多种离子能否大量存在于同一溶液中，归纳起来就是一句话“一色、二性、三反应”。一色(溶液颜色)若为无色溶液，有色的离子不能大量存在。MnOeq\o\al(－,4)(紫)、Cu2＋(蓝)、Fe2＋(浅绿)、Fe3＋(黄)二性(酸性和碱性)溶液呈强酸性①OH－、②弱酸根离子(如COeq\o\al(2－,3)、S2－、SOeq\o\al(2－,3)、ClO－、CH3COO－、POeq\o\al(3－,4)等)、③多元弱酸的酸式根(如HSOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、HS－等)等溶液呈强碱性①H＋、②弱碱阳离子(如Cu2＋、Fe3＋、Al3＋、Mg2＋等)、③多元弱酸的酸式根(如HSOeq\o\al(－,3)、HCOeq\o\al(－,3)、HS－等)等三反应复分解反应生成沉淀、气体、弱电解质不能大量存在氧化还原反应氧化性：ClO－、MnOeq\o\al(－,4)、NOeq\o\al(－,3)(H＋)、Fe3＋、Cr2Oeq\o\al(2－,7)还原性：S2－(HS－)、SOeq\o\al(2－,3)(HSOeq\o\al(－,3))、I－、Fe2＋配合反应Fe3＋与SCN－因发生化学反应不能大量共存判断离子共存除以上情况外，在题干中还常存在隐含条件：(1)强酸性溶液或使石蕊试液变红的溶液或室温下pH<7的溶液，均指酸性溶液，即溶液中有大量H＋，则与H＋反应的离子肯定不能大量共存，如OH－、COeq\o\al(2－,3)等。(2)强碱性溶液或使石蕊试液变蓝的溶液或使酚酞变红的溶液或室温下pH>7的溶液，均指碱性溶液，即溶液中有大量OH－，则与OH－反应的离子肯定不能大量共存，如H＋、NHeq\o\al(＋,4)等。2．离子检验(1)常见阳离子的检验

阳离子试剂实验现象(证据)Fe2＋颜色浅绿色NaOH溶液白色沉淀迅速变为灰绿色最后变为红褐色先加KSCN，溶液再加氯水先无明显变化，后变红色Fe3＋颜色黄色NaOH溶液产生红褐色沉淀KSCN溶液溶液呈红色NHeq\o\al(＋,4)NaOH溶液产生使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体。Na＋焰色试验黄色火焰(2)常见阴离子的检验阴离子试剂实验现象(证据)Cl－AgNO3溶液和稀硝酸产生白色沉淀→Cl－I－氯水或H2O2，淀粉溶液溶液变蓝SOeq\o\al(2－,4)稀盐酸和BaCl2溶液先加稀盐酸无明显现象，再加BaCl2溶液产生白色沉淀COeq\o\al(2－,3)CaCl2溶液和稀盐酸先加CaCl2溶液产生白色沉淀，再加稀盐酸沉淀溶解，产生能使澄清石灰水变浑浊的无色无味气体3．粗盐提纯eq\x(粗食盐水)eq\o(―――――→,\s\up7(加过量BaCl2))eq\o(――――――→,\s\up7(加过量Na2CO3))eq\o(―――――→,\s\up11(加过量NaOH),\s\do4(过滤))eq\x(滤液)eq\o(―――――→,\s\up7(加盐酸至中性))eq\o(――――→,\s\up7(蒸发结晶))eq\x(NaCl固体)①滤液应该移至蒸发皿加热蒸发。(坩埚是用于加热固体的仪器)②操作过程从始至终均要使用玻璃棒，目的：加速溶解、引流、防飞溅(防止液体局部受热温度过高，造成液体飞溅)③当加热至蒸发皿中出现较多固体时，即可停止加热，利用蒸发皿的余热将滤液蒸干。

专题四氧化还原反应考点一氧化还原反应的相关概念1．氧化还原反应(1)本质和特征(2)有关概念及其相互关系(3)氧化还原反应与四种基本反应类型间的关系①氧化还原反应概念间的关系：熟记六个字：“升失氧化还原剂；降得还原氧化剂”。②有单质参与或生成的反应不一定属于氧化还原反应，如3O2eq\o(=====,\s\up7(放电))2O3。无单质参加的化合反应不一定是非氧化还原反应，如Na2O2与SO2的反应是氧化还原反应。③某元素由化合态变为游离态时，该元素不一定被还原，因为元素处于化合态时，其化合价可能为正价，也可能为负价。如Cu2＋→Cu时，铜元素被还原，Cl－→Cl2时，氯元素被氧化。2．常见的氧化剂和还原剂(1)常见氧化剂某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。如：(2)常见还原剂活泼的金属单质、非金属离子及低价态化合物、低价金属阳离子、非金属单质及其氢化物等。如：考点二氧化还原反应规律1．强弱律自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂生成弱氧化性产物、强还原剂生成弱还原性产物，即“由强制弱”。在氧化还原反应中，氧化剂的氧化性大于氧化产物的氧化性；还原剂的还原性大于还原产物的还原性。应用：(1)比较物质的氧化性和还原性(2)判断反应能否发生2．先后规律(1)同一种氧化剂与多种还原剂混合，还原性强的还原剂先与氧化剂反应。(2)同一种还原剂与多种氧化剂混合，氧化性强的氧化剂先与还原剂反应。3．守恒规律在氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数(所含元素化合价降低的总价数)等于还原剂失去的电子总数(所含元素化合价升高的总价数)。应用：(1)氧化还原反应方程式配平(2)得失电子守恒在化学计算中的应用4．价态规律。①升降规律。氧化还原反应中，化合价有升必有降，升降总值相等。②价态归中规律。含不同价态的同种元素的物质间发生氧化还原反应时，该元素价态的变化一定遵循“高价+低价中间价”，而不会出现交叉现象。例如H2S与浓硫酸的反应：③歧化反应规律。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应，遵循“中间价高价+低价”。如Cl2与NaOH溶液反应的化学方程式为。

