专题 认识化学科学 元素与物质世界（期中知识清单）高一化学上学期鲁科版

期中知识清单（鲁科版第1-2章） 第1章 认识化学科学 · 考点01 化学科学的形成和发展 1．远古时代：我们的祖先就知道了如何取火和保 存火种。 2．古代：在长期的生产和生活实践中，人们学会了烧制陶瓷、冶 炼金属、酿造酒类。 3．近代： 1661 年，波义耳提出化学元素的概念，标志着近代化学的诞生. 1777 年，拉瓦锡提出氧化学说，使近代化学取得了革命性的进展. 1803 年，道尔顿提出原子论，为近代化学的发展奠定了坚实的基础. 1811年，阿伏加德罗提出分子学说，系统地解决了在物质组成和原子量（现称相对原子质量）测定方面存在的混乱问题. 1869 年，门捷列夫发现元素周期律，把化学元素及其化合物纳入一个统一的理论体系. 4． 现代： 化学科学迅速发展，进入了辉煌的现代化学时代。放射性元素的发现、现代量子化学理论的建立、化学热力学与动力学的开创性研究、创造新分子的合成化学的崛起、高分子化学的创立以及化学工业的快速发展等，都是现代化学发展中取得的重大成就。 · 考点02 化学科学的主要特征 1、化学的定义：化学是在原子、分子水平上研究物质的组成、结构、性质、转化及其应用的一门基础学科。 注：物理变化和化学变化 区别：有无新物质生成的变化。 联系：物质发生化学变化时一定伴有物理变化，而物质发生物理变化时不一定发生化学变化。 2、特征：特征是从宏观和微观两个角度认识物质、以符号形式表征物质、在不同层面上创造物质。 注：核裂变和核聚变不属于化学变化。 3、现代化学已经成为实验与理论并重的科学。 （1）各种分析和测试物质结构、跟踪化学反应过程的技术如波谱、色谱、X 射线衍射、飞秒化学、原子示踪等，成为现代化学研究的重要手段； （2）理论计算辅以计算机模拟来研究物质的结构、预测物质的反应活性、研究反应的微观过程等，成为现代化学研究的热点。 4、青蒿素的发现、研究与应用 · 考点03 化学科学的探索空间 · 考点04研究物质性质的基本程序 · 考点05观察金属钠及金属钠与水的反应 1、实验目的 ： (1) 认识金属钠的颜色、状态、硬度和密度的相对大小以及熔点的相对高低。 (2）认识金属钠与水的反应。 2、实验方案： (1) 观察盛放在试剂瓶中的金属钠。用镊子将金属钠从试剂瓶中取出，用滤纸将其表 面的煤油吸干，在玻璃片上用小刀切下一小块金属钠，观察钠块的切面。 (2）向培养皿中加入适量的水，滴入 1~2 滴酚酞溶液，取一块绿豆粒大小的金属钠放 入水中，观察现象。 3、物理性质 ：银白色、质软、熔沸点较低、密度小 4、化学性质： 金属钠能与水发生反应生成氢氧化钠和氢气： 5、用途：金属钠可用于制造高压钠灯，这种灯因钠蒸气放电而产生的黄光射程远、透雾能力强，常 用作路灯。金属钠还可用于钛、锆、铌、钽等金属的冶炼。钠和钾的合金可用作原子反应堆的导热剂。 · 考点06观察金属钠与氧气的反应 1、实验目的 (1) 探究金属钠与氧气的反应。 (2）认识条件控制对于实验研究的意义。 2、实验用品 金属钠； 酒精灯，坩埚，三脚架，泥三角，坩埚钳，镊子，小刀，玻璃片，滤纸，火柴。 3、实验方案 (1) 将切好的金属钠放置在空气中，观察现象。 (2）将一小块金属钠放入坩埚中加热，观察现象。 4、实验现象与结论 (1) 金属钠放置在空气中会迅速被氧化，失去金属光泽，生成白色的氧化钠： (2）金属钠在空气中加热会生成过氧化钠： · 考点07氧化钠与过氧化钠的比较 氧化钠 过氧化钠 化学式 Na2O Na2O2 氧化合价 -2 -1 阴、阳离子个数比 1:2 1:2 颜色状态 白色固体 淡黄色固体 与H2O反应 与CO2反应 与盐酸反应 用途 制碱 供氧剂，强氧化剂，漂白剂 两者转化关系 2Na2O＋O22Na2O2 · 考点07碳酸钠与碳酸氢钠的比较 碳酸钠 碳酸氢钠 化学式 Na2CO3 NaHCO3 俗称 纯碱、苏打 小苏打 水溶性 易溶于水（溶解时放热） 可溶于水（溶解时吸热） 颜色状态 白色粉末 细小白色晶体 水溶液酸碱性 较强碱性 较弱碱性 热稳定性 与CO2反应 与盐酸反应 与滴加顺序有关 · 考点08研究氯气的性质 1、氯气的物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味的气体，能溶于水，密度比空气大，易液化 2、氯气的化学性质： （1）氯气是一种非常活泼的非金属单质，容易与钠、铁、铜等金属单质以及氢气等非金属单质发生反应。 化学方程式 反应现象 与钠反应 与铁反应 与铜反应 与氢气反应 H2＋Cl22HCl 发出苍白色火焰，集气瓶口上方出现白雾 （2）氯气不仅能溶于水，还能与水发生如下化学反应： （3）氯气不仅能与水发生反应，还能与碱发生反应生成盐酸盐、次氯酸盐和水: ; · 考点09液氯、新制氯水、久置氯水的比较 液氯 新制氯水 久置氯水 分类 纯净物 混合物 混合物 成分 性质 颜色 保存 · 考点10解关于新制氯水性质类题的思路 1、知道新制氯水的成分：3种分子( )；4种离子[ (极少量)]。 2、新制氯水中的每种成分均呈现出各自的性质，在不同的反应中，氯水起作用的成分不同。 （1）Cl2的强氧化性(与Fe2＋、I－、Br－等反应)； （2）HCl的强酸性(加活泼金属、碳酸盐产生气泡)； （3）Cl-的性质(加AgNO3溶液，产生白色沉淀)； （4）HClO的漂白性和(有机色质如品红、有色布条退色)不稳定性(光照下分解产生气泡O2)。 3、在书写新制氯水与NaOH、FeCl2、KI、NaBr等溶液反应的方程式时，应用Cl2作反应物。 · 考点11氯的化合物 1、次氯酸的性质 （1）次氯酸是易溶于水的弱酸，比碳酸酸性 ，写离子方程式时不能拆成离子形式。氯气和水反应的离子方程式：Cl2＋H2O===H＋＋Cl－＋HClO。 （2）次氯酸 ，见光易分解，反应的化学方程式：2HClO2HCl＋O2↑。 （3）次氯酸具有 (其氧化性比氯气强)，可用于自来水的杀菌消毒，还可以用作漂白剂。 （4）氯气用于自来水消毒时，因与水中的有机物反应生成有机氯化物对人体有害，所以要严格控制饮用水中氯的含量，并开始使用二氧化氯(ClO2)、臭氧等新的自来水消毒剂。 2．漂白粉 （1）主要成分是 和 ，有效成分是 （2）漂白原理是：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO，产生的HClO具有漂白性和强氧化性，由于Ca(ClO)2能与空气中的CO2、H2O反应生成HClO且HClO见光易分解，所以漂白粉应密封保存。 （3）工业上常用氯气和石灰乳制取漂白粉2Cl2＋2Ca(OH)2 == CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O · 考点12氯气的实验室制法 1、实验原理 二氧化锰(软锰矿的主要成分)和浓盐酸在加热条件下反应： 。 2、仪器装置 发生装置 净化装置 (洗气瓶) 先通过饱和食盐水除去 ，再通过浓H2SO4除去 收集装置 用 排空气法收集 验满方法 观察法（黄绿色）；湿润的淀粉­KI试纸，其原理是 ，置换出的I2遇淀粉变蓝色；湿润的蓝色石蕊试纸（先变红后褪色） 尾气吸收装置 盛有NaOH溶液的烧杯 · 考点13氯离子的检验 1、原理及过程：在Ⅰ～Ⅳ四支试管中分别加入2～3 mL稀盐酸、NaCl溶液、Na2CO3溶液、蒸馏水，然后各滴入几滴AgNO3溶液，观察现象，再分别加入少量稀硝酸，观察现象。 试管 试剂 实验现象 加入AgNO3溶液 加入稀硝酸 Ⅰ 稀盐酸 白色沉淀 沉淀不溶解 Ⅱ NaCl溶液 白色沉淀 沉淀不溶解 Ⅲ Na2CO3溶液 白色沉淀 沉淀溶解 Ⅳ 蒸馏水 无明显现象 无明显现象 （1）试管Ⅰ、试管Ⅱ中均产生了不溶于稀硝酸的白色沉淀，说明反应生成了 ；反应的离子方程式为 。 （2）试管Ⅲ中产生的白色沉淀是 ，写出该沉淀溶于稀硝酸的离子方程式： 。 2、氯离子的检验及答题规范 （1）检验时要加稀硝酸，以排除CO等离子的干扰，不能用稀硫酸，因为Ag2SO4微溶，会干扰实验，更不能用盐酸，因为盐酸中含有Cl－。 （2）若被检液中含有SO，需先用 溶液除去SO，然后再加入稀硝酸酸化的AgNO3溶液，检验Cl－的存在。 · 考点14物质的量的单位——摩尔 1、物质的量：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 。 2、物质的量的单位为 ，简称摩，符号为 。 3、阿伏加德罗常数 （1）1 mol任何粒子的粒子数叫作阿伏加德罗常数，符号为 ，通常用 表示。 （2）物质的量、阿伏加德罗常数与粒子数（N）之间的关系为n＝。 4、摩尔质量 5、物质的量、物质的质量、粒子数目之间的相关计算 　 N　　n　　m (粒子数)　(物质的量) 　(质量) （1）n＝ ①n、N、NA三个量中，已知任意两项可求第三项。 ②求N时，概念性问题用NA，数字性问题用 。 ③N与n成正比，判断粒子数多少时只判断其n的大小即可。 （2）n＝ ①m、n、M三个量中，已知任意两项可求第三项。 ②由M可求相对分子质量。 （3）＝ ①N、NA、m、M四个量中，已知任意三项可求第四项。 ②该等式中一般NA、M为已知，则N与m可互求。 · 考点15气体摩尔体积 1、概念：单位物质的量的气体所占的体积叫作 ，符号为，常用的单位有 （或L·mol－1）和m3/mol（或m3·mol－1）。 2、公式：Vm＝。 3、标准状况下气体摩尔体积 4、标准状况下气体摩尔体积的有关计算 （1）气体的物质的量n＝； （2）气体的摩尔质量M＝＝＝ ·ρ(ρ的单位是g·L－1)； （3）气体的分子数N＝n·NA＝·NA； （4）气体的质量m＝n·M＝·M。 · 考点16阿伏伽德罗定律 1、阿伏加德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体，含有相同数目的分子(或气体的物质的量相同) 2、阿伏加德罗定律的推论——理想气体状态方程为：pV＝nRT 由理想气体的状态方程结合物质的量的相关公式可以推出： pM =ρRT [其中：p为气体压强；V为气体体积；n为物质的量；R为常数；T为温度(单位为开尔文，符号是K)；ρ密度；M摩尔质量；m质量；N气体的分子数] 公式 语言叙述 T、p相同 同温同压下，任何气体的体积之比等于其物质的量之比，也等于其分子数之比 同温同压下，任何气体的密度之比等于其摩尔质量之比，也就是其相对分子质量之比 T、V相同 同温同体积时，任何气体的压强之比等于其物质的量之比，也等于其分子数之比 · 考点17配制一定物质的量浓度的溶液 1、一定物质的量浓度溶液配制的步骤和仪器 2、配制示例——配制100 mL 1.00 mol/L NaCl溶液 3、配制一定物质的量浓度溶液的误差分析 操作步骤 引起误差的原因 对结果的影响 n V c 称量 物质、砝码位置颠倒且需要使用游码 / 称量NaOH时使用滤纸 / 量取 用量筒量取浓硫酸时仰视 / 用量筒量取浓硫酸时俯视 / 将量取浓溶液所用量筒洗涤，并将洗涤液注入容量瓶中 / 溶解 不慎将溶液溅到烧杯外面 / 冷却、转移 未冷却至室温就转入容量瓶中 / 转移前，容量瓶内有少量蒸馏水 / / 转移时有少量溶液流到容量瓶外 / 洗涤 未洗涤或只洗涤了1次烧杯和玻璃棒 / 定容 定容时仰视刻度线 / 定容时俯视刻度线 / 定容时液面超过刻度线，立即用胶头滴管吸出 / 定容摇匀后液面低于刻度线，又加蒸馏水至刻度线 / · 考点18物质的量浓度 · 考点19与物质的量浓度有关的计算 1．浓溶液稀释 (1)溶质的物质的量不变 ； (2)溶质的质量不变： ； (3)溶液的质量守恒： 。 2．相同溶质两溶液混合 (1)溶质的物质的量不变 ； (2)溶质的质量不变： 。 3.物质的量浓度与溶质的质量分数的换算 物质的量浓度与溶质的质量分数、溶解度之间求算题目的解题思路一般有两个出发点： (1)由“定义式”出发：物质的量浓度定义的数学表达式为cB＝，由此知，欲求cB，先求nB及V。设溶液体积为1 L，则cB＝＝＝ mol·L－1。 (2)利用推导出的换算公式cB＝进行cB与w的相互计算。 第2章 元素与物质世界 · 考点01 物质的分类 1、树状分类法：根据对象的共同点和差异，将对象分为不同的种类，而且形成具有一定从属关系的不同等级系统的一种分类方法。应用树状分类法可以对同类事物进行再分类。 2、交叉分类法：根据不同的分类标准对同一物质进行分类的一种方法。在对物质进行分类时，采用交叉分类法能从不同角度对物质进行较全面的分析。 (1)单质一定是由同一种元素组成的物质，由同一种元素组成的物质不一定是单质 (2)化合物一定是由不同种元素组成的纯净物，但纯净物不一定是化合物 (3)纯净物是由一种成分(分子)组成的物质，有化学式，有固定熔、沸点 (4)混合物是由多种成分(分子)组成的物质，无化学式，无固定熔、沸点 · 考点02 酸、碱、盐、氧化物的分类及性质 1、酸的分类 2、碱的分类 3、盐的分类 4、氧化物的分类 · 考点03 价类二维图 同一种元素可以存在于不同类别的物质中。有些元素在不同化合物中可能呈现不同的化合价。 · 考点04 分散系 1、定义：一种（或多种）物质分散到另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫做分散系。 2、组成：被分散的物质称为 ，起容纳分散质作用的物质称为 。 分析指出下列分散系各自的分散质、分散剂，比较分散质、分散剂的存在状态 分散系 分散质 分散剂 烟 微小尘埃(固) 空气(气) 雾 微小液滴(液) 空气(气) 碘酒 碘(固) 酒精(液) 食盐水 食盐(固) 水(液) 有色玻璃 金属氧化物(固) 玻璃(固) 3、分散系的分类 溶液、胶体、浊液的比较 分散系 溶液 胶体 浊液 悬浊液 乳浊液 分散质粒子直径 小于1 nm nm 大于 nm 大于100 nm 稳定性 稳定 分散质粒子能否透过半透膜或滤纸 均能透过 能透过滤纸， 半透膜 实例 食盐水 淀粉胶体 泥浆水 植物油和水的混合物 · 考点05 胶体 1、胶体的制备： 胶体 操作方法 制备原理 氢氧化铁胶体 ①将烧杯中的蒸馏水加热至 ②向沸水中逐滴加入5~6滴 ③继续煮沸至液体呈 色,停止加热 碘化银胶体 向稀KI溶液中滴加稀硝酸银溶液，边滴加边振荡 2、 胶体的性质---丁达尔效应 (1)概念：当可见光束通过胶体时，在入射光侧面可观察到光亮的通路。 (2)原因：丁达尔现象是胶体中分散质微粒对可见光散射而形成的。 (3)应用：在实验室里 。 3、胶体的性质---渗析 (1)概念：利用半透膜分离胶体中的杂质分子或离子的过程。 (2)原因：胶体微粒不能透过半透膜，溶液中分子和离子能透过半透膜。 (3)应用： 。 (4)半透膜：动物肠衣、鸡蛋壳膜、羊皮纸、胶棉薄膜、玻璃纸。 4、胶体的性质---电泳 (1)概念：在外加电场的作用下，带电胶体微粒发生定向移动。 (2)原因：胶体微粒有巨大的比表面积，能吸附带有某种电荷的离子， 而形成带电微粒。 (3)应用：电泳电镀、电泳除尘等。 4、胶体的性质---聚沉 (1)概念：在一定条件下胶体形成沉淀析出的现象。 (2)使胶体聚沉的方法： ①加入电解质；②加入带相反电荷的离子；③加热；④搅拌 (3)应用：向豆浆（ 一种胶体）中加入硫酸钙使蛋白质 等聚沉可制成可口的豆腐。 · 考点06 物质的转化 1、酸、碱、盐的化学通性 （1）酸的化学通性 酸 （2）碱的化学通性 碱 （3）盐的化学通性 盐 2、氧化物的化学通性 （1）酸性氧化物的化学通性 酸性氧化物 （2）碱性氧化物的化学通性 碱性氧化物 3、单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系 4、金属(或非金属)单质→盐的转化关系 （1）金属单质(Ca)→盐的转化关系 CaCaOCa(OH)2CaCO3CaCl2 ① ； ② ； ③ ； ④ 。 （2）非金属单质(C)→盐的转化关系 CCO2H2CO3Na2CO3 ① ； ② ； ③ 5、物质转化的应用 （1）化学反应遵循质量守恒定律，故通过物质间的转化可以合成物质，如由单质可以得到盐，且有多条途径： （2）在实际生产中，通过物质的转化制备具体物质时，除了要考虑反应进行的可能性，还需要考虑原料来源、成本高低和设备要求等因素。例如，NaOH可以用Na2O和H2O反应制取，化学方程式：Na2O＋H2O===2NaOH，但Na2O来源少、成本高，故工业上通常用电解饱和食盐水的方法来制取NaOH。 · 考点07 电解质的电离 1、电离：电解质在 或 产生自由移动离子的过程，电离过程可以用电离方程式表示 2、电离方程式：表示电解质电离成离子的式子，用化学式和离子符号表示的式子 （1）强电解质： 电离，用“===”连接，如：H2SO4===2H＋＋SO、NaOH===Na＋＋OH－ （2）弱电解质： 电离，用“”表示，如：CH3COOHH+＋CH3COO－ NH3·H2ONH＋OH－ （3）多元弱酸： 电离(即每次只电离出一个H+)，且电离程度逐步 ，以第一步电离为主 如：H2CO3H+＋HCO (主要) 决定H2CO3的酸性 HCO3—H+＋CO (次要) （4）多元弱碱： 电离，但一步写出，如：Cu(OH)2的电离方程式：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－ （5）两性氢氧化物： 电离，如Al(OH)3的电离方程式：H＋＋AlO＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－ （6）酸式盐的书写方法 ①弱酸的酸式盐在溶液中完全电离，生成酸式酸根离子和阳离子，如：NaHCO3===Na＋＋HCO ②强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO (水溶液中) ③强酸的酸式盐在熔融状态时，生成酸式酸根离子和阳离子，如：NaHSO4===Na＋＋HSO (熔融状态) · 考点08 电解质、非电解质 电解质 非电解质 相同点 均为化合物 不同点 在 下能导电 在 下都不导电 本质区别 在 状态下自身能发生电离 在 状态下自身不发生电离 所含物质类型 酸：H2SO4、H2CO3等； 碱：NaOH、NH3·H2O等； 盐：NaCl、CaCO3等； 活泼金属氧化物：Na2O、CaO等；水 非金属氧化物：SO2、SO3、CO2等； 非酸性气态氢化物：NH3； 部分有机物：蔗糖、乙醇、CH4、CCl4等 · 考点09 离子反应 1、定义：电解质在溶液中的反应实质上是 之间的反应，这样的反应属于离子反应。 2、实质：（1）从微观角度，酸、碱、盐在水溶液中发生的复分解反应，实质上是两种电解质在溶液中 的反应。 （2）离子反应使溶液中某些离子的浓度 。 3、离子方程式：用实际参加反应的 来表示反应的式子叫作离子方程式。 4、离子方程式的书写步骤（以Na2SO4溶液与BaCl2溶液的反应为例） 5、离子方程式书写的拆写原则 （1）拆成离子的物质： 的物质，如强酸、强碱、绝大部分可溶性盐。 （2）书写化学式的物质：a.单质；b.气体；c.氧化物；d.难溶性物质；e.难电离的物质；f.非电解质；g.浓硫酸。 （3）多元 的酸式酸根离子不能拆写，如NaHCO3不能拆写成“Na＋＋H＋＋CO”，应写作“Na＋＋HCO”。 （4）微溶物（如Ca(OH)2）：a.作反应物时，澄清溶液中写成 ，悬浊液中写成 ；b.作生成物时，写成 。 （5）有 或 生成的离子反应，要检查离子方程式中是否注明“↑”或“↓”。 （6）写出离子方程式并配平：将相互作用的微粒的符号写在等号左边，把微粒之间作用结果的符号写在等号右边，并根据电荷守恒以及 配平离子方程式。 6、酸碱盐溶解性口诀 全溶钾、钠、铵、硝盐； 氯化物中银沉淀； 硫酸钡难、银钙微； 碱中溶钡、钾、钠、铵； 碳酸只溶钾、钠、铵； 碳酸氢盐常溶完。 7、 离子反应方程式的判断依据： (1)离子反应是否符合客观事实。如铁与稀硫酸反应生成Fe2＋而不生成Fe3＋ (2)物质的拆写是否正确。如氧化物均不拆等 (3)电荷是否守恒。如FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe2＋＋Cl2==Fe3＋＋2Cl－。 (4)是否漏写离子反应。如Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SO42－反应生成BaSO4沉淀的离子反应，又不能漏写Cu2＋与OH－反应。 (5)反应物或产物的配比是否正确。如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成H＋＋OH－＋SO42－＋Ba2＋===BaSO4↓＋H2O， · 考点10 离子共存 生成难溶性或微溶性物质的离子不能大量共存 生成难溶性的盐 如Ca2＋与CO，Ba2＋与CO、SO，Ag＋与Cl－等 生成难溶性的碱 如OH－与Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋等 生成气体的离子不能大量共存 如H＋与CO、HCO等 生成水或其他难电离物质的离子不能大量共存 如H＋与OH－、CH3COO－等 · 考点11 离子检验 1.检验离子的方法： (1)生成沉淀； (2)生成气体； (3)显现特殊颜色。 2.常见离子的检验方法 (1)向待测液中加入稀盐酸，无明显现象，然后加入几滴 ，有 产生，证明有SO42- (2)向待测液中加入几滴稀硝酸，然后加入几滴 ，有 产生，证明有Cl- (3)向待测液中加入BaCl2，有白色沉淀产生，沉淀溶于稀盐酸，生成无色无味且能使澄清石灰水变浑浊的气体，证明有CO32- 3.其他离子的检验方法 离子 试剂与操作 现象 OH- 酚酞 紫色石蕊溶液 Ag＋ 含Cl－的溶液，稀硝酸 加稀氨水至过量 Cu2＋ 观察法 NaOH溶液 Cl- AgNO3溶液和稀HNO3 Br- I- · 考点12 与量有关的离子方程式的书写 1、连续反应型 【反应特点】反应生成的离子(生成物)因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关 【方法技巧】“分步书写”法——叠加法 如：向Ca(OH)2溶液中通入过量CO2气体，可按照反应顺序分别写出两步反应： ①CO2＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O ②CaCO3＋H2O＋CO2===Ca(HCO3)2 由①＋②可得：2CO2＋Ca(OH)2===Ca(HCO3)2 (1)向澄清石灰水中通入CO2 气体 少量CO2与Ca(OH)2溶液反应 过渡反应 过量CO2与Ca(OH)2溶液反应 (2)向NaOH溶液中通入CO2 气体 少量CO2与NaOH溶液反应 过渡反应 过量CO2与NaOH溶液反应 2、离子配比型 【反应特点】当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而跟用量有关 【方法技巧】“定一法”——找出引起配比的本质反应 ①根据相对量将少量物质定为“1 mol”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，则参加反应离子的物质的量之比与物质组成之比相符 ②依据少量物质中离子的物质的量，确定过量物质中实际参加反应的离子的物质的量 ③依据“先中和后沉淀”的思路正确书写离子方程式 (1)向Ba(OH)2溶液中滴入NaHCO3溶液 本质反应 少量NaHCO3溶液与Ba(OH)2溶液反应 过量NaHCO3溶液与Ba(OH)2溶液反应 (2)向Ca(HCO3)2滴入NaOH溶液 本质反应 少量NaOH溶液与Ca(HCO3)2溶液反应 过量NaOH溶液与Ca(HCO3)2溶液反应 · 考点13 氧化还原反应 1、氧化还原反应的两组概念 （1）氧化反应与还原反应 反应类型 化合价变化 电子转移 氧化反应 物质所含元素化合价 的反应 物质所含元素原子失去电子( )的反应 还原反应 物质所含元素化合价 的反应 物质所含元素原子得到电子( )的反应 （2）氧化产物与还原产物 生成物 2、氧化还原反应概念间的关系 3．元素化合价的判断 （1）代数和法：先标出熟悉元素的化合价，再根据化合物中各元素正、负化合价的代数和为0，求解其他元素的化合价。例如，有机物中碳元素化合价(设为x)的确定方法：有机物中氧元素的化合价为－2价，氢元素的化合价为＋1价，利用化合物中各元素正、负化合价代数和为0的原则确定碳元素的化合价，乙酸(C2H4O2)中各元素化合价满足2x＋(＋1)×4＋(－2)×2＝0，则x＝0。 （2）记忆法：常见元素的化合价可以借助化合价口诀来记忆，一价氢、氯、钾、钠、银；二价氧、钙、镁、钡、锌；三价铝、四价硅、五价磷；说变价也不难，二三价铁、三四价碳、二四六价硫都齐全；铜汞二价最常见。 （3）一些特殊物质中元素的化合价：NaH(H：－1价)、NaBH4(H：－1价)、Na2O2(O：－1价)、HClO(Cl：＋1价)、HClO2(Cl：＋3价)、HClO3(Cl：＋5价)、HClO4(Cl：＋7价)、K2FeO4(Fe：＋6价)、H2C2O4(C：＋3价)、CaC2(C：－1价)、Na2S2O3(S：＋2价)、Na2S2O8(S：＋6价)、FeS2(Fe：＋2价，S：－1价)、CuFeS2(Cu：＋2价，Fe：＋2价，S：－2价)、Cu2S(Cu：＋1价，S：－2价)等。 4、电子转移的的表示方法 （1）双线桥法：表示反应前后 由反应物转化为生成物时电子转移的情况。 基本步骤 巧记口诀：先标化合价，再看价变化；起止同元素，桥上标变化。 示例：用双线桥法标出CO还原Fe2O3反应中电子转移的方向与数目： （2）单线桥法：表示反应过程中 原子间的电子转移情况。 基本步骤 巧记口诀：先确定变价元素，再计算价态变化；桥上标明电子数，箭头还原到氧化。 示例：用单线桥法标出CO还原Fe2O3反应中电子转移的方向与数目： 5、四种基本反应类型之间的关系 （1）置换反应 是氧化还原反应。 （2）复分解反应 是氧化还原反应。 （3）化合反应和分解反应 是氧化还原反应。 （4）有单质参加的化合反应 是氧化还原反应。 （5）有单质生成的分解反应 是氧化还原反应。 · 考点14 氧化剂和还原剂 1、常见的氧化剂和还原剂 物质种类 常见物质 氧化剂 部分非金属单质 O2、Cl2等 含有高价态元素的化合物 浓硫酸、HNO3、KMnO4、MnO2、KClO3、K2Cr2O7等 某些金属活动性较弱的元素对应的高价态离子 Fe3＋、Ag＋、Pb4＋、Cu2＋等 过氧化物 Na2O2、H2O2等 还原剂 活泼的金属单质 Al、Zn等 某些非金属单质 C、H2等 非金属阴离子和氢化物 Cl－、Br－、I－、S2－、HI、NH3、H2S等 含有较低价态元素的化合物 CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、FeSO4等 2、氧化性、还原性强弱的比较方法 (1)根据化学方程式判断 氧化还原反应发生规律可用如下式子表示 规律 氧化性强弱： 还原性强弱： (2)根据元素的活动性顺序来判断 规律 特点 上左下右可反应，隔之愈远愈易行 (3)根据反应条件的难易来判断 化学反应 反应条件 2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O 常温 MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 加热 加热、加催化剂 氧化性： (4)根据反应的剧烈程度来判断 ①金属单质与水反应的剧烈程度 Na、Mg、Al分别与水的反应 分析 Na与冷水剧烈反应 Mg与冷水几乎不反应，能与 反应 Al加热条件下也不明显 还原性： ②非金属单质与H2化合的难易程度 化学反应 反应条件及现象 分析 H2＋F2===2HF 冷暗处剧烈反应而爆炸 氧化性： H2＋Cl22HCl 光照条件下剧烈反应而爆炸 H2＋Br22HBr 加热至500 ℃时才能发生反应 H2＋I22HI 在不断加热的条件下才能缓慢进行，且为可逆反应 (5)根据变价元素被氧化或被还原的程度不同来判断 化学反应 分析 2Fe＋3Cl2 2FeCl3 铁元素被氯气氧化为＋3价，被硫氧化为＋2价，则氧化性： Fe＋SFeS (6)根据元素周期表判断 ①同周期：从左到右，金属单质的还原性逐渐 ；非金属单质的氧化性逐渐 ②同主族：从上到下，金属单质的还原性逐渐 ；非金属单质的氧化性逐渐 (7)某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关 ①浓度：一般来说，氧化剂的浓度 ，其氧化性 ；还原剂的浓度 ，其还原性 ，如： 氧化性：浓H2SO4＞稀H2SO4，浓HNO3＞稀HNO3；还原性：浓盐酸＞稀盐酸 ②温度：许多氧化还原反应是在加热条件下进行的。