2027届高三化学一轮复习教学计划 (2)

总规划 一轮复习规划 单元/章 总课时 单元课标要求 分课题/分小节 内容 课时 衔接 单质、氧化物、酸碱盐 1 第一章 物质及其变化 20 1.认识化学是在原子、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，其特征是认识物质和创造物质； 2.了解化学科学的发展历程及其趋势。 3.认识化学科学研究需要实证与推理，注重宏观与微观的联系； 4.了解实验、假说、模型、比较、分类等方法在化学科学研究中的运用。 5.了解物质的量及其相关物理量的含义和应用，体会定量研究对化学科学的重要作用。 物质的分类及转化 物质的组成与分类 1 物质的性质与变化 1 分散系与胶体 1 章节复习 1 衔接 四大基本反应类型、常见难溶解、 难电离、气体 1 离子反应、离子方程式 电解质的电离 1 离子反应和离子方程式 1 离子共存、离子的检验 与推断 离子共存 1 离子的检验与推断 1 章节复习 1 衔接 氧化反应、还原反应、化学式、 化合价 1 氧化还原反应的基本概念 和规律 氧化还原反应的相关概念及其表示方法 1 氧化性、还原性强弱的比较 1 氧化还原反应的基本规律及应用 1 氧化还原反应方程式的配平与计算 氧化还原反应方程式的书写与配平 1 章节复习 1 单元总复习课 1 专项测试 物质及其变化 3 第二章 化学计量及其应用 10 1. 认识化学计量在化学研究和生产中的重要性，理解物质的量、摩尔质量、气体摩尔体积、物质的量浓度等基本概念。 2. 掌握物质的量与微粒数目、质量、气体体积、溶液浓度之间的相互换算关系，并能进行有关计算。 3. 能运用化学计量的相关知识，解决简单的化学问题，如化学反应中的定量计算、溶液的配制等。 4. 体会定量研究的方法对研究和学习化学的重要作用，培养学生的定量思维和科学态度。 物质的量、气体摩尔体积 物质的量 阿伏加德罗常数、气体摩尔体积 1 衔接 溶液、质量分数、饱和溶液 1 物质的量浓度 物质的量浓度及相关计算及单位换算 1 一定物质的量浓度溶液的配制 1 物质的量在化学方程式计算中的应用 物质的量在化学方程式计算中应用 1 复习课 2 专项测试 化学计量数应用 3 第三章 金属及其化合物 12 1. 能列举、描述、辨识常见金属元素（如钠、铝、铁、铜等）及其重要化合物的主要物理和化学性质 2. 结合真实情境中的应用实例或通过实验探究，了解常见金属及其重要化合物的性质，认识其在生产、生活中的应用。 3. 能设计简单实验，探究常见金属及其化合物的性质，分析实验现象，得出合理的结论。 4. 能从物质类别、元素价态的角度，依据复分解反应和氧化还原反应原理，预测常见金属及其化合物的化学性质和变化，设计实验进行初步验证，并能分析、解释有关实验现象。 5. 能说明金属材料（含合金）的性能与应用的关系。 钠及其重要化合物 钠及其氧化物 1 碳酸钠和碳酸氢钠 1 碱金属　焰色试验 1 铁及其重要化合物 铁及其重要化合物、及其转化 1 镁、铝及其重要化合物 镁、铝及其化合物 1 钠、铝、镁、铁化学性质对比 1 钛、锰、铜、铅、砷性质的推断 与应用 2 复习课 2 专项测试 金属及其化合物 3 第四章 非金属及其化合物 20 1. 能结合实例描述硅、氯、氮、硫等非金属及其重要化合物的主要性质，认识这些物质在生产中的应用和对生态环境的影响。 2. 通过实验探究，了解氯、氮、硫、硅等非金属及其重要化合物的主要性质，认识其在生产中的应用和对生态环境的影响。 3. 能从物质类别、元素价态的角度，依据氧化还原反应和非氧化还原反应原理，预测常见非金属及其化合物的化学性质和变化，设计实验进行初步验证，并能分析、解释有关实验现象。 4. 能基于环境保护和资源利用的视角，认识非金属及其化合物的性质与应用的关系。 碳、硅及无机非金属材料 碳、硅及其化合物及新型无机非金 属材料 1 衔接 氢气的性质 1 氯及其重要化合物 氯气、氯水、含氯化合物 1 氢气的实验室制法 1 氯气的实验室制法 1 卤素的性质及X-的检验 1 章节复习 1 衔接 氧气、过氧化氢、臭氧的性质 1 硫及其重要化合物 硫及其氧化物 1 浓硫酸的性质及SO2- 4的检验 1 硫及其化合物的相互转化 1 章节复习 1 氮及其重要化合物 氮气及氮的氧化物 1 氮气铵盐、硝酸 1 章节复习 1 单元总复习课 2 专项测试 元素及其化合物 3 第五章 物质结构与性质 元素周期律 17 1. 