考点三物质氧化性、还原性强弱的判断(1)根据氧化还原反应方程式判断氧化剂＋还原剂→还原产物＋氧化产物氧化性：氧化剂＞氧化产物还原性：还原剂＞还原产物(2)根据物质金属活动性顺序根据金属活动性顺序根据非金属活动性顺序(3)根据浓度和酸、碱性判断物质的氧化性、还原性强弱如氧化性：浓硫酸＞稀硫酸，浓硝酸＞稀硝酸。②酸性环境下，KMnO4和K2CrO7氧化性较强。①根据化合价的高低可判断物质是否具有氧化性或还原性，但不能判断氧化性或还原性的强弱。元素处于最高价态时只有氧化性，但不一定有强氧化性，如Na＋、SOeq\o\al(2－,4)；同理，元素处于最低价态时也不一定具有强还原性。②H2O2中氧元素尽管处于中间价态，但H2O2主要表现为氧化性，其还原产物是H2O，故H2O2又被称为绿色氧化剂。考点四氧化还原反应的应用1．实现物质转化－冶炼金属(1)金属的冶炼方法①金属冶炼的本质：金属阳离子得电子被还原生成金属单质，Mn＋＋ne－===M。②金属冶炼方法工业炼铁C+O2CO2CO2+C2CO3CO+Fe2O32Fe+3CO22．实现物质转化－制备非金属(1)实验室制备氯气①原理：二氧化锰与浓盐酸反应MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+2H2OMnO2+4H++2Cl－Mn2++Cl2↑+2H2O②装置与制备过程4HCl(浓)＋MnO2MnCl2＋Cl2↑＋2H2O中，氧化剂是MnO2，氧化产物是Cl2，还原剂是HCl，还原产物是MnCl2；生成1molCl2时转移电子的物质的量为2mol，被氧化的HCl的物质的量是2mol。发生装置特点：固体(液体)＋液体气体除杂试剂：先通过饱和食盐水除去HCl，再通过浓硫酸除去水蒸气收集方法：用向上排空气法收集装置或排饱和食盐水法验满方法：①湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝(原理是Cl2＋2KI==2KCl＋I2，置换出的I2遇淀粉变蓝)；②湿润的蓝色石蕊试纸(先变红后褪色)尾气处理：盛有NaOH溶液的烧杯补充：制备实验室氯气的其他方法①高锰酸钾与浓盐酸反应：2KMnO4+16HCl(浓)=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O2MnO4－+16H++10Cl－=2Mn2++5Cl2↑+8H2O②氯酸钾与浓盐酸反应：KClO3+6HCl(浓)=KCl+3Cl2↑+3H2OClO3－+6H++5Cl－=3Cl2↑+3H2O4．获得能量(1)获得热能(2)获得电能

专题五元素及其化合物钠及其化合物研究物质性质的基本方法：包括观察法、实验法、分类法、比较法以及模型和假说等方法。1．钠的主要性质(1)钠的物理性质银白色，有金属光泽，ρ(水)>ρ(钠)>ρ(煤油)，熔点低，质地柔软。(2)钠的化学性质①与非金属反应4Na＋O2===2Na2O。2Na＋O2Na2O2。2Na＋Cl22NaCl。②与水反应2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑。2Na+2H2O＝2Na++2OH－+H2↑比与酸反应速率更快。钠与含有酚酞的水反应的现象及解释。③与盐溶液反应eq\x(Na)eq\o(――→,\s\up7(水))eq\x(NaOH)eq\o(――→,\s\up7(盐溶液))eq\x(发生复分解反应)如Na投入CuSO4溶液中.2Na+2H2O＝2NaOH+H2↑CuSO4+2NaOH＝Cu(OH)2↓+Na2SO42Na+2H2O＝2Na++2OH－+H2↑Cu2++2OH－＝Cu(OH)2↓总反应：2Na＋2H2O＋Cu2＋===2Na＋＋Cu(OH)2＋H2↑。①钠的取用方法：用镊子夹取一小块钠，用滤纸吸干表面的煤油，用小刀切取黄豆大小的钠，剩余的钠放回原试剂瓶。②钠失火的处理：沙土盖灭，不能用水或泡沫灭火器灭火。③钠在空气中的变化过程银白色金属钠2．钠的保存及用途(1)保存：密封保存，通常保存在石蜡油或煤油中。(2)用途。①钠、钾合金(液态)可用于原子反应堆的导热剂；②用作电光源，制作高压钠灯。考点二过氧化钠(Na2O2)过氧化物，不是碱性氧化物，阴阳离子个数比：n(O22－)：n(Na＋)=1：2物理性质：淡黄色固体化学性质①与水反应2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑2Na2O2+2H2O═4Na++4OH－+O2↑②与CO2反应2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2①Na2O2与水、CO2反应都是自身的氧化还原反应。1molNa2O2与足量CO2或H2O发生反应时，转移的电子数是NA而不是2NA。用途：供氧剂、漂白剂、强氧化剂。氯及其化合物1．氯气的主要性质物理性质注意事项或应用色、态黄绿色气体判断气体的种类气味强烈刺激性气味密度比空气大用向上排空气法收集氯气毒性有毒有Cl2参与的反应需尾气处理；灭鼠溶解性(25℃)1：2；难溶于饱和食盐水制氯水；用排饱和食盐水法收集氯气特性易液化用钢瓶贮存液氯2．