可见升高温度可 氧化剂的氧化性、还原剂的还原性 如：热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强 ③酸碱性：同一种物质，所处环境酸(碱)性 其氧化性(还原性) 如：中性环境中NO不显氧化性，酸性环境中NO显氧化性 如：酸性条件：2MnO＋6H＋＋5SO===2Mn2＋＋5SO＋3H2O 中性条件：2MnO＋H2O＋3SO===2MnO2＋3SO＋2OH－ 碱性条件：2MnO＋2OH－＋SO===2MnO＋SO＋H2O 其氧化性：KMnO4(酸性)>KMnO4(中性)>KMnO4(碱性) · 考点15 氧化还原反应的基本规律及应用 1．价态规律 (1)价态规律：物质中元素具有最高价，该元素只有 ，如Fe3＋、Ag＋等；物质中元素具有最低价，该元素只有 ，如S2－、I－等；物质中元素具有中间价，该元素既有 又有 ，如Fe2＋、Cl2等。物质含有多种元素时，性质是这些元素性质的综合体现，如HCl，H＋可体现氧化性，Cl－可体现还原性 (2)价态归中规律(不交叉规律)：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“ ”，而不会出现交叉现象。简记为“两相靠，不相交” 如：H2S与浓硫酸的反应 (3)歧化规律：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“ ” 如：Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O，1 mol Cl2反应时转移电子数为NA (4)邻位不反应规律：同种元素，相邻价态之间不发生氧化还原反应 如：SO2和浓硫酸不反应，可用浓硫酸干燥SO2气体 2．强弱规律：自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂，即“强制弱”的规律 3．先后规律 (1)同时含有几种还原剂时将按照 的顺序依次反应 如：在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性Fe2＋>Br－，所以Fe2＋先与Cl2反应 (2)同时含有几种氧化剂时将按照 的顺序依次反应 如：在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后依次为Cu2＋、H＋ 4．电子守恒规律：氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数 还原剂失去的电子总数，表现为元素化合价升高的总数等于元素化合价降低的总数 · 考点16 氧化还原方程式的配平 1．氧化还原方程式配平的三大原则 (1)电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数 ，化合价升高的总数＝化合价降低的总数 (2)质量守恒：反应前后原子的种类和个数 (3)电荷守恒：离子反应前后，阴、阳离子所带的电荷总数 2．氧化还原方程式配平的一般步骤 (1)标变价——标出有变的元素化合价 (2)列得失——列出化合价的变化值 (3)求总数——求出化合价升降的最小公倍数，使化合价升高和降低的数目相等 (4)配系数——配出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数，观察法配平其它物质的系数 (5)查守恒——查原子是否守恒、电荷是否守恒(通常通过检查氧元素的原子数)，画上等号 3．熟记常见的氧化剂及对应的还原产物、还原剂及对应的氧化产物 氧化剂 对应还原产物 还原剂 对应氧化产物 Cl2、ClO－、KClO3  Cl－ Fe2＋ Fe3＋ O2 O2－、H2O、OH－ SO2、SO32-、S2O32- SO42- Fe3＋ Fe2＋ H2O2 O2 KMnO4(H+)、MnO2 Mn2＋(紫色褪去) S2－、HS－、H2S S H2O2(绿色氧化剂) H2O I－(HI) I2 K2Cr2O7(H+) Cr3＋ H2C2O4 CO2 浓H2SO4 SO2＋H2O CO、C CO2 浓HNO3 NO2＋H2O NH3 N2、NO 稀HNO3 NO＋H2O · 考点17 氧化还原方程式的应用 1、汽车尾气的处理 2NO＋2CON2＋2CO2；2NO2＋4CON2＋4CO2；2NOx＋2xCON2＋2xCO2。 2、在生产、生活中所需的各种 大多是通过氧化还原反应从矿石中冶炼出来的；同样， 的腐蚀一般也是氧化还原反应。 3、许多化工产品的制备，如合成 、电解法制 等，主要反应都是氧化还原反应。 4、农业生产中，植物的 都是复杂的氧化还原反应。 5、日常生活中，食物的 就是氧化还原反应。因此袋装食品中加入 可延长食品的保质期。 · 易错点01 纯净物与混合物 含结晶水的化合物为纯净物。纯净物是一种成分(分子)组成的物质，有化学式，有固定的熔、沸点。混合物是多种成分(分子)组成的物质，无化学式，无固定的熔、沸点。 【判断对错】 1. ‌冰水混合物属于纯净物( ) 2. ‌含一种元素的物质一定是纯净物( ) 3. ‌混合物一定含有两种以上元素( ) · 易错点02 氧化物分类 非金属氧化物大多是酸性氧化物，但不一定全是，如NO、CO不是酸性氧化物；酸性氧化物也不一定是非金属氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物，但却是金属氧化物。金属氧化物大多是碱性氧化物，但不一定全是，如Al2O3是金属氧化物，却是两性氧化物；碱性氧化物一定是金属氧化物。 【判断对错】 1.‌金属氧化物一定是碱性氧化物 ( ) 2.‌非金属氧化物一定是酸性氧化物( ) 3.‌酸性氧化物均能与水反应生成酸( ) · 易错点03 电解质与非电解质 1.电解质与导电性的关系 ①有些电解质溶于水能导电，在熔融状态下不能导电，如HCl、H2SO4等。 ②有些电解质只在熔融状态下能导电，如BaSO4、CaCO3等。 ③能导电的物质不一定是电解质，如金属、石墨、盐酸等，电解质本身也不一定能导电，如NaCl固体、HCl气体等。 ④溶于水能导电的化合物本身不一定是电解质，如SO2、NH3等。 2.电解质与溶解性的关系 电解质不一定易溶于水(如硫酸钡等)，易溶于水的化合物不一定是电解质(如酒精等)。 【判断对错】 1. ‌SO2的水溶液能导电，故SO2是电解质( ) 2. ‌液态HCl不导电，故HCl为非电解质( ) 3. ‌BaSO4饱和溶液导电性弱，故BaSO4是弱电解质( ) 4.CO2、NH3都溶于水，其水溶液都能导电，所以CO2、NH3是电解质(　　) · 易错点04 有关阿伏加德罗常数应用 1、要特别注意单位“L”的陷阱。如果见到题中出现单位“L”，一定要细查三个陷阱:“是否标况、是否气体、最后检查数值对否”。而其它单位如“g”，则不必考虑上述问题，常考热点是:在标况时，苯、戊烷、溴、SO3、H2O、CCl4、CHCl3、CH2Cl2、HF、NO2不是气，而HCHO、SO2、C4H10等为气态。 2.要特别注意题目中设置与计算无关的一些干扰条件，题目常常给出非标准状况下气体的物质的量或质量，干扰学生的正确判断。要注意物质的质量、摩尔质量、微粒个数不受“温度、压强”外界条件的影响。 3.要注意溶液的陷阱。如果见到题中考查的对象是溶液，一定要细查三个陷阱:“是否给出溶液体积、是否考虑水的量、都需考虑哪些平衡”。所以判断电解质溶液中粒子数目时注意“三看”：①是否存在弱电解质的电离或盐类水解。②已知浓度，是否指明体积，是否能用公式“n＝cV”计算。③在判断溶液中微粒总数时，是否忽视溶剂水。如溶剂水中的H、O原子常被忽略（如100 g 46%乙醇水溶液含H原子数≠6NA）。‌ 【判断对错】 1. 常温下，的溶液中，水电离出的数为。( ) 2. 标准状况下，与足量的充分反应，转移的电子总数为( ) 3. (标准状况)氟气所含的质子数为( ) 4. 密闭容器中，与充分反应后，混合气体中氧原子数为( ) 5. 向溶液中通入适量，当有被氧化时，转移的电子总数一定等于( ) 6. 和分别与充分反应，转移的电子数均为( ) · 易错点05物质的量浓度 1、溶液的特点：具有均一性、稳定性 因此无论取多少体积的溶液，其物质的量浓度是不变的，但其中所含溶质的物质的量与所取体积有关 2、准确计算溶液的体积：c＝中的V是溶液的体积，不是溶剂的体积，也不是溶质和溶剂的体积之和，不能用水的体积代替溶液的体积，应根据V＝计算 3、溶质用物质的量表示，而不是质量，若给出的条件是溶质的质量或气体的体积等，应根据有关公式换算为物质的量 4、溶液中的溶质B可以为化合物或某种离子 5、正确判断溶液的溶质并计算其物质的量 a．与水发生反应的物质，溶质发生变化，水量减少 如：Na、Na2O、Na2O2NaOH，SO3H2SO4，NO2HNO3 b．结晶水合物，溶质不变但水量增多 如：CuSO4·5H2OCuSO4，Na2CO3·10H2ONa2CO3，FeSO4·7H2OFeSO4 【判断对错】 1. 将58.5 g氯化钠溶于1 L水中，得到1 mol·L－1的氯化钠溶液( ) 2. 从2 mol·L－1氢氧化钠溶液中取出10 mL溶液，其溶质的物质的量浓度仍是2 mol·L－1( ) 3. 1L食盐水中溶有1molNaCl，该溶液中溶质的物质的量浓度为1 mol·L－1( ) 4. 从1 L 2 mol·L－1的稀硫酸中取出0.5L，则这0.5L溶液的物质的量浓度为1 mol·L－1( ) · 易错点06离子方程式正误判断 1.‌反应物浓度的影响‌ （1）浓盐酸与稀盐酸反应产物不同： 浓盐酸与MnO2加热生成Cl2，稀盐酸不反应。 （2）浓硫酸与铜在加热条件下生成SO2，稀硫酸不反应。 2.‌氧化还原反应的电子守恒‌ Fe与稀硝酸反应： Fe不足时生成Fe3+，过量时生成Fe2+，需根据比例配平电荷。 【判断对错】 1. ‌Fe与稀硫酸反应生成Fe3+( ) 2. ‌过量CO2通入NaOH溶液：CO2+ 2OH-= CO32-+ H2O( ) 3. MnO2与浓盐酸共热制Cl2：MnO2＋4HCl(浓) Mn2＋＋2Cl－＋Cl2↑＋2H2O( ) 4. 磁性氧化铁溶于稀硝酸的离子方程式为：3Fe2++4H++NO=3Fe3+++3H2O( ) 5. 酸性氯化亚铁溶液中加入的离子方程式为( ) 6. 碳酸氢钙溶液与盐酸反应：Ca(HCO3)2+2H+=Ca2++2H2O+2CO2↑( ) · 易错点07 离子共存 1.所有的弱酸根离子：CH3COO－、F－、ClO－、SiO、CN－等与H＋都不能大量共存。 2.酸式弱酸根离子如HCO、HS－、HSO既不能与OH－大量共存，也不能与H＋大量共存。 3.有沉淀生成包括有微溶物生成的离子不能大量共存，如Ba2＋、Ca2＋、Ag＋等不能与SO、CO等大量共存，Mg2＋不能与OH－、CO大量共存。 4.一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO、S2－、CO、C6H5O－等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe2＋、Al3＋、Cu2＋等必须在酸性条件下才能在溶液中存在；Fe3＋必须在酸性较强的条件下才能在溶液中存在(常温下，pH＝7时不能存在)。 5.能发生氧化还原反应的离子不能大量共存。如S2－、HS－、SO、I－和Fe3＋不能大量共存；MnO(H＋)、NO(H＋)、ClO－与S2－、HS－、SO、HSO、I－、Fe2＋等不能大量共存；SO和S2－在碱性条件下可以大量共存，但在酸性条件下则由于发生2S2－＋SO＋6H＋===3S↓＋3H2O反应不能大量共存；H＋与S2O不能大量共存。 6.溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。如Fe3＋与SCN－不能大量共存。 7.审题时应注意题中给出的附加条件。 【判断对错】 1. 1.0 mol·L－1的KNO3溶液可以共存的离子：H＋、Fe2＋、Cl－、SO( ) 2. 甲基橙呈红色的溶液可以共存的离子：NH、Ba2＋、AlO、Cl－( ) 3.pH＝12的溶液可以共存的离子：K＋、Na＋、CH3COO－、Br－( ) 4. 与铝反应产生大量氢气的溶液可以共存的离子：Na＋、K＋、CO、NO( ) · 易错点08氧化还原反应 1.在氧化还原反应中，一种元素被氧化，不一定是另一种元素被还原，也可能是同一种元素即被氧化又被还原。 2.含有最高价元素的化合物不一定具有最强的氧化性，如氯的含氧酸，价态越高氧化性越弱。 3.某些元素的原子在氧化还原反应中得到或失去电子的数目越多，其氧化性或还原性不一定越强。