了解元素、核素和同位素的含义。 2. 了解原子构成。了解原子序数、核电荷数、质子数、中子数、核外电子数以及它们之间的相互关系 3. 了解原子核外电子排布。 4. 掌握元素周期律的实质。了解元素周期表（长式）的结构（周期、族）及其应用。 5. 以第 1 至 20 号元素为例，了解同周期、同主族元素性质的递变规律与原子结构的关系。 6. 了解金属、非金属在元素周期表中的位置及其性质递变的规律。 7. 了解化学键的定义。了解离子键、共价键的形成。 8.结合实例了解共价分子具有特定的空间结构，并可运用相关理论和模型进行解释和预测。 9.知道分子的结构可以通过波谱、晶体X射线衍射等技术进行测定。 10.知道分子可以分为极性分子和非极性分子，知道分子极性与分子中键的极性、分子的空间结构密切相关。 11.结合实例初步认识分子的手性对其性质的影响。 12.了解晶体中微粒的空间排布存在周期性，认识简单的晶胞。借助分子晶体、共价晶体、离子晶体、金属晶体等模型认识晶体的结构特点。 13.知道介于典型晶体之间的过渡晶体及混合型晶体是普遍存在的。 14.知道在一定条件下，物质的聚集状态随构成物质的微粒种类、微粒间相互作用、微粒聚集程度的不同而有所不同。 15.知道物质的聚集状态会影响物质的性质，通过改变物质的聚集状态可能获得特殊的材 料。 元素周期表、元素周期律 元素周期表 1 元素周期律 2 原子结构与性质 原子结构 1 电子的运动特征 1 能层和能级 1 原子轨道——电子在原子核外的一个空间运动状态 1 泡利原理、洪特规则、能量最低原理 1 原子核外电子运动状态的描述—— “四个量子数” 1 章节复习 1 分子结构与性质、化学键 化学键 1 分子的空间结构 2 分子的性质及应用 1 配位键、配合物、超分子 1 章节复习 1 晶体结构与性质 物质的聚集状态 1 晶体与非晶体 1 晶胞组成的计算——均摊法（主要讲 晶胞密度计算）（晶胞坐标慎重讲） 1 常见晶体的结构与性质 2 章节复习 1 复习课 2 专项测试 物质结构与性质、元素周期律 3 第六章 化学反应与能量 21 1.了解化学反应中能量转化的原因，能说出常见的能量转化形式。 2.通过查阅资料说明能源是人类生存和发展的重要基础，了解化学在解决能源危机中的重要作用。知道节约能源、提高能量利用效率的实际意义。 3.能举例说明化学能与热能的相互转化，了解反应热和焓变的涵义，能用盖斯定律进行有关反应热的简单计算。 4.体验化学能与电能相互转化的探究过程，了解原电池和电解池的工作原理，能写出电极反应和电池反应方程式。 5.通过查阅资料了解常见化学电源的种类及其工作原理，认识化学能与电能相互转化的实际意义及其重要应用。 6.认识化学反应速率和化学平衡的调控在生活、生产和科学研究领域中的重要作用。 7.了解化学反应速率的概念、反应速率的定量表示方法。知道催化剂在生产、生活和科学研究领域中的重大作用。 8.了解化学反应的可逆性。能用焓变和熵变说明常见化学反应的方向。 9.描述化学平衡建立的过程，知道化学平衡常数的涵义，能利用化学平衡常数计算反应物的转化率。 化学反应的热效应 反应热与焓变 1 热化学方程式书写及正误判断 1 燃烧热和中和反应反应热 1 盖斯定律及应用 1 章节复习 1 原电池、化学电源 原电池的概念及构成条件 1 原电池的应用 1 必修与选修原电池的对比 1 一次电池、二次电池电极反应式 的书写 2 燃料电池 1 章节复习 1 电解池、金属的腐蚀与防护 电解原理 2 电解原理的应用 2 金属的腐蚀与防护 1 章节复习 1 单元总复习课 2 专项测试 化学反应与能量 3 第七章 化学反应速率与化学平衡 15 1.知道化学反应速率的定量表示方法，通过实验测定某些化学反应的速率。 2.了解温度、浓度、压强和催化剂等对化学反应速率影响的一般规律，能用相关理论解释其原因。 3.了解化学反应的可逆性，理解化学平衡的特征。 4.