化学性质(1)与金属单质的反应化学方程式反应现象与钠反应2Na＋Cl22NaCl产生大量白色烟与铁反应2Fe＋3Cl22FeCl3产生大量棕褐色烟，溶于水显黄色。与铜反应Cu＋Cl2CuCl2产生大量棕黄色烟，溶于水显蓝绿色。提醒：氯气在加热条件下能与大多数金属化合，生成高价金属氯化物。(2)与非金属单质的反应实验操作：在空气中点燃氢气，然后把导管伸入盛有氯气的集气瓶中。实验现象：氢气在氯气中安静地燃烧，发出苍白色火焰，集气瓶口上方出现白雾。化学方程式：H2＋Cl22HCl。①燃烧是发光发热的剧烈的化学反应，不一定要有氧气参与。如H2＋Cl22HCl等。②若将H2与Cl2混合点燃或强光照射会发生爆炸。(3)氯气与水的反应常温下，氯气的水溶液称为氯水，少量的氯气溶于水，极少量的氯气与水反应。Cl2＋H2O===HCl＋HClO。离子方程式：Cl2＋H2O===H＋＋Cl－＋HClOHClO弱酸不拆Ⅰ．次氯酸的性质①HClO比碳酸酸性弱。②HClO不稳定，见光易分解，2HClO2HCl＋O2↑。新制氯水保存在棕色试剂瓶。③HClO具有强氧化性(其氧化性比Cl2强)，可用于自来水的杀菌消毒，还可以用作漂白剂。Ⅱ．新制氯水的成分与性质(1)新制氯水的成分HClO、H2O是弱电解质，不完全电离。三分子：Cl2、HClO、H2O；四离子：H＋、Cl－、ClO－、OH－。不能用pH试纸测量氯水的pH，原因是氯水中的HClO具有漂白性。(4)氯气与碱的反应①与氢氧化钠溶液反应－－制取“84”消毒液、漂白液制取反应的化学方程式：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O。Cl2＋2OH－===ClO－＋Cl－＋H2O“84”消毒液的有效成分是NaClO。它与洁厕灵(主要成分为盐酸)混合会立即产生氯气ClO－＋Cl－＋2H＋===Cl2↑＋H2O。②与石灰乳反应－－制取漂白粉2Ca(OH)2＋2Cl2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。漂白粉的主要成分是CaCl2、Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2，漂粉精的主要成分是Ca(ClO)2。漂白原理：利用复分解反应原理，漂白粉中的Ca(ClO)2与酸(如盐酸或碳酸等)反应生成具有漂白性的次氯酸。Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO失效原理：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO；2HClO2HCl＋O2↑。保存：密封、避光保存，并置于阴凉干燥处。①用次氯酸盐而不用氯水作漂白剂是因为便于保存且使用时生成的次氯酸浓度比氯水中的大。②工业制取漂白粉时，用石灰乳而不用澄清石灰水是因为Ca(OH)2在水中溶解度小，用石灰乳可以更好的(吸收Cl2)制取漂白粉。微项目：探秘膨松剂两种重要的钠盐：碳酸钠与碳酸氢钠1．物理性质名称碳酸钠碳酸氢钠化学式Na2CO3NaHCO3俗名纯碱或苏打小苏打颜色、状态白色粉末细小白色晶体水溶性易溶于水水中易溶，比Na2CO3的溶解度小应用用于纺织、造纸、制玻璃、制皂等用于治疗胃酸过多、发酵、灭火剂等2．化学性质(1)热稳定性：①Na2CO3性质稳定，受热难分解。②NaHCO3性质不稳定，受热易分解，化学方程式为2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O。(2)与酸(足量盐酸)反应：①Na2CO3：Na2CO3＋2HCl===2NaCl＋CO2↑＋H2O。CO32－+2H+＝H2O+CO2↑②NaHCO3：NaHCO3＋HCl===NaCl＋CO2↑＋H2O。HCO3－+H+＝H2O+CO2↑(3)与碱(NaOH溶液)反应：①Na2CO3：与NaOH溶液不反应。②NaHCO3：NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O。HCO3－+OH－＝CO32－+H2O(4)相互转化：①Na2CO3―→NaHCO3向Na2CO3溶液中通入CO2，Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3。CO32－+CO2+H2O＝2HCO3－②NaHCO3―→Na2CO3NaHCO3固体加热分解转化成Na2CO3。因NaHCO3的溶解度较小，将CO2通入到饱和Na2CO3溶液时，开始无明显现象，后有沉淀析出。3．碳酸钠和碳酸氢钠的鉴别和除杂(1)鉴别①固体的鉴别用加热法：产生使澄清石灰水变浑浊的气体的是NaHCO3固体。②溶液的鉴别可用沉淀法、气体法和测pH法。a．沉淀法：加入BaCl2溶液或CaCl2溶液，产生沉淀的是Na2CO3溶液。b．气体法：滴入稀盐酸，立即产生气泡的是NaHCO3溶液。c．测pH法：常温下用pH试纸测相同浓度的稀溶液，pH大的是Na2CO3溶液。(2)除杂混合物(括号内为杂质)除杂方法Na2CO3(s)(NaHCO3)加热法NaHCO3(aq)(Na2CO3)通入足量CO2Na2CO3(aq)(NaHCO3)滴加适量NaOH溶液4．侯氏制碱法(又称联合制碱法)(1)制备原料食盐、氨、二氧化碳，其中的氨和二氧化碳来自合成氨厂，后者是用水煤气制取氢气时的废气，其反应为C＋H2O(g)CO＋H2，CO＋H2O(g)CO2＋H2。