物质氧化性或还原性得强弱取决于得失电子的难易程度，而不是得失电子数目的多少。 4.在氧化还原反应中一定有氧化剂和还原剂，但氧化剂和还原剂不一定是不同种物质，也可以是同一种物质。 【判断对错】 1. 分解反应一定是氧化还原反应，而化合反应为非氧化还原反应( ) 2. 氧化还原反应一定有得氧和失氧的反应，得氧物质发生氧化反应( ) 3. 金属阳离子被还原不一定得到金属单质( ) 4. 的还原性较强，而浓硫酸具有很强的氧化性，所以浓硫酸不能干燥气体( ) 5. 固氮反应一定属于氧化还原反应( ) 6. 金属单质只有还原性，非金属单质只有氧化性( ) · 方法1 Fe(OH)3胶体的制备 1、实验操作中，必须选用氯化铁饱和溶液而不能用氯化铁稀溶液。若氯化铁溶液浓度过低，则不利于氢氧化铁胶体的形成 2、向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，而不是直接加热煮沸FeCl3饱和溶液，否则会因溶液浓度过大直接生成Fe(OH)3沉淀而无法得到Fe(OH)3胶体 3、实验中必须用蒸馏水，而不能用自来水。原因是自来水中含电解质、杂质较多，易使制备的胶体发生聚沉 4、往沸水中滴加氯化铁饱和溶液后，可稍微加热煮沸，但不宜长时间加热。原因是长时间加热将导致氢氧化铁胶体聚沉 5、要边加热边摇动烧杯，但不能用玻璃棒搅拌，否则会使Fe(OH)3胶粒碰撞成大颗粒形成沉淀 · 方法2胶体的丁达尔效应 1、丁达尔效应是由于胶体粒子对可见光的散射而产生的，是一种物理现象 2、丁达尔效应是胶体特有的性质，可用来鉴别胶体与其他分散系 3、丁达尔效应证明了胶粒的大小范围 4、液溶胶、气溶胶能发生丁达尔效应，大多数固溶胶无此性质 · 方法3 CO和H2完全燃烧后的产物与Na2O2反应的计算 【讨论1】a g H2在O2中完全燃烧，将其燃烧产物(H2O)通过足量的Na2O2固体，Na2O2固体质量增加多少克？ 2H2＋O22H2O ① 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ ② ①＋②得：H2＋Na2O2===2NaOH 【结论1】a g H2在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g 【讨论2】a g CO在O2中完全燃烧，将其燃烧产物(CO2)通过足量的Na2O2固体，Na2O2固体质量增加多少克？2CO＋O22CO2 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2 ①＋②得：CO＋Na2O2===Na2CO3 【结论2】a g CO在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g 【结论3】a g H2和CO的混合气在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g 【结论4】凡分子组成符合通式(CO)m(H2)n的物质，a g该物质在O2中完全燃烧，将其燃烧产物(CO2、H2O)通 过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g。或是由C、H、O三种元素组成的物质，只要C、O原子个数比为1∶1，即可满足该条件。中学阶段常见的符合这一关系的物质有 ①无机物：CO 、H2及CO与H2的混合气 ②有机物：甲醛(CH2O)、甲醇(CH4O)、乙酸(C2H4O2)、甲酸甲酯(C2H4O2)、乳酸C3H6O3)、葡萄糖(C6H12O6) 及果糖(C6H12O6)等 ③对于a g有机物(CxHyOz)在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体 若x=z，则增重为a g；若x>z，则增重为大于a g；若x<z，则增重为小于a g · 方法4 氯气的实验室制法 1、必须用浓盐酸，MnO2与稀盐酸不反应，且随着反应的进行，盐酸浓度变小，无论MnO2是否足量，盐酸均不能完全反应，反应后的溶液为盐酸和MnCl2的混合液 2、浓盐酸中，部分Cl－的化合价升高，4 mol HCl参加反应，被氧化的Cl－为2 mol 3、为了减少制得的Cl2中HCl的含量，加热温度不宜过高，减少HCl的挥发 4、Cl2有毒，必须有尾气吸收装置，常用吸收剂为NaOH溶液或碱石灰，不用澄清石灰水，因澄清石灰水中Ca(OH)2浓度小，吸收慢且吸收不完全 5、实验结束后，先使反应停止并排出装置中残留的Cl2，再拆卸装置，避免污染空气 · 方法5 氯离子的检验 1、选用试剂：AgNO3溶液、稀HNO3 2、实验原理：Ag＋＋Cl－===AgCl↓ 3、实验现象：产生白色沉淀 4、答题模板：取少量待测液于试管中，加入硝酸酸化的AgNO3溶液，若有白色沉淀产生，证明溶液中含有Cl－ 5、注意：①加稀硝酸的目的：排除CO等离子的干扰②不能用稀盐酸酸化，因为会引入Cl－③如果SO、CO和Cl－可能同时存在，可以先检验SO是否存在[用Ba(NO3)2溶液]，再检验CO和Cl－是否存在。 · 方法6 物质的量浓度与溶质的质量分数的比较 物质的量浓度 溶质的质量分数 溶解度 定义 表示单位体积溶液里所含溶质B的物质的量的物理量 用溶质质量与溶液质量之比来表示溶液组成的物理量 在一定温度下，某固体物质在100_g溶剂(通常是水)里达到饱和状态时所溶解溶质的质量 相似处 表示溶液中溶质含量的物理量 不同处 计算公式 cB＝ w ＝×100% S＝×100g 单位 mol·L－1或mol/L 1 g 特点 体积相同、物质的量浓度相同的不同溶质的溶液中，所含溶质的物质的量相同，溶质的质量不一定相同 质量相同、溶质的质量分数相同的不同溶质的溶液中，所含溶质的质量相同，溶质的物质的量不一定相同 溶解度相同，则不同溶质的溶液中溶质的质量分数相同，溶质的物质的量浓度不一定相等 转化关系 cB＝ mol·L－1， · 方法7 阿伏加德罗定律及其推论 1、阿伏加德罗定律适用于任何气体，既包括单一气体，也包括混合气体，但不适用于非气体 2、温度、压强、体积、分子数四个物理量相互制约，只要其中“三同”成立，第“四同”也成立，即“三同”定“一同”。如： a．同温、同压下，相同物质的量的气体，气体体积相同 b．同温、同体积下，相同物质的量的气体，气体的压强相同 · 方法8 离子方程书的书写 1．看生成物是否与事实相符。如Fe与硫酸反应生成：Fe+2H+=Fe3++H2↑ 2．看反应在什么情况下进行，能否用离子方程式表示。如：Ca(OH)2+NH4Cl=CaCl2+H2O+NH3↑（氨气的制备）不在溶液中进行，不具有离子反应方程式。 3．看拆写是否正确。只有易溶的强电解质才能写成离子的形式，如CaCO3写成Ca2+，Mg(OH)2写成Mg2+都是错误的。 4．看所用连接符号与生成物状态符号是否正确。离子互换反应的方程式通常用“=”号连接，生成沉淀或气体则标出“↑”或“↓”符号。 5．看质量与电荷是否守恒。如：FeCl2溶液与Cl2反应写成Fe2++Cl2=Fe3++2Cl－，电荷不守恒。 6．看离子的配比数是否正确如：稀硫酸与强氧化钡反应不能写成：Ba2+ + OH －+ SO42－ + H+ =BaSO4 +H2O，应写成Ba2++2OH－+SO42－+2H+=BaSO4↓ + 2H2O。 7．看反应物的用量多少是否加以考虑。某些化学反应因反应物用量多少不同，生成 物也不同，甚至来源同一物质的阴、阳离子配比数也可能不同。如：“过量”、“少量”等都可能对反应产生影响。如：向NaOH溶液中通入少量CO2和足量CO2的离子反应方程式分别是：2OH－ + CO2=CO32－ + H2O、OH－+CO2=HCO3－。 · 方法9 离子共存 1、第一步：细审题干关键点 (1)注意“一定大量共存”、“可能大量共存”、“不能大量共存”等关键点 (2)注意“透明溶液”意味着无难溶物和微溶物，但并不意味着溶液无色 2、第二步：警惕题干中的常见“陷阱” 条件类型 常见表述 误点点悟 常见题干要求 (1)“一定大量共存”；(2)“可能大量共存”；(3)“不能大量共存” 审清关键字 常见的易错点 “透明” “透明”也可“有色” “不能大量共存” 易看成“大量共存” 常见的隐含条件 “通入足量的NH3” 与NH3·H2O反应的离子不能大量存在 通入足量的CO2 溶液显酸性 常见的限制条件 “无色溶液” 有色离子不能大量存在 使甲基橙呈红色或pH＝1 溶液显酸性，无大量的OH－及弱酸的酸根离子或酸式酸根离子 遇酚酞呈红色或pH＝13 溶液显碱性，无大量的H＋及弱碱的阳离子、弱酸的酸式酸根离子 3、第三步：看能否发生复分解反应。可分三步进行 ①查H＋，主要看是否有弱酸根离子和酸式酸根离子等 ②查OH－，主要看是否有NH、酸式酸根离子和金属离子 ③查金属离子，主要看是否与酸根产生难溶性盐(包括微溶性盐) · 方法10 离子推断 1．根据实验现象判断一定含有的离子→根据离子共存判断一定不含有的离子→可能含有的离子。 2．离子推断的“常用原则” （1）肯定性原则：据现象推断肯定存在或肯定不存在的离子。 （2）互斥性原则：如溶液中含有Ag＋，则不存在大量的Cl-。 （3）进出性原则：要注意所加试剂引入什么离子，是否造成干扰。 （4）守恒原则(电中性原则)：阳离子和阴离子同时存在于溶液中且正负电荷总量相等。 · 方法11 氧化性与还原性强弱的比较 1.根据元素的活动性顺序比较 如：Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu 金属还原性：Fe>Cu 在反应中Fe是还原剂，Cu是还原产物。 2.根据氧化还原反应方程式比较 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 · 方法12 氧化还原反应的配平 1、配平依据：电子得失相等，即化合价升降总数相等 2、配平原则：①质量守恒；②得失电子数相等；③离子方程式中电荷守恒 3、配平步骤 ①划好价——划出有变的元素化合价 ②列变化——列出元素化合价升降变化 ③求总数——求出化合价升降的最小公倍数，使化合价升高和降低的数目相等 ④配系数——配出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数，观察法配平其它物质的系数 ⑤作检查——查原子是否守恒、电荷是否守恒（通常通过检查氧元素的原子数），画上等号 · 方法13 氧化还原反应的计算 1．计算依据：对于氧化还原反应的计算，要根据氧化还原反应的实质——反应中氧化剂得到的电子总数与还原剂失去的电子总数相等，即得失电子守恒。利用守恒思想，可以抛开繁琐的反应过程，可不写化学方程式，不追究中间反应过程，只要把物质分为始态和终态，从得电子与失电子两个方面进行整体思维，便可迅速获得正确结果 2．守恒法解题的思维流程 (1)找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物 (2)列出一个原子或离子的化合价的变化 (注意化学式中粒子的个数) (3)根据题中物质的物质的量和电子守恒列出等式 在氧化还原反应中，转移电子数＝n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价—低价) ＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价—低价) 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $ 期中知识清单（鲁教版第1-2章） 第1章 认识化学科学 · 考点01 化学科学的形成和发展 1．远古时代：我们的祖先就知道了如何取火和保 存火种。 2．古代：在长期的生产和生活实践中，人们学会了烧制陶瓷、冶 炼金属、酿造酒类。 3．近代： 1661 年，波义耳提出化学元素的概念，标志着近代化学的诞生. 1777 年，拉瓦锡提出氧化学说，使近代化学取得了革命性的进展. 1803 年，道尔顿提出原子论，为近代化学的发展奠定了坚实的基础. 1811年，阿伏加德罗提出分子学说，系统地解决了在物质组成和原子量（现称相对原子质量）测定方面存在的混乱问题. 1869 年，门捷列夫发现元素周期律，把化学元素及其化合物纳入一个统一的理论体系. 4．现代： 化学科学迅速发展，进入了辉煌的现代化学时代。放射性元素的发现、现代量子化学理论的建立、化学热力学与动力学的开创性研究、创造新分子的合成化学的崛起、高分子化学的创立以及化学工业的快速发展等，都是现代化学发展中取得的重大成就。 · 考点02 化学科学的主要特征 1、化学的定义：化学是在原子、分子水平上研究物质的组成、结构、性质、转化及其应用的一门基础学科。 注：物理变化和化学变化 区别：有无新物质生成的变化。 联系：物质发生化学变化时一定伴有物理变化，而物质发生物理变化时不一定发生化学变化。 2、特征：特征是从宏观和微观两个角度认识物质、以符号形式表征物质、在不同层面上创造物质。 注：核裂变和核聚变不属于化学变化。 3、现代化学已经成为实验与理论并重的科学。 （1）各种分析和测试物质结构、跟踪化学反应过程的技术如波谱、色谱、X 射线衍射、飞秒化学、原子示踪等，成为现代化学研究的重要手段； （2）理论计算辅以计算机模拟来研究物质的结构、预测物质的反应活性、研究反应的微观过程等，成为现代化学研究的热点。 4、青蒿素的发现、研究与应用 · 考点03 化学科学的探索空间 · 考点04研究物质性质的基本程序 · 考点05观察金属钠及金属钠与水的反应 1、实验目的 ： (1) 认识金属钠的颜色、状态、硬度和密度的相对大小以及熔点的相对高低。 (2）认识金属钠与水的反应。 2、实验方案： (1) 观察盛放在试剂瓶中的金属钠。用镊子将金属钠从试剂瓶中取出，用滤纸将其表 面的煤油吸干，在玻璃片上用小刀切下一小块金属钠，观察钠块的切面。 (2）向培养皿中加入适量的水，滴入 1~2 滴酚酞溶液，取一块绿豆粒大小的金属钠放 入水中，观察现象。 3、物理性质 ：银白色、质软、熔沸点较低、密度小 4、化学性质： 金属钠能与水发生反应生成氢氧化钠和氢气：2Na+2H2O＝2NaOH+H2↑ 5、用途：金属钠可用于制造高压钠灯，这种灯因钠蒸气放电而产生的黄光射程远、透雾能力强，常 用作路灯。金属钠还可用于钛、锆、铌、钽等金属的冶炼。钠和钾的合金可用作原子反应堆的导热剂。 · 考点06观察金属钠与氧气的反应 1、实验目的 (1) 探究金属钠与氧气的反应。 (2）认识条件控制对于实验研究的意义。 2、实验用品 金属钠； 酒精灯，坩埚，三脚架，泥三角，坩埚钳，镊子，小刀，玻璃片，滤纸，火柴。 3、实验方案 (1) 将切好的金属钠放置在空气中，观察现象。 (2）将一小块金属钠放入坩埚中加热，观察现象。 4、实验现象与结论 (1) 金属钠放置在空气中会迅速被氧化，失去金属光泽，生成白色的氧化钠：4Na+O2＝2Na2O (2）金属钠在空气中加热会生成过氧化钠：2Na+O2Na2O2 · 考点07氧化钠与过氧化钠的比较 氧化钠 过氧化钠 化学式 Na2O Na2O2 氧化合价 -2 -1 阴、阳离子个数比 1:2 1:2 颜色状态 白色固体 淡黄色固体 与H2O反应 Na2O＋H2O===2NaOH 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ 与CO2反应 Na2O＋CO2===Na2CO3 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2 与盐酸反应 Na2O＋2HCl===2NaCl＋H2O 2Na2O＋4HCl===4NaCl＋2H2O+O2↑ 用途 制碱 供氧剂，强氧化剂，漂白剂 两者转化关系 2Na2O＋O22Na2O2 · 考点07碳酸钠与碳酸氢钠的比较 碳酸钠 碳酸氢钠 化学式 Na2CO3 NaHCO3 俗称 纯碱、苏打 小苏打 水溶性 易溶于水（溶解时放热） 可溶于水（溶解时吸热） 颜色状态 白色粉末 细小白色晶体 水溶液酸碱性 较强碱性 较弱碱性 热稳定性 稳定、受热不易分解 2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O 与CO2反应 Na2CO3＋CO2↑＋H2O==2NaHCO3 不反应 与盐酸反应 与滴加顺序有关 NaHCO3＋HCl===NaCl＋H2O＋CO2↑ · 考点08研究氯气的性质 1、氯气的物理性质：黄绿色气体，有刺激性气味的气体，能溶于水，密度比空气大，易液化 2、氯气的化学性质： （1）氯气是一种非常活泼的非金属单质，容易与钠、铁、铜等金属单质以及氢气等非金属单质发生反应。 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 与铜反应 Cu＋Cl2CuCl2 产生大量棕黄色烟 与氢气反应 H2＋Cl22HCl 发出苍白色火焰，集气瓶口上方出现白雾 （2）氯气不仅能溶于水，还能与水发生如下化学反应：Cl2＋H2O==HCl＋HClO （3）氯气不仅能与水发生反应，还能与碱发生反应生成盐酸盐、次氯酸盐和水: Cl2＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O ; 2Ca(OH)2＋2Cl2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O · 考点09液氯、新制氯水、久置氯水的比较 液氯 新制氯水 久置氯水 分类 纯净物 混合物 混合物 成分 只有Cl2 Cl2，H2O，HClO，H+，Cl-，OH-，ClO- H2O，H+，Cl- 性质 有氧化性，无酸性和漂白性 有酸性，强氧化性，能漂白，消毒，光照时HClO分解 只有酸性 颜色 黄绿色 浅黄绿色 无色 保存 特质钢瓶 棕色试剂瓶、密封避光、现用现配 带塞子试剂瓶 · 考点10解关于新制氯水性质类题的思路 1、知道新制氯水的成分：3种分子(H2O、Cl2、HClO)；4种离子[H+，Cl-、ClO-、OH-(极少量)]。 2、新制氯水中的每种成分均呈现出各自的性质，在不同的反应中，氯水起作用的成分不同。 （1）Cl2的强氧化性(与Fe2＋、I－、Br－等反应)； （2）HCl的强酸性(加活泼金属、碳酸盐产生气泡)； （3）Cl-的性质(加AgNO3溶液，产生白色沉淀)； （4）HClO的漂白性和(有机色质如品红、有色布条退色)不稳定性(光照下分解产生气泡O2)。 3、在书写新制氯水与NaOH、FeCl2、KI、NaBr等溶液反应的方程式时，应用Cl2作反应物。 · 考点11氯的化合物 1、次氯酸的性质 （1）次氯酸是易溶于水的弱酸，比碳酸酸性弱，写离子方程式时不能拆成离子形式。氯气和水反应的离子方程式：Cl2＋H2O===H＋＋Cl－＋HClO。 （2）次氯酸不稳定，见光易分解，反应的化学方程式：2HClO2HCl＋O2↑。 （3）次氯酸具有强氧化性(其氧化性比氯气强)，可用于自来水的杀菌消毒，还可以用作漂白剂。 （4）氯气用于自来水消毒时，因与水中的有机物反应生成有机氯化物对人体有害，所以要严格控制饮用水中氯的含量，并开始使用二氧化氯(ClO2)、臭氧等新的自来水消毒剂。 2．漂白粉 （1）主要成分是CaCl2和Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2 （2）漂白原理是：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO，产生的HClO具有漂白性和强氧化性，由于Ca(ClO)2能与空气中的CO2、H2O反应生成HClO且HClO见光易分解，所以漂白粉应密封保存。 （3）工业上常用氯气和石灰乳制取漂白粉2Cl2＋2Ca(OH)2 == CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O · 考点12氯气的实验室制法 1、实验原理 二氧化锰(软锰矿的主要成分)和浓盐酸在加热条件下反应：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。 2、仪器装置 发生装置 固体(液体)＋液体气体 净化装置 (洗气瓶) 先通过饱和食盐水除去 HCl ，再通过浓H2SO4除去 水蒸气 收集装置 用 向上 排空气法收集 验满方法 观察法（黄绿色）；湿润的淀粉­KI试纸，其原理是 Cl2＋2KI===2KCl＋I2 ，置换出的I2遇淀粉变蓝色；湿润的蓝色石蕊试纸（先变红后褪色） 尾气吸收装置 盛有NaOH溶液的烧杯 · 考点13氯离子的检验 1、原理及过程：在Ⅰ～Ⅳ四支试管中分别加入2～3 mL稀盐酸、NaCl溶液、Na2CO3溶液、蒸馏水，然后各滴入几滴AgNO3溶液，观察现象，再分别加入少量稀硝酸，观察现象。 试管 试剂 实验现象 加入AgNO3溶液 加入稀硝酸 Ⅰ 稀盐酸 白色沉淀 沉淀不溶解 Ⅱ NaCl溶液 白色沉淀 沉淀不溶解 Ⅲ Na2CO3溶液 白色沉淀 沉淀溶解 Ⅳ 蒸馏水 无明显现象 无明显现象 （1）试管Ⅰ、试管Ⅱ中均产生了不溶于稀硝酸的白色沉淀，说明反应生成了 AgCl ；反应的离子方程式为 Ag＋＋Cl－===AgCl↓ 。 （2）试管Ⅲ中产生的白色沉淀是 Ag2CO3 ，写出该沉淀溶于稀硝酸的离子方程式： Ag2CO3＋2H＋===2Ag＋＋H2O＋CO2↑ 。 2、氯离子的检验及答题规范 （1）检验时要加稀硝酸，以排除CO等离子的干扰，不能用稀硫酸，因为Ag2SO4微溶，会干扰实验，更不能用盐酸，因为盐酸中含有Cl－。 （2）若被检液中含有SO，需先用 Ba(NO3)2 溶液除去SO，然后再加入稀硝酸酸化的AgNO3溶液，检验Cl－的存在。 · 考点14物质的量的单位——摩尔 1、物质的量：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 。 2、物质的量的单位为 摩尔 ，简称摩，符号为 mol 。 3、阿伏加德罗常数 （1）1 mol任何粒子的粒子数叫作阿伏加德罗常数，符号为NA ，通常用6.02×1023 mol－1 表示。 （2）物质的量、阿伏加德罗常数与粒子数（N）之间的关系为n＝。 4、摩尔质量 5、物质的量、物质的质量、粒子数目之间的相关计算 　 N　　n　　m (粒子数)　(物质的量) 　(质量) （1）n＝ ①n、N、NA三个量中，已知任意两项可求第三项。 ②求N时，概念性问题用NA，数字性问题用6.02×1023 mol－1 。 ③N与n成正比，判断粒子数多少时只判断其n的大小即可。 （2）n＝ ①m、n、M三个量中，已知任意两项可求第三项。 ②由M可求相对分子质量。 （3）＝ ①N、NA、m、M四个量中，已知任意三项可求第四项。 ②该等式中一般NA、M为已知，则N与m可互求。 · 考点15气体摩尔体积 1、概念：单位物质的量的气体所占的体积叫作气体摩尔体积 ，符号为，常用的单位有L/mol （或L·mol－1）和m3/mol（或m3·mol－1）。 2、公式：Vm＝。 3、标准状况下气体摩尔体积 4、标准状况下气体摩尔体积的有关计算 （1）气体的物质的量n＝； （2）气体的摩尔质量M＝＝＝22.4 L·mol－1 ·ρ(ρ的单位是g·L－1)； （3）气体的分子数N＝n·NA＝·NA； （4）气体的质量m＝n·M＝·M。 · 考点16阿伏伽德罗定律 1、阿伏加德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体，含有相同数目的分子(或气体的物质的量相同) 2、阿伏加德罗定律的推论——理想气体状态方程为：pV＝nRT 由理想气体的状态方程结合物质的量的相关公式可以推出： pM =ρRT [其中：p为气体压强；V为气体体积；n为物质的量；R为常数；T为温度(单位为开尔文，符号是K)；ρ密度；M摩尔质量；m质量；N气体的分子数] 公式 语言叙述 T、p相同 同温同压下，任何气体的体积之比等于其物质的量之比，也等于其分子数之比 同温同压下，任何气体的密度之比等于其摩尔质量之比，也就是其相对分子质量之比 T、V相同 同温同体积时，任何气体的压强之比等于其物质的量之比，也等于其分子数之比 · 考点17配制一定物质的量浓度的溶液 1、一定物质的量浓度溶液配制的步骤和仪器 2、配制示例——配制100 mL 1.00 mol/L NaCl溶液 3、配制一定物质的量浓度溶液的误差分析 操作步骤 引起误差的原因 对结果的影响 n V c 称量 物质、砝码位置颠倒且需要使用游码 偏小 / 偏低 称量NaOH时使用滤纸 偏小 / 偏低 量取 用量筒量取浓硫酸时仰视 偏大 / 偏高 用量筒量取浓硫酸时俯视 偏小 / 偏低 将量取浓溶液所用量筒洗涤，并将洗涤液注入容量瓶中 偏大 / 偏高 溶解 不慎将溶液溅到烧杯外面 偏小 / 偏低 冷却、转移 未冷却至室温就转入容量瓶中 / 偏小 偏高 转移前，容量瓶内有少量蒸馏水 / / 无影响 转移时有少量溶液流到容量瓶外 偏小 / 偏低 洗涤 未洗涤或只洗涤了1次烧杯和玻璃棒 偏小 / 偏低 定容 定容时仰视刻度线 / 偏大 偏低 定容时俯视刻度线 / 偏小 偏高 定容时液面超过刻度线，立即用胶头滴管吸出 偏小 / 偏低 定容摇匀后液面低于刻度线，又加蒸馏水至刻度线 / 偏大 偏低 · 考点18物质的量浓度 · 考点19与物质的量浓度有关的计算 1．浓溶液稀释 (1)溶质的物质的量不变：c(浓)·V(浓)＝c(稀)·V(稀)； (2)溶质的质量不变：m(浓)·w(浓)＝m(稀)·w(稀)； (3)溶液的质量守恒：m(稀)＝m(浓)＋m(水)。 2．相同溶质两溶液混合 (1)溶质的物质的量不变：c1V1＋c2V2＝c(混)·V(混)； (2)溶质的质量不变：m1w1＋m2w2＝m(混)·w(混)。 3.物质的量浓度与溶质的质量分数的换算 物质的量浓度与溶质的质量分数、溶解度之间求算题目的解题思路一般有两个出发点： (1)由“定义式”出发：物质的量浓度定义的数学表达式为cB＝，由此知，欲求cB，先求nB及V。设溶液体积为1 L，则cB＝＝＝ mol·L－1。 (2)利用推导出的换算公式cB＝进行cB与w的相互计算。 第2章 元素与物质世界 · 考点01 物质的分类 1、树状分类法：根据对象的共同点和差异，将对象分为不同的种类，而且形成具有一定从属关系的不同等级系统的一种分类方法。应用树状分类法可以对同类事物进行再分类。 2、交叉分类法：根据不同的分类标准对同一物质进行分类的一种方法。在对物质进行分类时，采用交叉分类法能从不同角度对物质进行较全面的分析。 (1)单质一定是由同一种元素组成的物质，由同一种元素组成的物质不一定是单质 (2)化合物一定是由不同种元素组成的纯净物，但纯净物不一定是化合物 (3)纯净物是由一种成分(分子)组成的物质，有化学式，有固定熔、沸点 (4)混合物是由多种成分(分子)组成的物质，无化学式，无固定熔、沸点 · 考点02 酸、碱、盐、氧化物的分类及性质 1、酸的分类 2、碱的分类 3、盐的分类 4、氧化物的分类 · 考点03 价类二维图 同一种元素可以存在于不同类别的物质中。有些元素在不同化合物中可能呈现不同的化合价。 · 考点04 分散系 1、定义：一种（或多种）物质分散到另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫做分散系。 2、组成：被分散的物质称为 分散质 ，起容纳分散质作用的物质称为 分散剂 。 