认识化学平衡常数是表征反应限度的物理量，知道化学平衡常数的含义和表达式。 5.能够利用化学平衡常数进行简单的计算，判断化学反应进行的方向。 6.理解浓度、压强、温度等因素对化学平衡移动的影响，能用相关理论解释其一般规律。 7.通过实验探究，了解浓度、压强、温度等因素对化学平衡移动的影响。 化学反应速率及其影响因素 化学反应速率及其表示方法 1 影响化学反应速率的因素 1 化学平衡状态、化学平衡 的移动 可逆反应、化学平衡状态 1 化学平衡移动及转化之间的关系 2 化学平衡常数及其相关计算 化学平衡常数 1 复习课 2 专项测试 化学反应速率与化学平衡 3 第八章 水溶液中的离子反应与平衡 13 1.能描述弱电解质在水溶液中的电离平衡，了解电离平衡常数的含义。 2.知道水的离子积常数，能进行溶液 pH 的简单计算。 3.认识盐类水解的原理，归纳影响盐类水解程度的主要因素。 4.能举例说明盐类水解在生产、生活中的应用。 5.能描述沉淀溶解平衡，知道沉淀转化的本质。 6.能综合运用离子反应、化学平衡原理，分析和解决生产、生活中有关电解质溶液的实际问题。 电离平衡 弱电解质的电离平衡 1 电离平衡常数 1 水的电离和溶液的酸碱性 水的电离与水的离子积常数 1 溶液的酸碱性与pH 1 酸碱中和滴定 1 章节复习 1 盐类的水解 盐类的水解及其影响因素 2 盐类水解的影响因素及应用 1 沉淀溶解平衡 难溶电解质的溶解平衡、溶度积常数 1 章节复习 1 复习课 2 专项测试 水溶液中离子反应与平衡 3 第九章 有机化学基础 24 1.认识有机化合物的分子结构决定于原子间的连接顺序、成键方式和空间排布，认识有机化合物存在构造异构和立体异构等同分异构现象。知道红外光谱、核磁共振等现代仪器分析方法在有机化合物分子结构测定中的应用。 2.认识官能团的种类（碳碳双键、碳碳三键、羟基、氨基、碳卤键、醛基、酮羰基、羧基、酯基和酰胺基），从官能团的视角认识有机化合物的分类，知道简单有机化合物的命名。认识官能团与有机化合物特征性质的关系，认识同一分子中官能团之间存在相互影响，认识在一定条件下官能团可以相互转化。知道常见官能团的鉴别方法。 3.认识有机化合物分子中共价键的类型、极性及其与有机反应的关系，知道有机化合物分子中基团之间的相互影响会导致键的极性发生改变，从化学键的角度认识官能团与有机化合物之间是如何相互转化的。 4.认识烷烃、烯烃、炔烃和芳香烃的组成和结构特点，比较这些有机化合物的组成、结构和性质的差异。了解烃类在日常生活、有机合成和化工生产中的重要作用。 5.认识卤代烃、醇、醛、羧酸、酯、酚的组成和结构特点、性质、转化关系及其在生产、生活中的重要应用，知道醚、酮、胺和酰胺的结构特点及其应用。 6.认识加成、取代、消去反应及氧化还原反应的特点和规律，了解有机反应类型和有机化合物组成结构特点的关系。认识有机合成的关键是碳骨架的构建和官能团的转化，了解设计有机合成路线的一般方法。体会有机合成在创造新物质、提高人类生活质量及促进社会发展方面的重要贡献。 7.了解聚合物的组成与结构特点，认识单体和单体单元（链节）及其与聚合物结构的关系。了解加聚反应和缩聚反应的特点 8.认识糖类和蛋白质的组成和性质特点。了解淀粉和纤维素及其与葡萄糖的关系，了解葡萄糖的结构特点、主要性质与应用。知道糖类在食品加工和生物质能源开发上的应用。认识氨基酸的组成、结构特点和主要化学性质，知道氨基酸和蛋白质的关系，了解氨基酸、蛋白质与人体健康的关系。了解脱氧核糖核酸、核糖核酸的结构特点和生物功能。认识人工合成多肽、蛋白质、核酸等的意义，体会化学科学在生命科学发展中所起的重要作用。 有机化合物的结构特点与 研究方法 有机物的分类、有机物的命名 1 研究有机物的一般方法 1 有机物的空间结构、同系物、 同分异构体 1 烃 脂肪烃的结构与性质 1 芳香烃 1 章节复习 1 烃的衍生物 卤代烃 1 乙醇及醇类 1 苯酚及酚类 1 醛、酮 1 羧酸及衍生物 1 酯和油脂 1 胺和酰胺 1 章节复习 1 生物大分子、合成高分子 糖类、核酸、氨基酸、蛋白质、 缩聚反应 2 官能团与有机物的性质 有机反应类型 有机反应类型 1 官能团的引入与转化、有机合成 路线的设计 1 有机推断 1 章节复习 1 复习课 1 专项测试 有机化学 3 第十章 化学实验基础与探究 6 1.