(2)反应原理①产生NaHCO3的反应：NH3＋NaCl＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl。NH3＋Na+＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4+。②产生Na2CO3的反应：2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑。补充：碳及其氧化物的性质多种多样的碳单质(1)同素异形体：由同一种元素组成的性质不同的几种单质，互称同素异形体。(2)碳的三种常见同素异形体：碳的同素异形体的物理性质及用途(用短线连接)。(1)碳单质的结构不同导致物理性质不同，但化学性质相似。(2)同素异形体之间的转化为化学变化，但不是氧化还原反应。铁的多样性考点一铁及其重要化合物的性质铁元素在自然界中的含量：铁元素在地壳中的含量处于第四位，仅次于氧、硅和铝元素。1．铁的性质(1)物理性质银白色固体，良好导电、导热性、延展性。(2)化学性质铁单质性质活泼，有较强的还原性，主要化合价为＋2价和＋3价。①与非金属单质的反应：a．与O2的反应：常温：铁被腐蚀生成铁锈，其主要成分为Fe2O3。点燃：3Fe＋2O2Fe3O4。b．与Cl2的反应：2Fe＋3Cl22FeCl3。c．与S的反应：Fe＋SFeS。②与水的反应：铁和冷水或热水不反应。在高温条件下与水蒸气反应：3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2。③与酸的反应：a．与非氧化性酸反应：Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。b．与氧化性酸反应：遇冷的浓硫酸或浓硝酸钝化，与稀硝酸或在加热条件下与浓硫酸、浓硝酸反应，但无H2产生。④铝热反应2Al＋Fe2O3Al2O3＋2FeⅠ．铝热反应：铝与某些难熔金属氧化物在高温条件下发生的置换反应称为铝热反应。Ⅱ．应用：该反应常用于焊接钢轨、冶炼难熔金属V和Co等。⑤与某些盐溶液的反应：CuSO4：Fe＋Cu2＋===Fe2＋＋Cu。FeCl3：Fe＋2Fe3＋===3Fe2＋。2．铁的化合物(1)铁的氧化物①物理性质氧化亚铁(FeO)氧化铁(Fe2O3)四氧化三铁(Fe3O4)用途黑色粉末红棕色粉末，俗称铁红。黑色晶体，俗称磁性氧化铁。②化学性质FeO、Fe2O3、Fe3O4分别与盐酸反应的离子方程式为FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O，Fe2O3＋6H＋===2Fe3＋＋3H2O，Fe3O4＋8H＋===2Fe3＋＋Fe2＋＋4H2O。(2)铁的氢氧化物①物理性质Fe(OH)2，白色固体，难溶于水。Fe(OH)3，红褐色固体，难溶于水。②化学性质a．稳定性Fe(OH)2：不稳定，分解产物复杂；易被O2氧化成Fe(OH)3，4Fe(OH)2＋O2＋2H2O==4Fe(OH)3，现象为白色固体变成灰绿色，最终变为红褐色。Fe(OH)3：不稳定，受热易分解，2Fe(OH)3Fe2O3＋3H2O。b．碱性①制取Fe(OH)2时，所用溶液要煮沸除氧气，要将吸有NaOH溶液的胶头滴管插到液面以下，或在液面上覆盖一层苯或煤油(不能用CCl4)，以防止空气与Fe(OH)2接触发生反应。考点二Fe2＋和Fe3＋的性质及其检验方法1.用离子方程式表示其转化关系：①2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－；②3Fe2＋＋4H＋＋NOeq\o\al(－,3)===3Fe3＋＋2H2O＋NO↑；③2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋；④Cu＋2Fe3＋===Cu2＋＋2Fe2＋。2．Fe2＋、Fe3＋的检验方法

阳离子性质试剂实验现象(证据)Fe2＋氧化性(与Zn)颜色浅绿色与NaOH反应方程式NaOH溶液白色沉淀迅速变为灰绿色最后变为红褐色还原性(与Cl2)先加KSCN，溶液再加氯水先无明显变化，后变红色Fe3＋氧化性(与Cu、Fe)颜色黄色与NaOH反应方程式NaOH溶液产生红褐色沉淀KSCN溶液溶液呈红色3．铁盐、亚铁盐溶液的保存。含Fe2＋的溶液：加入少量铁粉(或铁钉、铁屑)，防止Fe2＋被氧化；加入少量相应的酸，防止Fe2＋水解[Fe(NO3)2例外]。考点二氢氧化亚铁的制备实验操作：将吸有NaOH溶液的胶头滴管插入新制备的硫酸亚铁溶液的液面以下，缓慢挤出NaOH溶液。注意事项：防止Fe2＋和Fe(OH)2被氧化是本实验成功的关键，具体措施如下：(1)采用新制备的硫酸亚铁溶液。如果溶液中还含有Fe3＋，可向溶液中加入光亮的细铁丝或铁粉，再加入几滴稀硫酸，这样可使Fe3＋转化为Fe2＋。(2)配制FeSO4、NaOH溶液时，将蒸馏水煮沸即可除去溶解的O2。(3)在配制氢氧化钠溶液时，不要摇动容器，以减少空气的溶入，也可将氢氧化钠溶液加热煮沸。(4)胶头滴管中最好吸满氢氧化钠溶液，滴管尖端应伸入硫酸亚铁溶液的液面以下。(5)可以用苯、植物油等物质进行液封，苯(或煤油)覆盖在FeSO4溶液的上层用于隔绝下层液体与空气的接触，防止生成的Fe(OH)2被O2氧化。硫的转化考点一硫及其氧化物的性质及应用1．自然界中硫元素的存在2．