分析指出下列分散系各自的分散质、分散剂，比较分散质、分散剂的存在状态 分散系 分散质 分散剂 烟 微小尘埃(固) 空气(气) 雾 微小液滴(液) 空气(气) 碘酒 碘(固) 酒精(液) 食盐水 食盐(固) 水(液) 有色玻璃 金属氧化物(固) 玻璃(固) 3、分散系的分类 溶液、胶体、浊液的比较 分散系 溶液 胶体 浊液 悬浊液 乳浊液 分散质粒子直径 小于1 nm 1~100 nm 大于100 nm 大于100 nm 稳定性 稳定 介稳体系 不稳定 不稳定 分散质粒子能否透过半透膜或滤纸 均能透过 能透过滤纸，不能透过 半透膜 均不能透过 均不能透过 实例 食盐水 淀粉胶体 泥浆水 植物油和水的混合物 · 考点05 胶体 1、胶体的制备： 胶体 操作方法 制备原理 氢氧化铁胶体 ①将烧杯中的蒸馏水加热至 沸腾 ②向沸水中逐滴加入5~6滴　饱和FeCl3溶液 ③继续煮沸至液体呈 红褐 色,停止加热 FeCl3＋3H2OFe(OH)3（胶体）＋3HCl 碘化银胶体 向稀KI溶液中滴加稀硝酸银溶液，边滴加边振荡 KI+AgNO3AgI（胶体）+KNO3 2、 胶体的性质---丁达尔效应 (1)概念：当可见光束通过胶体时，在入射光侧面可观察到光亮的通路。 (2)原因：丁达尔现象是胶体中分散质微粒对可见光散射而形成的。 (3)应用：在实验室里鉴别胶体和溶液。 3、胶体的性质---渗析 (1)概念：利用半透膜分离胶体中的杂质分子或离子的过程。 (2)原因：胶体微粒不能透过半透膜，溶液中分子和离子能透过半透膜。 (3)应用：提纯或精制胶体。 (4)半透膜：动物肠衣、鸡蛋壳膜、羊皮纸、胶棉薄膜、玻璃纸。 4、胶体的性质---电泳 (1)概念：在外加电场的作用下，带电胶体微粒发生定向移动。 (2)原因：胶体微粒有巨大的比表面积，能吸附带有某种电荷的离子， 而形成带电微粒。 (3)应用：电泳电镀、电泳除尘等。 4、胶体的性质---聚沉 (1)概念：在一定条件下胶体形成沉淀析出的现象。 (2)使胶体聚沉的方法： ①加入电解质；②加入带相反电荷的离子；③加热；④搅拌 (3)应用：向豆浆（ 一种胶体）中加入硫酸钙使蛋白质 等聚沉可制成可口的豆腐。 · 考点06 物质的转化 1、酸、碱、盐的化学通性 （1）酸的化学通性 酸 （2）碱的化学通性 碱 （3）盐的化学通性 盐 2、氧化物的化学通性 （1）酸性氧化物的化学通性 酸性氧化物 （2）碱性氧化物的化学通性 碱性氧化物 3、单质、氧化物、酸、碱、盐之间的转化关系 4、金属(或非金属)单质→盐的转化关系 （1）金属单质(Ca)→盐的转化关系 CaCaOCa(OH)2CaCO3CaCl2 ① 2Ca＋O22CaO； ② CaO＋H2O===Ca(OH)2； ③ Ca(OH)2＋CO2===CaCO3↓＋H2O； ④ CaCO3＋2HCl===CaCl2＋H2O＋CO2↑。 （2）非金属单质(C)→盐的转化关系 CCO2H2CO3Na2CO3 ① C＋O2CO2； ② CO2＋H2O===H2CO3； ③ H2CO3＋2NaOH===Na2CO3＋2H2O。 5、物质转化的应用 （1）化学反应遵循质量守恒定律，故通过物质间的转化可以合成物质，如由单质可以得到盐，且有多条途径： （2）在实际生产中，通过物质的转化制备具体物质时，除了要考虑反应进行的可能性，还需要考虑原料来源、成本高低和设备要求等因素。例如，NaOH可以用Na2O和H2O反应制取，化学方程式：Na2O＋H2O===2NaOH，但Na2O来源少、成本高，故工业上通常用电解饱和食盐水的方法来制取NaOH。 · 考点07 电解质的电离 1、电离：电解质在水溶液中或熔融状态下产生自由移动离子的过程，电离过程可以用电离方程式表示 2、电离方程式：表示电解质电离成离子的式子，用化学式和离子符号表示的式子 （1）强电解质：全部电离，用“===”连接，如：H2SO4===2H＋＋SO、NaOH===Na＋＋OH－ （2）弱电解质：部分电离，用“”表示，如：CH3COOHH+＋CH3COO－ NH3·H2ONH＋OH－ （3）多元弱酸：分步电离(即每次只电离出一个H+)，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主 如：H2CO3H+＋HCO (主要) 决定H2CO3的酸性 HCO3—H+＋CO (次要) （4）多元弱碱：分步电离，但一步写出，如：Cu(OH)2的电离方程式：Cu(OH)2Cu2＋＋2OH－ （5）两性氢氧化物：双向电离，如Al(OH)3的电离方程式：H＋＋AlO＋H2OAl(OH)3Al3＋＋3OH－ （6）酸式盐的书写方法 ①弱酸的酸式盐在溶液中完全电离，生成酸式酸根离子和阳离子，如：NaHCO3===Na＋＋HCO ②强酸的酸式盐在水溶液中完全电离，如：NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO (水溶液中) ③强酸的酸式盐在熔融状态时，生成酸式酸根离子和阳离子，如：NaHSO4===Na＋＋HSO (熔融状态) · 考点08 电解质、非电解质 电解质 非电解质 相同点 均为化合物 不同点 在水溶液里或熔融状态下能导电 在水溶液里和熔融状态下都不导电 本质区别 在水溶液里或熔融状态下自身能发生电离 在水溶液里和熔融状态下自身不发生电离 所含物质类型 酸：H2SO4、H2CO3等； 碱：NaOH、NH3·H2O等； 盐：NaCl、CaCO3等； 活泼金属氧化物：Na2O、CaO等；水 非金属氧化物：SO2、SO3、CO2等； 非酸性气态氢化物：NH3； 部分有机物：蔗糖、乙醇、CH4、CCl4等 · 考点09 离子反应 1、定义：电解质在溶液中的反应实质上是离子之间的反应，这样的反应属于离子反应。 2、实质：（1）从微观角度，酸、碱、盐在水溶液中发生的复分解反应，实质上是两种电解质在溶液中相互交换离子的反应。 （2）离子反应使溶液中某些离子的浓度减小。 3、离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子叫作离子方程式。 4、离子方程式的书写步骤（以Na2SO4溶液与BaCl2溶液的反应为例） 5、离子方程式书写的拆写原则 （1）拆成离子的物质：易溶、易电离的物质，如强酸、强碱、绝大部分可溶性盐。 （2）书写化学式的物质：a.单质；b.气体；c.氧化物；d.难溶性物质；e.难电离的物质；f.非电解质；g.浓硫酸。 （3）多元弱酸的酸式酸根离子不能拆写，如NaHCO3不能拆写成“Na＋＋H＋＋CO”，应写作“Na＋＋HCO”。 （4）微溶物（如Ca(OH)2）：a.作反应物时，澄清溶液中写成离子形式，悬浊液中写成化学式；b.作生成物时，写成化学式。 （5）有气体或沉淀生成的离子反应，要检查离子方程式中是否注明“↑”或“↓”。 （6）写出离子方程式并配平：将相互作用的微粒的符号写在等号左边，把微粒之间作用结果的符号写在等号右边，并根据电荷守恒以及原子种类和数量守恒 配平离子方程式。 6、酸碱盐溶解性口诀 全溶钾、钠、铵、硝盐； 氯化物中银沉淀； 硫酸钡难、银钙微； 碱中溶钡、钾、钠、铵； 碳酸只溶钾、钠、铵； 碳酸氢盐常溶完。 7、 离子反应方程式的判断依据： (1)离子反应是否符合客观事实。如铁与稀硫酸反应生成Fe2＋而不生成Fe3＋ (2)物质的拆写是否正确。如氧化物均不拆等 (3)电荷是否守恒。如FeCl2溶液与Cl2反应，不能写成Fe2＋＋Cl2==Fe3＋＋2Cl－。 (4)是否漏写离子反应。如Ba(OH)2溶液与CuSO4溶液反应，既要写Ba2＋与SO42－反应生成BaSO4沉淀的离子反应，又不能漏写Cu2＋与OH－反应。 (5)反应物或产物的配比是否正确。如稀硫酸与Ba(OH)2溶液反应不能写成H＋＋OH－＋SO42－＋Ba2＋===BaSO4↓＋H2O， · 考点10 离子共存 生成难溶性或微溶性物质的离子不能大量共存 生成难溶性的盐 如Ca2＋与CO，Ba2＋与CO、SO，Ag＋与Cl－等 生成难溶性的碱 如OH－与Cu2＋、Fe2＋、Fe3＋、Mg2＋、Al3＋等 生成气体的离子不能大量共存 如H＋与CO、HCO等 生成水或其他难电离物质的离子不能大量共存 如H＋与OH－、CH3COO－等 · 考点11 离子检验 1.检验离子的方法： (1)生成沉淀； (2)生成气体； (3)显现特殊颜色。 2.常见离子的检验方法 (1)向待测液中加入稀盐酸，无明显现象，然后加入几滴BaCl2溶液，有白色沉淀产生，证明有SO42- (2)向待测液中加入几滴稀硝酸，然后加入几滴AgNO3溶液，有白色沉淀产生，证明有Cl- (3)向待测液中加入BaCl2，有白色沉淀产生，沉淀溶于稀盐酸，生成无色无味且能使澄清石灰水变浑浊的气体，证明有CO32- 3.其他离子的检验方法 离子 试剂与操作 现象 OH- 酚酞 溶液变红 紫色石蕊溶液 溶液变蓝 Ag＋ 含Cl－的溶液，稀硝酸 白色沉淀 加稀氨水至过量 先生成白色沉淀，然后沉淀溶解 Cu2＋ 观察法 蓝色溶液或蓝绿色溶液 NaOH溶液 生成蓝色沉淀 Cl- AgNO3溶液和稀HNO3 白色沉淀（AgCl） Br- 淡黄色沉淀（AgBr） I- 黄色沉淀（AgI） · 考点12 与量有关的离子方程式的书写 1、连续反应型 【反应特点】反应生成的离子(生成物)因又能跟剩余(过量)的反应物继续反应而跟用量有关 【方法技巧】“分步书写”法——叠加法 如：向Ca(OH)2溶液中通入过量CO2气体，可按照反应顺序分别写出两步反应： ①CO2＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O ②CaCO3＋H2O＋CO2===Ca(HCO3)2 由①＋②可得：2CO2＋Ca(OH)2===Ca(HCO3)2 (1)向澄清石灰水中通入CO2 气体 少量CO2与Ca(OH)2溶液反应 CO2(少量)＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋H2O 过渡反应 CaCO3＋H2O＋CO2===Ca(HCO3)2 过量CO2与Ca(OH)2溶液反应 2CO2(过量)＋Ca(OH)2===Ca(HCO3)2 (2)向NaOH溶液中通入CO2 气体 少量CO2与NaOH溶液反应 CO2(少量)＋2NaOH===Na2CO3＋H2O 过渡反应 Na2CO3＋CO2 +H2O===2NaHCO3 过量CO2与NaOH溶液反应 CO2(过量)＋NaOH===NaHCO3 2、离子配比型 【反应特点】当一种反应物中有两种或两种以上组成离子参与反应时，因其组成比例不协调(一般为复盐或酸式盐)，当一种组成离子恰好完全反应时，另一种组成离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而跟用量有关 【方法技巧】“定一法”——找出引起配比的本质反应 ①根据相对量将少量物质定为“1 mol”，若少量物质有两种或两种以上离子参加反应，则参加反应离子的物质的量之比与物质组成之比相符 ②依据少量物质中离子的物质的量，确定过量物质中实际参加反应的离子的物质的量 ③依据“先中和后沉淀”的思路正确书写离子方程式 (1)向Ba(OH)2溶液中滴入NaHCO3溶液 本质反应 HCO3－＋OH－===CO32—＋H2O 少量NaHCO3溶液与Ba(OH)2溶液反应 Ba(OH)2＋NaHCO3(少量)===BaCO3↓＋NaOH＋H2O 过量NaHCO3溶液与Ba(OH)2溶液反应 Ba(OH)2＋2NaHCO3(过量)===BaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O (2)向Ca(HCO3)2滴入NaOH溶液 本质反应 HCO3－＋OH－===CO32—＋H2O 少量NaOH溶液与Ca(HCO3)2溶液反应 Ca(HCO3)2＋NaOH(少量)===CaCO3↓＋NaHCO3＋H2O 过量NaOH溶液与Ca(HCO3)2溶液反应 Ca(HCO3)2＋2NaOH(过量)===CaCO3↓＋Na2CO3＋2H2O · 考点13 氧化还原反应 1、氧化还原反应的两组概念 （1）氧化反应与还原反应 反应类型 化合价变化 电子转移 氧化反应 物质所含元素化合价升高的反应 物质所含元素原子失去电子(或电子对偏离)的反应 还原反应 物质所含元素化合价降低 的反应 物质所含元素原子得到电子(或电子对偏向)的反应 （2）氧化产物与还原产物 生成物 2、氧化还原反应概念间的关系 3．元素化合价的判断 （1）代数和法：先标出熟悉元素的化合价，再根据化合物中各元素正、负化合价的代数和为0，求解其他元素的化合价。例如，有机物中碳元素化合价(设为x)的确定方法：有机物中氧元素的化合价为－2价，氢元素的化合价为＋1价，利用化合物中各元素正、负化合价代数和为0的原则确定碳元素的化合价，乙酸(C2H4O2)中各元素化合价满足2x＋(＋1)×4＋(－2)×2＝0，则x＝0。 （2）记忆法：常见元素的化合价可以借助化合价口诀来记忆，一价氢、氯、钾、钠、银；二价氧、钙、镁、钡、锌；三价铝、四价硅、五价磷；说变价也不难，二三价铁、三四价碳、二四六价硫都齐全；铜汞二价最常见。 （3）一些特殊物质中元素的化合价：NaH(H：－1价)、NaBH4(H：－1价)、Na2O2(O：－1价)、HClO(Cl：＋1价)、HClO2(Cl：＋3价)、HClO3(Cl：＋5价)、HClO4(Cl：＋7价)、K2FeO4(Fe：＋6价)、H2C2O4(C：＋3价)、CaC2(C：－1价)、Na2S2O3(S：＋2价)、Na2S2O8(S：＋6价)、FeS2(Fe：＋2价，S：－1价)、CuFeS2(Cu：＋2价，Fe：＋2价，S：－2价)、Cu2S(Cu：＋1价，S：－2价)等。 4、电子转移的的表示方法 （1）双线桥法：表示反应前后同一元素由反应物转化为生成物时电子转移的情况。 基本步骤 巧记口诀：先标化合价，再看价变化；起止同元素，桥上标变化。 示例：用双线桥法标出CO还原Fe2O3反应中电子转移的方向与数目： （2）单线桥法：表示反应过程中不同元素原子间的电子转移情况。 基本步骤 巧记口诀：先确定变价元素，再计算价态变化；桥上标明电子数，箭头还原到氧化。 