认识化学实验是科学探究过程中的一种重要方法，能根据解决化学问题的需要，设计并优化实验方案 2.掌握常见化学实验仪器的使用方法和注意事项，能正确进行基本的实验操作。 3.学会观察和分析实验现象，能对实验数据进行处理和分析，得出合理的结论。 4.体验科学探究的过程，学习运用以实验为基础的实证研究方法。 5.能根据实验目的选择实验试剂和仪器，控制实验条件，保证实验安全。 6.了解实验探究过程中误差分析的方法，培养严谨的科学态度和创新精神。 化学实验的常用仪器和 基本操作 化学实验的常用仪器和基本操作 1 物质的分离、提纯与鉴别 物质的分离、提纯与鉴别 1 复习课 1 专项测试 化学实验基础与探究 3 总课时量 198 第一章 物质及其变化 分课题/分小节 内容 课时 课时主题 学习目标 考查方式/难度 基本知识点 衔接 单质、氧化物、酸碱盐 1 单质、氧化物、酸碱盐 1.能准确识别常见的单质、氧化物、酸、碱、盐。 2.说出单质、氧化物、酸、碱、盐的概念，写出其组成特点和性质规律。 3.写出常见单质、氧化物、酸、碱、盐的化学性质及相关化学反应方程式。 4.学会根据化学性质鉴别不同的单质、氧化物、酸、碱、盐 选择题 填空题 简单 中频考点 单质： 定义：由同种元素组成的纯净物。 举例：氧气（O2）、氢气（H2）、铁（Fe）、铜（Cu）等。 性质：具有独特的物理和化学性质，取决于组成元素的性质。 氧化物： 定义：由两种元素组成，其中一种是氧元素的化合物。 分类：分为金属氧化物（如氧化铜 CuO）和非金属氧化物（如二氧化碳 CO2）。 性质：金属氧化物多数能与酸反应，非金属氧化物多数能与碱反应。 酸： 定义：在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子（H⁺）的化合物。 通性：能使紫色石蕊试液变红，能与活泼金属反应生成氢气，能与碱发生中和反应，能与某些盐反应。 举例：盐酸（HCl）、硫酸（H2SO4）、硝酸（HNO3）等。 碱： 定义：在水溶液中电离出的阴离子全部是氢氧根离子（OH⁻）的化合物。 通性：能使紫色石蕊试液变蓝，使无色酚酞试液变红，能与酸发生中和反应，能与某些盐反应。 举例：氢氧化钠（NaOH）、氢氧化钙[Ca(OH)₂]等。 盐： - 定义：由金属离子（或铵根离子）和酸根离子组成的化合物。 分类：正盐（如氯化钠 NaCl）、酸式盐（如碳酸氢钠 NaHCO₃）、碱式盐（如碱式碳酸铜 Cu₂(OH)₂CO₃）。 - 性质：不同类型的盐具有不同的化学性质，例如能与酸、碱、盐发生复分解反应。 复分解反应： 条件：两种化合物在溶液中相互交换成分，生成物中有沉淀、气体或水生成。 酸碱中和反应： 定义：酸和碱作用生成盐和水的反应。 第一节 物质的分类及转化 3 物质的分类及转化 1．说出分子、原子、离子和原子团等概念的含义。 2．说出物理变化与化学变化的区别与联系。 3．说相互混合物和纯净物、单质和化合物、金属和非金属的概念。 4．写出酸、碱、盐、氧化物的概念及其相互联系。 5．说出胶体是一种常见的分散系，会区分溶液和胶体的区别。 选择题 填空题 一般 中频考点 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。 ①分子：保持物质化学性质的最小微粒。 ②原子：化学变化中的最小微粒。 ③离子：带电荷的原子或原子团。 ④原子团：在许多化学反应里，作为一个整体参加反应，如同一个原子一样的原子集团。 （2）元素：具有相同核电荷数的一类原子的总称。 元素在自然界的 存在形式有游离态和化合态。 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。 （3）元素与物质的关系 （4）原子与物质的关系 2．同素异形体 (1)概念：同种元素形成的不同单质叫同素异形体。 (2)形成方式 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。 (3)性质差异 物理性质差别较大，化学性质相似，同素异形体之间的转化属于化学变化。 