硫的性质(1)物理性质淡黄色固体，不溶于水、微溶于酒精、易溶于CS2，很脆、易研成粉末，不高(2)化学性质氧化性Fe＋SFeS2Cu＋SCu2S还原性S＋O2SO23．二氧化硫(1)物理性质无色有刺激性气味，有毒，密度比空气大，易溶于水的气体(2)化学性质①酸性氧化物的通性SO2＋H2O===H2SO3SO2＋2NaOH===Na2SO3＋H2OSO2＋NaOH===NaHSO3SO2＋CaO===CaSO3将SO2通入澄清石灰水中溶液先变浑浊后变澄清SO2＋Ca(OH)2===CaSO3↓＋H2OSO2＋CaSO3＋H2O===Ca(HSO3)2②氧化性SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O③还原性2SO2＋O22SO3Br2＋SO2＋2H2O===2HBr＋H2SO4使酸性高锰酸钾溶液、溴水褪色SO2与酸性KMnO4(H+)溶液反应5SO2+2MnO4－+2H2O＝5SO42－+2Mn2++4H+④漂白性使品红溶液褪色(3)SO2的用途漂白剂、防腐剂、抗氧化剂、食品添加剂。考点二浓硫酸的性质及硫酸根离子的检验1．硫酸的物理性质H2SO4是无色黏稠油状液体，能与水以任意比互溶，溶解时可放出大量的热。浓H2SO4稀释的方法：将浓H2SO4沿烧杯内壁缓缓倒入水中并用玻璃棒不断搅拌。2．稀硫酸的化学性质硫酸是强电解质，在水溶液中发生电离的化学方程式为H2SO4===2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)，具有酸的通性。(1)活泼金属：Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑；(2)碱性氧化物：MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O；(3)碱：Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SOeq\o\al(2－,4)===BaSO4↓＋2H2O；(4)盐溶液Na2SOeq\o\al(2－,3)：SOeq\o\al(2－,3)＋2H＋===H2O＋SO2↑；BaCl2：Ba2＋＋SOeq\o\al(2－,4)===BaSO4↓。3．浓H2SO4的特性实验实验现象硫酸的特性少量胆矾加入浓硫酸中蓝色固体变白吸水性用玻璃棒蘸取浓硫酸滴在滤纸上沾有浓H2SO4的滤纸变黑脱水性将铜片加入盛有浓硫酸的试管中加热铜片逐渐溶解，产生无色刺激性气味的气体强氧化性(1)分别写出浓硫酸与Cu、C反应的化学方程式：Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O、C＋2H2SO4(浓)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O。4．SOeq\o\al(2－,4)的检验检验SOeq\o\al(2－,4)的正确操作方法：待测液eq\o(―――――――→,\s\up7(加足量盐酸酸化))无明显现象eq\o(―――――――→,\s\up7(滴加BaCl2溶液))若有白色沉淀则证明有SOeq\o\al(2－,4)。氮的循环考点一氮气及氮的氧化物的性质1．氮元素在自然界中的存在2．氮气(1)氮气的性质写出有关反应的化学方程式：①N2＋O2eq\o(=====,\s\up7(放电))2NO②N2＋3H22NH3(工业合成氨原理)③N2＋3MgMg3N2(2)氮的固定3．氮的氧化物(1)氮有多种价态的氧化物，如N2O、NO、NO2、N2O4、N2O3、N2O5等，其中属于酸性氧化物的是N2O3、N2O5。(2)NO和NO2的比较NONO2颜色无色无味红棕色刺激性气味毒性有毒有毒溶解性不溶于水易溶于水收集方法只能用排水法收集只能用向上排空气法收集与O2反应2NO＋O2===2NO2与H2O3NO2＋H2O===2HNO3＋NO反应对人体、环境的影响(1)与血红蛋白结合，使人中毒(2)转化成NO2形成酸雨、光化学烟雾形成酸雨、光化学烟雾考点二氨、铵盐1．氨(1)物理性质：无色刺激性气味的气体，密度比空气小，易液化，极易溶于水(1∶700)。(2)化学性质①与水反应：NH3＋H2ONH3·H2O，NH3·H2ONHeq\o\al(＋,4)＋OH－氨水，呈弱碱性。②与酸反应应用：用于NH3与挥发性酸的互相检验。③还原性与氧气反应：4NH3＋5O2eq\o(=====,\s\up11(催化剂),\s\do4(△))4NO＋6H2O。(3)实验室制法：Ca(OH)2＋2NH4ClCaCl2＋2NH3↑＋2H2O①制取氨气时，不能用氢氧化钠代替熟石灰。因为氢氧化钠在加热条件下易腐蚀试管。②由于氨气的密度比空气小，因此收集氨气时，导管口应插入试管的底部。③棉花团的作用是防止氨气与空气形成对流。④干燥NH3不能用P2O5、浓硫酸等酸性干燥剂，也不能用CaCl2干燥。⑤常采用下列装置和措施(CCl4是一种溶剂，密度比水大，不溶于水，不溶解NH3)。快速制法：1、加热浓氨水法2、浓氨水加入CaO或碱石灰(4)用途：化工原料，用于制硝酸、铵盐、纯碱、尿素，用作制冷剂。2．铵盐(1)物理性质：都是无色或白色晶体，易溶于水。(2)化学性质①不稳定性a．NH4Cl受热分解：NH4ClNH3↑＋HCl↑。b．NH4HCO3受热分解：NH4HCO3NH3↑＋CO2↑＋H2O。②与碱反应铵盐与碱溶液反应的离子方程式a．