示例：用单线桥法标出CO还原Fe2O3反应中电子转移的方向与数目： 5、四种基本反应类型之间的关系 （1）置换反应一定是氧化还原反应。 （2）复分解反应一定不是氧化还原反应。 （3）化合反应和分解反应不一定是氧化还原反应。 （4）有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应。 （5）有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应。 · 考点14 氧化剂和还原剂 1、常见的氧化剂和还原剂 物质种类 常见物质 氧化剂 部分非金属单质 O2、Cl2等 含有高价态元素的化合物 浓硫酸、HNO3、KMnO4、MnO2、KClO3、K2Cr2O7等 某些金属活动性较弱的元素对应的高价态离子 Fe3＋、Ag＋、Pb4＋、Cu2＋等 过氧化物 Na2O2、H2O2等 还原剂 活泼的金属单质 Al、Zn等 某些非金属单质 C、H2等 非金属阴离子和氢化物 Cl－、Br－、I－、S2－、HI、NH3、H2S等 含有较低价态元素的化合物 CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、FeSO4等 2、氧化性、还原性强弱的比较方法 (1)根据化学方程式判断 氧化还原反应发生规律可用如下式子表示 规律 氧化性强弱：氧化剂>氧化产物 还原性强弱：还原剂>还原产物 (2)根据元素的活动性顺序来判断 规律 特点 上左下右可反应，隔之愈远愈易行 (3)根据反应条件的难易来判断 化学反应 反应条件 2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O 常温 MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 加热 加热、加催化剂 氧化性：KMnO4＞MnO2＞O2 (4)根据反应的剧烈程度来判断 ①金属单质与水反应的剧烈程度 Na、Mg、Al分别与水的反应 分析 Na与冷水剧烈反应 Mg与冷水几乎不反应，能与热水反应 Al加热条件下也不明显 还原性：Na＞Mg＞Al ②非金属单质与H2化合的难易程度 化学反应 反应条件及现象 分析 H2＋F2===2HF 冷暗处剧烈反应而爆炸 氧化性：F2＞Cl2＞Br2＞I2 H2＋Cl22HCl 光照条件下剧烈反应而爆炸 H2＋Br22HBr 加热至500 ℃时才能发生反应 H2＋I22HI 在不断加热的条件下才能缓慢进行，且为可逆反应 (5)根据变价元素被氧化或被还原的程度不同来判断 化学反应 分析 2Fe＋3Cl2 2FeCl3 铁元素被氯气氧化为＋3价，被硫氧化为＋2价，则氧化性：Cl2＞S Fe＋SFeS (6)根据元素周期表判断 ①同周期：从左到右，金属单质的还原性逐渐减弱；非金属单质的氧化性逐渐增强 ②同主族：从上到下，金属单质的还原性逐渐增强；非金属单质的氧化性逐渐减弱 (7)某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关 ①浓度：一般来说，氧化剂的浓度越大，其氧化性越强；还原剂的浓度越大，其还原性越强，如： 氧化性：浓H2SO4＞稀H2SO4，浓HNO3＞稀HNO3；还原性：浓盐酸＞稀盐酸 ②温度：许多氧化还原反应是在加热条件下进行的。可见升高温度可增强氧化剂的氧化性、还原剂的还原性 如：热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强 ③酸碱性：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化性(还原性)越强 如：中性环境中NO不显氧化性，酸性环境中NO显氧化性 如：酸性条件：2MnO＋6H＋＋5SO===2Mn2＋＋5SO＋3H2O 中性条件：2MnO＋H2O＋3SO===2MnO2＋3SO＋2OH－ 碱性条件：2MnO＋2OH－＋SO===2MnO＋SO＋H2O 其氧化性：KMnO4(酸性)>KMnO4(中性)>KMnO4(碱性) · 考点15 氧化还原反应的基本规律及应用 1．价态规律 (1)价态规律：物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性，如Fe3＋、Ag＋等；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性，如S2－、I－等；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性，如Fe2＋、Cl2等。物质含有多种元素时，性质是这些元素性质的综合体现，如HCl，H＋可体现氧化性，Cl－可体现还原性 (2)价态归中规律(不交叉规律)：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。简记为“两相靠，不相交” 如：H2S与浓硫酸的反应 (3)歧化规律：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＋2NaOH===NaCl＋NaClO＋H2O，1 mol Cl2反应时转移电子数为NA (4)邻位不反应规律：同种元素，相邻价态之间不发生氧化还原反应 如：SO2和浓硫酸不反应，可用浓硫酸干燥SO2气体 2．强弱规律：自发进行的氧化还原反应，一般遵循强氧化剂制弱氧化剂，强还原剂制弱还原剂，即“强制弱”的规律 3．先后规律 (1)同时含有几种还原剂时将按照还原性由强到弱的顺序依次反应 如：在FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性Fe2＋>Br－，所以Fe2＋先与Cl2反应 (2)同时含有几种氧化剂时将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应 如：在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3＋>Cu2＋>H＋，所以铁粉先与Fe3＋反应，然后依次为Cu2＋、H＋ 4．电子守恒规律：氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数，表现为元素化合价升高的总数等于元素化合价降低的总数 · 考点16 氧化还原方程式的配平 1．氧化还原方程式配平的三大原则 (1)电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数相等，化合价升高的总数＝化合价降低的总数 (2)质量守恒：反应前后原子的种类和个数不变 (3)电荷守恒：离子反应前后，阴、阳离子所带的电荷总数相等 2．氧化还原方程式配平的一般步骤 (1)标变价——标出有变的元素化合价 (2)列得失——列出化合价的变化值 (3)求总数——求出化合价升降的最小公倍数，使化合价升高和降低的数目相等 (4)配系数——配出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数，观察法配平其它物质的系数 (5)查守恒——查原子是否守恒、电荷是否守恒(通常通过检查氧元素的原子数)，画上等号 3．熟记常见的氧化剂及对应的还原产物、还原剂及对应的氧化产物 氧化剂 对应还原产物 还原剂 对应氧化产物 Cl2、ClO－、KClO3  Cl－ Fe2＋ Fe3＋ O2 O2－、H2O、OH－ SO2、SO32-、S2O32- SO42- Fe3＋ Fe2＋ H2O2 O2 KMnO4(H+)、MnO2 Mn2＋(紫色褪去) S2－、HS－、H2S S H2O2(绿色氧化剂) H2O I－(HI) I2 K2Cr2O7(H+) Cr3＋ H2C2O4 CO2 浓H2SO4 SO2＋H2O CO、C CO2 浓HNO3 NO2＋H2O NH3 N2、NO 稀HNO3 NO＋H2O · 考点17 氧化还原方程式的应用 1、汽车尾气的处理 2NO＋2CON2＋2CO2；2NO2＋4CON2＋4CO2；2NOx＋2xCON2＋2xCO2。 2、在生产、生活中所需的各种金属大多是通过氧化还原反应从矿石中冶炼出来的；同样，金属的腐蚀一般也是氧化还原反应。 3、许多化工产品的制备，如合成氨、合成硝酸、制硫酸、电解法制烧碱 等，主要反应都是氧化还原反应。 4、农业生产中，植物的光合作用、呼吸作用都是复杂的氧化还原反应。 5、日常生活中，食物的腐败就是氧化还原反应。因此袋装食品中加入脱氧剂可延长食品的保质期。 · 易错点01 纯净物与混合物 含结晶水的化合物为纯净物。纯净物是一种成分(分子)组成的物质，有化学式，有固定的熔、沸点。混合物是多种成分(分子)组成的物质，无化学式，无固定的熔、沸点。 【判断对错】 1. ‌冰水混合物属于纯净物( √ ) 2. ‌含一种元素的物质一定是纯净物( × ) 3. ‌混合物一定含有两种以上元素( × ) · 易错点02 氧化物分类 非金属氧化物大多是酸性氧化物，但不一定全是，如NO、CO不是酸性氧化物；酸性氧化物也不一定是非金属氧化物，如Mn2O7是酸性氧化物，但却是金属氧化物。金属氧化物大多是碱性氧化物，但不一定全是，如Al2O3是金属氧化物，却是两性氧化物；碱性氧化物一定是金属氧化物。 【判断对错】 1.‌金属氧化物一定是碱性氧化物 ( × ) 2.‌非金属氧化物一定是酸性氧化物( × ) 3.‌酸性氧化物均能与水反应生成酸( × ) · 易错点03 电解质与非电解质 1.电解质与导电性的关系 ①有些电解质溶于水能导电，在熔融状态下不能导电，如HCl、H2SO4等。 ②有些电解质只在熔融状态下能导电，如BaSO4、CaCO3等。 ③能导电的物质不一定是电解质，如金属、石墨、盐酸等，电解质本身也不一定能导电，如NaCl固体、HCl气体等。 ④溶于水能导电的化合物本身不一定是电解质，如SO2、NH3等。 2.电解质与溶解性的关系 电解质不一定易溶于水(如硫酸钡等)，易溶于水的化合物不一定是电解质(如酒精等)。 【判断对错】 1. ‌SO2的水溶液能导电，故SO2是电解质( × ) 2. ‌液态HCl不导电，故HCl为非电解质( × ) 3. ‌BaSO4饱和溶液导电性弱，故BaSO4是弱电解质( × ) 4.CO2、NH3都溶于水，其水溶液都能导电，所以CO2、NH3是电解质(　×　) · 易错点04 有关阿伏加德罗常数应用 1、要特别注意单位“L”的陷阱。如果见到题中出现单位“L”，一定要细查三个陷阱:“是否标况、是否气体、最后检查数值对否”。而其它单位如“g”，则不必考虑上述问题，常考热点是:在标况时，苯、戊烷、溴、SO3、H2O、CCl4、CHCl3、CH2Cl2、HF、NO2不是气，而HCHO、SO2、C4H10等为气态。 2.要特别注意题目中设置与计算无关的一些干扰条件，题目常常给出非标准状况下气体的物质的量或质量，干扰学生的正确判断。要注意物质的质量、摩尔质量、微粒个数不受“温度、压强”外界条件的影响。 3.要注意溶液的陷阱。如果见到题中考查的对象是溶液，一定要细查三个陷阱:“是否给出溶液体积、是否考虑水的量、都需考虑哪些平衡”。所以判断电解质溶液中粒子数目时注意“三看”：①是否存在弱电解质的电离或盐类水解。②已知浓度，是否指明体积，是否能用公式“n＝cV”计算。③在判断溶液中微粒总数时，是否忽视溶剂水。如溶剂水中的H、O原子常被忽略（如100 g 46%乙醇水溶液含H原子数≠6NA）。‌ 【判断对错】 1. 常温下，的溶液中，水电离出的数为。( × ) 2. 标准状况下，与足量的充分反应，转移的电子总数为( × ) 3. (标准状况)氟气所含的质子数为( √ ) 4. 密闭容器中，与充分反应后，混合气体中氧原子数为( × ) 5. 向溶液中通入适量，当有被氧化时，转移的电子总数一定等于( × ) 6. 和分别与充分反应，转移的电子数均为( √ ) · 易错点05物质的量浓度 1、溶液的特点：具有均一性、稳定性 因此无论取多少体积的溶液，其物质的量浓度是不变的，但其中所含溶质的物质的量与所取体积有关 2、准确计算溶液的体积：c＝中的V是溶液的体积，不是溶剂的体积，也不是溶质和溶剂的体积之和，不能用水的体积代替溶液的体积，应根据V＝计算 3、溶质用物质的量表示，而不是质量，若给出的条件是溶质的质量或气体的体积等，应根据有关公式换算为物质的量 4、溶液中的溶质B可以为化合物或某种离子 5、正确判断溶液的溶质并计算其物质的量 a．与水发生反应的物质，溶质发生变化，水量减少 如：Na、Na2O、Na2O2NaOH，SO3H2SO4，NO2HNO3 b．结晶水合物，溶质不变但水量增多 如：CuSO4·5H2OCuSO4，Na2CO3·10H2ONa2CO3，FeSO4·7H2OFeSO4 【判断对错】 1. 将58.5 g氯化钠溶于1 L水中，得到1 mol·L－1的氯化钠溶液( × ) 2. 从2 mol·L－1氢氧化钠溶液中取出10 mL溶液，其溶质的物质的量浓度仍是2 mol·L－1( √ ) 3. 1L食盐水中溶有1molNaCl，该溶液中溶质的物质的量浓度为1 mol·L－1( √ ) 4. 从1 L 2 mol·L－1的稀硫酸中取出0.5L，则这0.5L溶液的物质的量浓度为1 mol·L－1( × ) · 易错点06离子方程式正误判断 1.‌反应物浓度的影响‌ （1）浓盐酸与稀盐酸反应产物不同： 浓盐酸与MnO2加热生成Cl2，稀盐酸不反应。 （2）浓硫酸与铜在加热条件下生成SO2，稀硫酸不反应。 2.‌氧化还原反应的电子守恒‌ Fe与稀硝酸反应： Fe不足时生成Fe3+，过量时生成Fe2+，需根据比例配平电荷。 【判断对错】 1. ‌Fe与稀硫酸反应生成Fe3+( × ) 2. ‌过量CO2通入NaOH溶液：CO2+ 2OH-= CO32-+ H2O( × ) 3. MnO2与浓盐酸共热制Cl2：MnO2＋4HCl(浓) Mn2＋＋2Cl－＋Cl2↑＋2H2O( × ) 4. 