3．混合物和纯净物 （1）纯净物：由同种单质或化合物组成的物质。 （2）混合物：由几种不同的单质或化合物组成的物质。 （3）纯净物和混合物的区别 根据物质的组成，可以从不同层次和不同角度对物质进行分类。 1．简单分类法—交叉分类法和树状分类法 （1）交叉分类法—从不同角度对物质进行分类。 6.不同类别的无机物之间转化的一般规律 1)金属单质及其化合物的转化 金属单质――→O2碱性氧化物――→H2O碱――→酸盐 如：Na――→O2Na2O――→H2ONaOH――→H2SO4Na2SO4 符合上述转化关系的常见金属有Na、K、Ca、Ba等，但Mg、Fe、Al、Cu等不符合上述转化关系。 2)非金属单质及其化合物的转化 非金属单质――→O2酸性氧化物――→H2O酸――→碱盐 如：S――→O2SO2――→H2OH2SO3――→NaOHNa2SO3 符合上述转化关系的常见非金属有C、S、P等，但N、Si等不符合上述转化关系。 3)物质转化中的特殊性 （1）金属一般不和碱反应，铝能和氢氧化钠溶液反应 2Al+2NaOH+2H2O 2NaAlO2+3H2↑ （2）非金属单质一般不和酸反应，硅能和氢氟酸反应 Si+4HF SiF4↑+2H2↑ （3）酸性氧化物不一定不能和酸反应 SiO2+4HF SiF4↑+2H2O （4）碱性氧化物和酸不一定发生复分解反应 ①3FeO+10HNO3（稀） 3Fe（NO3）3+NO↑+5H2O 4)不能一步实现的反应 （1）不能一步生成的氧化物 ①H2S（或S）不能一步转化为SO3 ②N2（或NH3）不能一步转化为NO2 ③Fe（OH）2不能一步生成Fe2O3 ④Fe不能一步生成Fe2O3 （2）不能一步生成的酸或碱：难溶性酸或碱 ①Fe2O3、Al2O3、CuO与水不能反应生成相应的碱 ②SiO2不能与水一步反应生成H2SiO3 （3）不能一步生成的硫化物或氯化物 ①Cu和S反应不能生成CuS ②Fe和Cl2反应不能生成FeCl2 ③Fe和I2反应不能生成FeI3 （4）电解法制备物质 ①不能用电解熔融的AlCl3制备金属铝 ②不能用电解熔融的MgO或MgCl2溶液制备金属镁 ③不能用电解NaCl溶液制备金属钠 7.物质变化中的“三馏”、“四色”、“五解”和“十八化”归类 第二节 离子反应、离子方程式 6 四大基本反应类型、常见难溶解、难电离、气体 1. 熟练掌握四大基本反应类型（化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应）的特点和规律，能准确判断化学反应所属的类型。 2. 熟知常见的难溶解物质（如氢氧化铜、碳酸钙等）、难电离物质（如弱酸、弱碱等）和常见气体（如氢气、氧气、二氧化碳等）。 3.说出难溶解、难电离物质在化学反应中的作用和影响。 4. 能正确书写涉及难溶解、难电离物质和气体的化学方程式。 选择题 一般 中频考点 四大基本反应类型： 1. 化合反应：由两种或两种以上物质生成一种新物质的反应。表达式：A + B → C 。例如：碳在氧气中燃烧生成二氧化碳，C + O₂ → CO₂ 。 2. 分解反应：由一种物质生成两种或两种以上其他物质的反应。表达式：A → B + C 。例如：加热高锰酸钾制取氧气，2KMnO₄ → K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑ 。 3. 置换反应：一种单质和一种化合物反应生成另一种单质和另一种化合物的反应。表达式：A + BC → B + AC 。例如：铁与硫酸铜溶液反应，Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu 。 4. 复分解反应：两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。表达式：AB + CD → AD + CB 。条件是生成物中有沉淀、气体或水生成。例如：氢氧化钠与盐酸反应，NaOH + HCl → NaCl + H₂O 。 常见难溶解物质（部分）： - 碳酸盐：碳酸钙（CaCO₃）、碳酸钡（BaCO₃）等。 - 碱：氢氧化铜（Cu(OH)₂）、氢氧化铁（Fe(OH)₃）等。 - 硫酸盐：硫酸钡（BaSO₄）。 常见难电离物质（部分）： - 弱酸：碳酸（H₂CO₃）、醋酸（CH₃COOH）等。 - 弱碱：氨水（NH₃·H₂O）等。 - 水（H₂O）。 常见气体（部分）： - 单质气体：氢气（H₂）、氧气（O₂）、氮气（N₂）。 - 化合物气体：二氧化碳（CO₂）、一氧化碳（CO）、二氧化硫（SO₂）、氯化氢（HCl）等。 电解质的电离 1.说出电解质的概念，说出强电解质和弱电解质的概念。 2.写出电解质在水溶液中的电离以及电解质溶液的导电性。 选择题、填空题 简单 中频考点 1.电解质是在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物，酸、碱、盐属于电解质。 2.非电解质是在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物，如蔗糖、乙醇等。 3.电解质与非电解质的比较 （1）强电解质：在溶液中能够全部电离的电解质。则强电解质溶液中不存在电离平衡。 （2）弱电解质：在溶液中只是部分电离的电解质。则弱电解质溶液中存在电离平衡。 （3）强电解质与弱电解质的比较： 1.电离及其条件 ①电离的概念：电解质在水溶液中或熔化状态下，离解成自由移动离子的过程。 ②电离的条件：离子化合物溶于水或熔化或共价化合物溶于水。 ③电离的结果：产生自由移动离子，具有导电性。 2.电离方程式的书写 （1）强电解质：完全电离，用“===”表示。 如H2SO4、NaOH、(NH4)2SO4的电离方程式分别为H2SO4===2H＋＋SO2－4、NaOH===Na＋＋OH－、(NH4)2SO4===2NH＋4＋SO2－4。 （2）弱电解质：部分电离，用“ ”表示。 ①多元弱酸分步电离 ，且电离程度逐步减弱，以第一步电离为主。 如H2S的电离方程式为H2S H＋＋HS－；HS－ H＋＋S2－。 ②多元弱碱分步电离，但一步写出。如Cu(OH)2 Cu2＋＋2OH－。 ③两性氢氧化物双向电离。如Al(OH)3的电离方程式：H＋＋AlO－2＋H2O Al(OH)3 Al3＋＋3OH－。 （3）酸式盐： ①强酸酸式盐完全电离，一步写出。如NaHSO4在水溶液中的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋H＋＋SO2－4， 在熔融状态下的电离方程式为NaHSO4===Na＋＋HSO－4。 ②多元弱酸酸式盐，第一步完全电离，其余部分电离。如NaHCO3===Na＋＋HCO－3，HCO－3 H＋＋CO2－3。 （4）特殊电解质的电离： ①次磷酸(H3PO2)为一元弱酸，其电离方程式为：H3PO2 H＋＋H2PO。 ②硼酸(H3BO3)为一元弱酸，其电离方程式：H3BO3＋H2O [B(OH)4]－＋H＋。 H＋由水电离产生而不是H3BO3电离。 ③联氨(N2H4)为二元弱碱，在水中的电离方式与氨相似。 一级电离：N2H4＋H2O N2H＋5＋OH－； 二级电离：N2H＋5＋H2O N2H2＋6＋OH－。 1.电解质的导电原理 熔融电解质或电解质溶液中的导电微粒是自由移动的阴、阳离子，它们在外电场作用下能产生定向移动从而导电。 2.电解质溶液导电能力大小的影响因素 ①电解质溶液导电能力的大小取决于溶液中自由移动离子的浓度和离子的电荷数。 ②温度升高时，弱电解质电离程度增大，离子浓度增大，导电性会增强；但强电解质溶液的导电性不变。 3.电解质导电性与导电能力强弱的判断 离子反应和离子方程式 1.说出离子反应的概念、离子反应发生的条件。 2.能正确书写离子方程式。 填空题，选择题选项 简单 高频考点 知识点1离子反应 1.概念：凡有离子参加或生成的反应都是离子反应。 2.本质：溶液中某些离子的物质的量的减小或者种类发生改变。 3.离子反应发生的条件 ①复分解反应类型： a.生成难溶的物质b.生成难电离的物质c.生成易挥发的物质 ②氧化还原反应类型： 强氧化性物质＋强还原性物质===弱氧化性物质＋弱还原性物质。 