在稀溶液中不加热：NHeq\o\al(＋,4)＋OH－===NH3·H2O。b．加热时或浓溶液：NHeq\o\al(＋,4)＋OH－NH3↑＋H2O。(3)NHeq\o\al(＋,4)的检验：考点三硝酸1．物理性质硝酸是无色易挥发的液体，有刺激性气味。质量分数为95%以上的浓硝酸又称为“发烟硝酸”。2．化学性质(1)不稳定性4HNO32H2O＋4NO2↑＋O2↑。①市售浓硝酸呈黄色的原因是：硝酸分解生成的NO2溶解在硝酸里。通入空气可以消除黄色。②硝酸要保存在棕色试剂瓶中，置于冷暗处，不能用橡胶塞。(2)强氧化性①与金属反应稀硝酸与铜反应：3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O；3Cu+8H++2NO3－=3Cu2++2NO↑+4H2O浓硝酸与铜反应：Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O。Cu+4H++2NO3－=Cu2++2NO2↑+2H2O②与非金属反应C＋4HNO3(浓)CO2↑＋4NO2↑＋2H2O；③与还原性化合物反应硝酸可氧化H2S、SO2、Na2SO3、HI、Fe2＋等还原性物质。3．工业制硝酸原理如下：N2eq\o(――→,\s\up7(H2))NH3eq\o(――→,\s\up7(O2))NOeq\o(――→,\s\up7(O2))NO2eq\o(――→,\s\up7(H2O))HNO3N2＋3H22NH34NH3＋5O2eq\o(=====,\s\up11(催化剂),\s\do4(△))4NO＋6H2O2NO＋O2===2NO23NO2＋H2O===2HNO3＋NO①浓、稀硝酸均具有强氧化性，浓度越大，氧化性越强，其还原产物的价态越高。③常温下，铁、铝遇浓硝酸能发生“钝化”，故常温下，浓硝酸可用铁桶盛放。

专题六物质结构元素周期律一、原子核核素注意：电性关系：①中性原子：核电荷数=质子数=核外电子数②离子：核电荷数=质子数≠核外电子数2.质量数：质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)注：(1)质量数是针对“原子”而言，而非“元素”(2)质量数近似等于该原子的相对原子质量3.原子的表示方法：AZX意义：表示一个质量数为A、质子数为Z的原子。例1：(1)2311Na表示的含义表示一个质量数为23、质子数为11的钠原子(2)2311Na+表示的含义表示一个质量数为23、质子数为11的钠离子4.元素、核素、同位素(1)元素：质子数(Z)相同的同一类原子的总称。(2)核素：质子数(Z)和中子数(N)均确定的一种原子就叫一种核素。(3)同位素：质子数(Z)相同但中子数(N)不同的核素互为同位素。例、各种元素的同位素(1)H：11H21H31H氕氘氚D、T制氢弹原料氢重氢超重氢D2O重水T2O超重水HDT(2)O：168O、178O、188O(3)U：23492U、23592U、23892U(23592U制造原子弹原料和核反应堆原料)(4)C：126C、136C、146C(5)Cl：3517Cl、3717Cl(6)F：199F二、核外电子排布1.电子层的划分电子层1234n电子层符号KLMN……离核距离近远电子的能量低高最多能容纳的电子数2818322n22.核外电子排布规律：(1)各层最多容纳的电子数为2n2个；(2)最外层电子数不超过8个(若K层为最外层则不超过2个)；(3)次外层电子数不超过18个，倒数第三层不超过32个。(4)能量最低原理：电子优先占据最低电子层，再逐渐排满能量升高的层。(如先K满，再L满，再M)以上4条相互联系、相互制约，不可孤立对待。例：画出1－18号元素的原子结构示意图(熟练掌握)第2节元素周期表结构一.编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。(周期序数＝原子的电子层数)③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。二.元素周期表的结构：周期序数=电子层数7个横行，七个周期(1、2、3短周期；4、5、6、7长周期)主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数18个纵行，16个族(7个主族；7个副族；一个零族；一个Ⅷ族(8、9、10三个纵行))第3节元素周期律的应用一、元素周期律：元素的性质(核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性)随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律，这一规律叫做元素周期律。总结：元素周期律：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性的变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。