磁性氧化铁溶于稀硝酸的离子方程式为：3Fe2++4H++NO=3Fe3+++3H2O( × ) 5. 酸性氯化亚铁溶液中加入的离子方程式为( × ) 6. 碳酸氢钙溶液与盐酸反应：Ca(HCO3)2+2H+=Ca2++2H2O+2CO2↑( × ) · 易错点07 离子共存 1.所有的弱酸根离子：CH3COO－、F－、ClO－、SiO、CN－等与H＋都不能大量共存。 2.酸式弱酸根离子如HCO、HS－、HSO既不能与OH－大量共存，也不能与H＋大量共存。 3.有沉淀生成包括有微溶物生成的离子不能大量共存，如Ba2＋、Ca2＋、Ag＋等不能与SO、CO等大量共存，Mg2＋不能与OH－、CO大量共存。 4.一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO、S2－、CO、C6H5O－等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe2＋、Al3＋、Cu2＋等必须在酸性条件下才能在溶液中存在；Fe3＋必须在酸性较强的条件下才能在溶液中存在(常温下，pH＝7时不能存在)。 5.能发生氧化还原反应的离子不能大量共存。如S2－、HS－、SO、I－和Fe3＋不能大量共存；MnO(H＋)、NO(H＋)、ClO－与S2－、HS－、SO、HSO、I－、Fe2＋等不能大量共存；SO和S2－在碱性条件下可以大量共存，但在酸性条件下则由于发生2S2－＋SO＋6H＋===3S↓＋3H2O反应不能大量共存；H＋与S2O不能大量共存。 6.溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。如Fe3＋与SCN－不能大量共存。 7.审题时应注意题中给出的附加条件。 【判断对错】 1. 1.0 mol·L－1的KNO3溶液可以共存的离子：H＋、Fe2＋、Cl－、SO( × ) 2. 甲基橙呈红色的溶液可以共存的离子：NH、Ba2＋、AlO、Cl－( × ) 3.pH＝12的溶液可以共存的离子：K＋、Na＋、CH3COO－、Br－( √ ) 4. 与铝反应产生大量氢气的溶液可以共存的离子：Na＋、K＋、CO、NO( × ) · 易错点08氧化还原反应 1.在氧化还原反应中，一种元素被氧化，不一定是另一种元素被还原，也可能是同一种元素即被氧化又被还原。 2.含有最高价元素的化合物不一定具有最强的氧化性，如氯的含氧酸，价态越高氧化性越弱。 3.某些元素的原子在氧化还原反应中得到或失去电子的数目越多，其氧化性或还原性不一定越强。物质氧化性或还原性得强弱取决于得失电子的难易程度，而不是得失电子数目的多少。 4.在氧化还原反应中一定有氧化剂和还原剂，但氧化剂和还原剂不一定是不同种物质，也可以是同一种物质。 【判断对错】 1. 分解反应一定是氧化还原反应，而化合反应为非氧化还原反应( × ) 2. 氧化还原反应一定有得氧和失氧的反应，得氧物质发生氧化反应( × ) 3. 金属阳离子被还原不一定得到金属单质( √ ) 4. 的还原性较强，而浓硫酸具有很强的氧化性，所以浓硫酸不能干燥气体( × ) 5. 固氮反应一定属于氧化还原反应( √ ) 6. 金属单质只有还原性，非金属单质只有氧化性( × ) · 方法1 Fe(OH)3胶体的制备 1、实验操作中，必须选用氯化铁饱和溶液而不能用氯化铁稀溶液。若氯化铁溶液浓度过低，则不利于氢氧化铁胶体的形成 2、向沸水中滴加FeCl3饱和溶液，而不是直接加热煮沸FeCl3饱和溶液，否则会因溶液浓度过大直接生成Fe(OH)3沉淀而无法得到Fe(OH)3胶体 3、实验中必须用蒸馏水，而不能用自来水。原因是自来水中含电解质、杂质较多，易使制备的胶体发生聚沉 4、往沸水中滴加氯化铁饱和溶液后，可稍微加热煮沸，但不宜长时间加热。原因是长时间加热将导致氢氧化铁胶体聚沉 5、要边加热边摇动烧杯，但不能用玻璃棒搅拌，否则会使Fe(OH)3胶粒碰撞成大颗粒形成沉淀 · 方法2胶体的丁达尔效应 1、丁达尔效应是由于胶体粒子对可见光的散射而产生的，是一种物理现象 2、丁达尔效应是胶体特有的性质，可用来鉴别胶体与其他分散系 3、丁达尔效应证明了胶粒的大小范围 4、液溶胶、气溶胶能发生丁达尔效应，大多数固溶胶无此性质 · 方法3 CO和H2完全燃烧后的产物与Na2O2反应的计算 【讨论1】a g H2在O2中完全燃烧，将其燃烧产物(H2O)通过足量的Na2O2固体，Na2O2固体质量增加多少克？ 2H2＋O22H2O ① 2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑ ② ①＋②得：H2＋Na2O2===2NaOH 【结论1】a g H2在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g 【讨论2】a g CO在O2中完全燃烧，将其燃烧产物(CO2)通过足量的Na2O2固体，Na2O2固体质量增加多少克？2CO＋O22CO2 2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2 ①＋②得：CO＋Na2O2===Na2CO3 【结论2】a g CO在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g 【结论3】a g H2和CO的混合气在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g 【结论4】凡分子组成符合通式(CO)m(H2)n的物质，a g该物质在O2中完全燃烧，将其燃烧产物(CO2、H2O)通 过足量的Na2O2固体，恰好能使Na2O2固体质量增加a g。或是由C、H、O三种元素组成的物质，只要C、O原子个数比为1∶1，即可满足该条件。中学阶段常见的符合这一关系的物质有 ①无机物：CO 、H2及CO与H2的混合气 ②有机物：甲醛(CH2O)、甲醇(CH4O)、乙酸(C2H4O2)、甲酸甲酯(C2H4O2)、乳酸C3H6O3)、葡萄糖(C6H12O6) 及果糖(C6H12O6)等 ③对于a g有机物(CxHyOz)在O2中完全燃烧，将其燃烧产物通过足量的Na2O2固体 若x=z，则增重为a g；若x>z，则增重为大于a g；若x<z，则增重为小于a g · 方法4 氯气的实验室制法 1、必须用浓盐酸，MnO2与稀盐酸不反应，且随着反应的进行，盐酸浓度变小，无论MnO2是否足量，盐酸均不能完全反应，反应后的溶液为盐酸和MnCl2的混合液 2、浓盐酸中，部分Cl－的化合价升高，4 mol HCl参加反应，被氧化的Cl－为2 mol 3、为了减少制得的Cl2中HCl的含量，加热温度不宜过高，减少HCl的挥发 4、Cl2有毒，必须有尾气吸收装置，常用吸收剂为NaOH溶液或碱石灰，不用澄清石灰水，因澄清石灰水中Ca(OH)2浓度小，吸收慢且吸收不完全 5、实验结束后，先使反应停止并排出装置中残留的Cl2，再拆卸装置，避免污染空气 · 方法5 氯离子的检验 1、选用试剂：AgNO3溶液、稀HNO3 2、实验原理：Ag＋＋Cl－===AgCl↓ 3、实验现象：产生白色沉淀 4、答题模板：取少量待测液于试管中，加入硝酸酸化的AgNO3溶液，若有白色沉淀产生，证明溶液中含有Cl－ 5、注意：①加稀硝酸的目的：排除CO等离子的干扰②不能用稀盐酸酸化，因为会引入Cl－③如果SO、CO和Cl－可能同时存在，可以先检验SO是否存在[用Ba(NO3)2溶液]，再检验CO和Cl－是否存在。 · 方法6 物质的量浓度与溶质的质量分数的比较 物质的量浓度 溶质的质量分数 溶解度 定义 表示单位体积溶液里所含溶质B的物质的量的物理量 用溶质质量与溶液质量之比来表示溶液组成的物理量 在一定温度下，某固体物质在100_g溶剂(通常是水)里达到饱和状态时所溶解溶质的质量 相似处 表示溶液中溶质含量的物理量 不同处 计算公式 cB＝ w ＝×100% S＝×100g 单位 mol·L－1或mol/L 1 g 特点 体积相同、物质的量浓度相同的不同溶质的溶液中，所含溶质的物质的量相同，溶质的质量不一定相同 质量相同、溶质的质量分数相同的不同溶质的溶液中，所含溶质的质量相同，溶质的物质的量不一定相同 溶解度相同，则不同溶质的溶液中溶质的质量分数相同，溶质的物质的量浓度不一定相等 转化关系 cB＝ mol·L－1， · 方法7 阿伏加德罗定律及其推论 1、阿伏加德罗定律适用于任何气体，既包括单一气体，也包括混合气体，但不适用于非气体 2、温度、压强、体积、分子数四个物理量相互制约，只要其中“三同”成立，第“四同”也成立，即“三同”定“一同”。如： a．同温、同压下，相同物质的量的气体，气体体积相同 b．同温、同体积下，相同物质的量的气体，气体的压强相同 · 方法8 离子方程书的书写 1．看生成物是否与事实相符。如Fe与硫酸反应生成：Fe+2H+=Fe3++H2↑ 2．看反应在什么情况下进行，能否用离子方程式表示。如：Ca(OH)2+NH4Cl=CaCl2+H2O+NH3↑（氨气的制备）不在溶液中进行，不具有离子反应方程式。 3．看拆写是否正确。只有易溶的强电解质才能写成离子的形式，如CaCO3写成Ca2+，Mg(OH)2写成Mg2+都是错误的。 4．看所用连接符号与生成物状态符号是否正确。离子互换反应的方程式通常用“=”号连接，生成沉淀或气体则标出“↑”或“↓”符号。 5．看质量与电荷是否守恒。如：FeCl2溶液与Cl2反应写成Fe2++Cl2=Fe3++2Cl－，电荷不守恒。 6．看离子的配比数是否正确如：稀硫酸与强氧化钡反应不能写成：Ba2+ + OH －+ SO42－ + H+ =BaSO4 +H2O，应写成Ba2++2OH－+SO42－+2H+=BaSO4↓ + 2H2O。 7．看反应物的用量多少是否加以考虑。某些化学反应因反应物用量多少不同，生成 物也不同，甚至来源同一物质的阴、阳离子配比数也可能不同。如：“过量”、“少量”等都可能对反应产生影响。如：向NaOH溶液中通入少量CO2和足量CO2的离子反应方程式分别是：2OH－ + CO2=CO32－ + H2O、OH－+CO2=HCO3－。 · 方法9 离子共存 1、第一步：细审题干关键点 (1)注意“一定大量共存”、“可能大量共存”、“不能大量共存”等关键点 (2)注意“透明溶液”意味着无难溶物和微溶物，但并不意味着溶液无色 2、第二步：警惕题干中的常见“陷阱” 条件类型 常见表述 误点点悟 常见题干要求 (1)“一定大量共存”；(2)“可能大量共存”；(3)“不能大量共存” 审清关键字 常见的易错点 “透明” “透明”也可“有色” “不能大量共存” 易看成“大量共存” 常见的隐含条件 “通入足量的NH3” 与NH3·H2O反应的离子不能大量存在 通入足量的CO2 溶液显酸性 常见的限制条件 “无色溶液” 有色离子不能大量存在 使甲基橙呈红色或pH＝1 溶液显酸性，无大量的OH－及弱酸的酸根离子或酸式酸根离子 遇酚酞呈红色或pH＝13 溶液显碱性，无大量的H＋及弱碱的阳离子、弱酸的酸式酸根离子 3、第三步：看能否发生复分解反应。可分三步进行 ①查H＋，主要看是否有弱酸根离子和酸式酸根离子等 ②查OH－，主要看是否有NH、酸式酸根离子和金属离子 ③查金属离子，主要看是否与酸根产生难溶性盐(包括微溶性盐) · 方法10 离子推断 1．根据实验现象判断一定含有的离子→根据离子共存判断一定不含有的离子→可能含有的离子。 2．离子推断的“常用原则” （1）肯定性原则：据现象推断肯定存在或肯定不存在的离子。 （2）互斥性原则：如溶液中含有Ag＋，则不存在大量的Cl-。 （3）进出性原则：要注意所加试剂引入什么离子，是否造成干扰。 （4）守恒原则(电中性原则)：阳离子和阴离子同时存在于溶液中且正负电荷总量相等。 · 方法11 氧化性与还原性强弱的比较 1.根据元素的活动性顺序比较 如：Fe＋CuSO4===FeSO4＋Cu 金属还原性：Fe>Cu 在反应中Fe是还原剂，Cu是还原产物。 2.根据氧化还原反应方程式比较 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 · 方法12 氧化还原反应的配平 1、配平依据：电子得失相等，即化合价升降总数相等 2、配平原则：①质量守恒；②得失电子数相等；③离子方程式中电荷守恒 3、配平步骤 ①划好价——划出有变的元素化合价 ②列变化——列出元素化合价升降变化 ③求总数——求出化合价升降的最小公倍数，使化合价升高和降低的数目相等 ④配系数——配出氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数，观察法配平其它物质的系数 ⑤作检查——查原子是否守恒、电荷是否守恒（通常通过检查氧元素的原子数），画上等号 · 方法13 氧化还原反应的计算 1．计算依据：对于氧化还原反应的计算，要根据氧化还原反应的实质——反应中氧化剂得到的电子总数与还原剂失去的电子总数相等，即得失电子守恒。利用守恒思想，可以抛开繁琐的反应过程，可不写化学方程式，不追究中间反应过程，只要把物质分为始态和终态，从得电子与失电子两个方面进行整体思维，便可迅速获得正确结果 2．守恒法解题的思维流程 (1)找出氧化剂、还原剂及相应的还原产物和氧化产物 (2)列出一个原子或离子的化合价的变化 (注意化学式中粒子的个数) (3)根据题中物质的物质的量和电子守恒列出等式 在氧化还原反应中，转移电子数＝n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价—低价) ＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值(高价—低价) 学科网（北京）股份有限公司8 / 13 学科网（北京）股份有限公司 $