如FeCl3溶液与Cu反应的离子方程式为2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋。 ③络合反应：生成稳定的络合物或络合离子。 如向FeCl3溶液中滴入KSCN溶液时反应的离子方程式为Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3。 ④盐类的水解反应：在溶液中盐电离出的离子与水电离出的H＋或OH－结合生成弱电解质。 如NH4Cl水解离子方程式为NH＋4＋H2O NH3·H2O＋H＋。 ⑤电化学反应：实质为氧化还原反应，但需要添加电解或通电条件。 知识点2 离子方程式及其书写 1.概念：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子．所谓实际参加反应的离子，即是在反应前后数目发生变化的离子。 2.意义：离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且可以表示所有同一类型的离子反应。如：H＋+ OH－＝H2O可以表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应。 3.离子方程式书写步骤 书写离子方程式按照“写—拆—删—查”的步骤书写。应注意的是，第二步“拆”是关键：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式，难溶、难电离、气体、单质、氧化物等仍用化学式表示。 （4）离子方程式书写的基本方法(以CaCO3溶于盐酸为例) 1)根据离子反应的实质直接写 第1步：分析反应物在溶液中电离产生的大量离子，CaCO3难溶于水，不能以大量离子的形式存在，盐酸中大量存在的离子为H＋和Cl－。 第2步：分析反应的本质 CaCO3溶于盐酸的本质是CaCO3与H＋反应生成CO2气体和水。 第3步：根据离子反应发生的条件或现象写出反应物和生成物的离子符号或物质(单质、氧化物、难溶物质、弱电解质、气体等)的化学式，并配平。 CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O 第4步：检查方程式两边是否符合电荷守恒和原子守恒。 2)根据化学方程式改写为离子方程式 章节复习 第三节 离子共存、离子的检验与推断 离子共存 1. 说出常见离子的性质，如离子的颜色、氧化性、还原性、水解特性等。 2.说出离子反应发生的条件，包括生成沉淀、气体、弱电解质、发生氧化还原反应等。 3.能准确判断在给定条件下哪些离子可以共存，哪些离子不能共存。 选择题选项、 简单 高频考点 知识点 1 离子共存的实质 几种离子在同一溶液中能大量共存，就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。 知识点2 离子不能大量共存的原因 1.离子之间相互结合生成难溶物质或微溶物。如Ca2+和CO_3^(2-)生成CaCO3，H+和SiO_3^(2-)生成H2SiO3，Cu2+和OH-生成Cu(OH)2等 2.离子之间相互结合生成气态物质及挥发性物质。如H+和S2-生成H2S，H+和HCO_3^"-" 生成CO2等。 3.离子之间相互结合生成弱电解质。如H+与CH3COO-、OH-、PO_4^(3-)等分别结合生成弱电解质CH3COOH、H2O、H3PO4等。 4.离子之间彼此促进水解。 ①常见的因发生相互促进的水解反应而不能大量共存的离子如下： a．Al3＋与CO2－3、HCO－3、S2－、HS－、AlO－2、SiO2－3。 b．Fe3＋与CO2－3、HCO－3、AlO－2、SiO2－3。 ②NH＋4与CH3COO－、CO2－3、HCO－3、S2－等能发生相互促进的水解反应，但反应程度仍较小，能大量共存。 5.离子之间发生氧化还原反应。如Fe2+、S2-、I-、SO_3^(2-)分别与NO_3^"-" (H+)、ClO-因发生氧化还原反应而不能大量共存；Fe3+与S2-、I-等因发生氧化还原反应而不能大量共存。 .一色——溶液颜色 几种常见离子的颜色 2.