二、同周期元素性质递变规律第三周期元素11Na12Mg13Al14Si15P16S17Cl18Ar(1)电子排布电子层数相同，最外层电子数依次增加(2)原子半径从左到右原子半径依次减小－(3)主要化合价＋1＋2＋3＋4－4＋5－3＋6－2＋7－1－(4)金属性、非金属性从左到右金属性减弱，非金属性增加－(5)单质与水或酸置换难易冷水剧烈热水与酸快与酸反应慢－－－(6)氢化物的化学式－－SiH4PH3H2SHCl－(7)与H2化合的难易－－从左到右由难到易－(8)氢化物的稳定性－－从左到右稳定性增强－(9)最高价氧化物的化学式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7－最高价氧化物对应水化物(10)化学式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4－(11)酸碱性强碱中强碱两性氢氧化物弱酸中强酸强酸最强酸－(12)变化规律从左到右碱性减弱，酸性增强－第ⅠA族碱金属元素：LiNaKRbCsFr(Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方)第ⅦA族卤族元素：FClBrIAt(F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方)★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：①元素的金属性：指元素原子失电子能力的大小。②元素的非金属性：指元素原子得电子能力的大小。金属性强弱的判断依据①单质与水或酸反应生成氢气越容易，金属性越强②最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强，金属性越强。③相互置换反应，金属性强的金属置换金属性弱的金属(强制弱)Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu④金属阳离子的氧化性越弱，对应金属的金属性越强氧化性：Na+<Mg2+;金属性：Na>Mg非金属性强弱的判断依据①单质与H2化合反应的难易程度，反应越容易，非金属性越强；②单质与H2化合反应生成的氢化物的稳定性，越稳定，非金属性越强；③最高价氧化物的水化物(含氧酸)酸性强(弱)，酸性越强，非金属性越强；④相互置换反应，非金属性强的置换非金属性弱的非金属(强制弱)2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2⑤非金属阴离子的还原性越弱，非金属性越强。还原性：S2－>Cl－非金属性：S<Cl(Ⅰ)同周期比较：金属性：Na＞Mg＞Al与酸或水反应：从易→难碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3离子的氧化性：Na+<Mg2+<Al3+非金属性：Si＜P＜S＜Cl单质与氢气反应：从难→易氢化物稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl酸性(含氧酸)：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4离子的还原性：S2－>Cl－P3－(少见，一般不考虑)(Ⅱ)同主族比较：金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs(碱金属元素)还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs离子的氧化性：Li＋＞Na＋＞K＋＞Rb＋＞Cs＋与酸或水反应：从难→易碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH非金属性：F＞Cl＞Br＞I(卤族元素)氧化性(得电子能力)：F2＞Cl2＞Br2＞I2离子的还原性：I－＞Br－＞Cl－＞F－单质与氢气反应：从易→难氢化物稳定：HF＞HCl＞HBr＞HI微粒(单核)半径大小比较：(1)当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。r(Cl)＞r(F)、r(O2－)＞r(S2－)、r(Na)＞r(Na+)(2)当电子层数相同时，①同一周期的原子，核电荷数(质子数)越大，原子半径越小r(Na)＞r(Cl)r(O)＞r(F)②同种非金属元素的原子半径小于其阴离子半径r(Cl)<r(Cl－)(3)当核外电子排布完全相同时，核电荷数(质子数)越大，半径越小如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na+)r(S2－)＞r(Cl－)三、同周期、同主族金属性、非金属性的变化规律是：1.周期表中金属性、非金属性之间没有严格的界线。在分界线附近的元素具有金属性又具有非金属性。2.金属性最强的在周期表的左下角是，Cs；非金属性最强的在周期表的右上角，是Ｆ。3.元素化合价与元素在周期表中位置的关系。①元素的最高正价等于主族序数。特：F无正价，非金属除H外不能形成简单离子。②主族元素的最高正价数与最低负价的绝对值之和等于8.四、元素周期表和元素周期律应用(1)预测新元素及性质“位，构，性”三者之间的关系a.原子结构决定元素在元素周期表中的位置；b.原子结构决定元素的化学性质；c.以位置推测原子结构和元素性质(2)启发在一定区域寻找新物质①在周期表中的左上角附近(F、Cl、S、P)探索研制农药的材料。②半导体材料：在金属与非金属的分界线附近的元素中寻找。③在过渡元素中寻找优良的催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

专题七化学能与热能、电能考点一化学键与物质变化1、化学键(定义)：相邻原子间的强相互作用。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、离子键和共价键离子键：阴阳离子通过静电作用形成的化学键。①成键微粒：阴、阳离子②成键作用：静电作用(静电吸引、静电排斥)③形成条件：A．活泼金属元素(IA、IIA族)与活泼非金属元素(VIIA、VIA族)之间易形成离子键。B．等原子团也能与活泼的金属或非金属元素形成离子键。共价键：原子间通过共用电子形成的化学键。①成键微粒：原子②成键实质：共用电子③形成条件：非金属元素原子之间(如HCl；根离子中各原子之间(中存在共价键)不活泼金属元素与非金属元素原子间(如AlCl3)3、离子化合物和共价化合物离子化合物：含有离子键的化合物。除AlCl3共价化合物：只含有共价键的化合物。考点二化学键与化学反应中的能量变化1．化学反应中能量变化的实质(1)从化学键的角度分析若E1＞E2，反应吸收能量；若E1＜E2，反应释放能量。(2)从反应物和生成物所具有能量的角度分析若反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，则反应释放能量(如图1)；若反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，则反应吸收能量(如图2)。2．化学键与能量变化在化学反应过程中，破坏旧化学键时，需要吸收一定的能量来克服原子(或离子)间的相互作用；形成新化学键时又要释放一定的能量。因此在化学反应中，不仅有新物质生成，而且伴随着能量变化。3．放热反应与吸热反应常见放热反应：①燃烧②金属与酸或水的置换反应③酸碱中和④铝热反应⑤大多数化合反应，特例C+CO2==CO常见吸热反应：①铵盐与碱的反应Ba(OH)2·8H2O[或Ca(OH)2]与NH4Cl反应②大多数分解反应③以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应，如C与H2O(g)反应，C与CO2反应④柠檬酸和碳酸氢钠反应考点三原电池1、定义：原电池是将化学能装化为电能的装置。2、铜锌稀硫酸原电池的工作原理电极材料电极名称电极反应式反应类型得失电子电子流动方向电流方向Zn负极Zn－2e－=Zn2+氧化反应失电子Zn→外电路→CuCu→外电路→ZnCu正极2H++2e－=H2还原反应得电子3、构成原电池的(一般)条件：(1)自发的氧化还原反应(2)能导电的固体电极材料［可以是两种活性不同的金属，也可以是金属和非金属(石墨)］(3)电解质溶液(4)形成闭合回路4、原电池正负极的一般判定方法(1)根据原电池中反应类型：正极：得电子，发生还原反应。负极：失电子，发生氧化反应。(2)根据电流方向或电子流向：电子由原电池的负极极经外电路流向正极极。外电路中电流则由正极极流向负极极。(3)根据内电路离子迁移方向：阳离子流向正极。阴离子流向负极。(4)依据原电池电极材料：较活泼金属作负极(K、Ca、Na除外，因为太活泼)；不活泼金属作正极。(5)依据电极现象：正极：电极增重、变粗、金属的析出或气体的放出。负极：电极本身的消耗、溶解、变细、质量减小。5、原电池原理的应用(1)加快氧化还原反应的速率加快锌和稀硫酸制H2的反应速率的方法①用粗锌(含铜)②可滴入少量CuSO4溶液(2)用来比较金属的活动性强弱原电池中，金属的活动性：负极材料>正极材料(3)活泼金属防腐蚀专题八化学反应的速率与限度一、化学反应的快慢1、化学反应速率(υ)(1)概念：单位时间内反应物或生成物浓度的变化。(2)表达式：(3)单位：mol·L－1·min－1或mol·L－1·s－1。注意：①化学反应速率均为正值，指平均速率②。应指明具体物质，如v(B)③固体和纯液体物质不用来表示化学反应速率④对于同一化学反应，用不同物质表示的化学反应速率时，数值可能不同，但表示的化学反应快慢相同，即意义是相同的。对于aA+bB=cC+dD，各物质化学反应速率之比=化学计量数之比=各物质浓度变化之比=各物质的量变化之比v(A)：v(B)：v(C)：v(D)=a：b：c：d=Δc(A)：Δc(B)：Δc(C)：Δc(D)=Δn(A)：Δn(B)：Δn(C)：Δn(D)比较不同条件下的反应速率，需要统一物质，统一单位2、影响化学反应速率的因素：内因：反应物本身的性质(决定化学反应速率的主要因素)外因：温度、浓度、催化剂、固体接触面积、压强二、化学反应的限度1、可逆反应：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、化学平衡：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、化学平衡的特征：①逆：即化学平衡的研究对象是可逆反应。②等：即v正＝v逆，同一物质的消耗速率与生成速率相等，用不同物质表示的速率不一定相等，但速率之比等于化学计量数之比。③动：即化学平衡是一种动态平衡，即v正＝v逆≠0，反应并未停止。④定：在达化学平衡的混合体系中，各组成成分的含量保持一定，不随时间的改变而改变。⑤变：化学平衡是在一定条件下的平衡，当外界条件改变时，化学平衡会发生改变(移动)。4、判断可逆反应达到化学平衡状态的标志：(1)正、逆反应速率相等(2)物质浓度不再变化。

专题九有机化合物考点一、有机物概述1．有机物的概念：大部分含有碳元素的化合物2．碳元素的成键特点(1)成键数目：每个碳原子可以形成4个共价键(2)成键方式：碳原子间可形成单键、双键、叁键3．烃：只含碳、氢两种元素的有机化合物。4．官能团(1)概念：决定有机物化学