二性——溶液的酸碱性 ①在强酸性溶液中，OH－及弱酸根阴离子(如AlO－2、ClO－、CH3COO－、SO2－3、CO2－3、S2－等)不能大量存在。 ②在强碱性溶液中，H＋及弱碱阳离子(如NH＋4、Mg2＋、Al3＋、Cu2＋、Ag＋、Fe3＋、Fe2＋等)不能大量存在。 3.三特殊——三种特殊情况： ①AlO－2与HCO－3不能大量共存：AlO－2＋HCO－3＋H2O===Al(OH)3↓＋CO2－3。 ②“NO－3＋H＋”组合具有强氧化性，能与S2－、Fe2＋、I－、SO2－3等还原性的离子发生氧化还原反应而不能大量共存。 ③NH＋4与CH3COO－、CO2－3，Mg2＋与HCO－3等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中仍能大量共存。 4.四反应——四种反应类型 四反应是指离子间通常能发生的四种类型的反应，能相互反应的离子显然不能大量共存。 ①复分解反应：如Ba2＋与SO2－4，NH＋4与OH－，H＋与CH3COO－等。 ②氧化还原反应：如Fe3＋与I－、S2－，NO－3(H＋)与Fe2＋等。 ③相互促进的水解反应：如Al3＋与CO2－3、HCO－3或AlO－2等。 ④络合反应：如Fe3＋与SCN－等。 5.注意特定情况下的隐含因素 充分考虑指定微粒或物质对溶液酸碱性、氧化性和还原性的影响，如： ①含有大量Fe3＋的溶液，隐含溶液呈酸性，并具有较强氧化性。 ②含有大量NO－3的酸性溶液，隐含溶液具有强氧化性。 ③含有大量S2－、SO2－3的溶液，隐含不是酸性溶液。 ④含有大量AlO－2的溶液，隐含是碱性溶液。 6.掌握4种氧化性离子与7种还原性离子 ①氧化性离子：MnO－4(H＋)、Fe3＋、NO－3(H＋)、ClO－。 ②还原性离子：I－、Fe2＋、SO2－3、S2－、HSO－3、HS－、Br－。 离子的检验与推断 1.熟悉常见离子的检验方法和试剂，包括阳离子（如 H⁺、NH4⁺、Fe³⁺、Fe²⁺等）和阴离子（如 OH⁻、Cl⁻、硫酸根、碳酸根等）。 2.掌握离子检验的实验操作步骤和注意事项，能够正确进行离子检验实验。 3.学会根据实验现象和数据，推断溶液中可能存在的离子。 选择题选项 简单 高频考点 1.常见离子的检验方法 根据离子性质不同而在实验中所表现出的现象不同，可以把检验离子的方法归纳为三种类型：①生成沉淀；②生成气体；③显现特殊颜色。 2.离子检验中的常见干扰离子以及排除措施 3.离子检验的规范答题 A.实验操作(取少量或适量待检溶液于试管中，加入……试剂，再加入……试剂) B.现象描述(①溶液由……变为……，②有……生成，③没有……等) C.得出结论(如“若……说明……，若……说明……”) 利用离子反应进行物质的推断是推断题中的一种重要题型，它既考查了常见离子的典型性质，又考查了考生的推断能力。这类试题常将物质拆分为离子，通过实验并根据其现象推断出相关物质。解答此类试题，易出现一错全错的连锁错误，因此，解答的关键是依据题目表述的现象和离子的性质，初步推出可能的物质，然后逐步分析，从而得出正确的结果。 1.物质检验的一般步骤 2.物质检验的一般依据 任何具有明显实验现象差异的物理性质、化学性质都可作为物质检验的依据。在物质鉴定过程中常常是根据颜色的变化、是否有气体产生、能否溶解、有无沉淀、有无吸热或放热等现象来判断；还可以根据能不能产生某个现象来判断，也可以根据产生某个现象的快慢进行判断。 3.离子推断的“四项基本原则” ①肯定性原则：根据实验现象推出溶液中肯定存在或肯定不存在的离子(记住几种常见的有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO－4、CrO2－4、Cr2O2－7)。 ②互斥性原则：在肯定某些离子存在的同时，结合离子共存规律，否定一些离子的存在(注意题目中的隐含条件，如酸性、碱性、指示剂的颜色变化、与铝反应产生H2、水的电离情况等)。 ③电中性原则：溶液呈电中性，溶液中有阳离子，必有阴离子，且溶液中阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数相等(这一原则可帮助我们确定一些隐含的离子)。 ④进出性原则：通常是在实验过程中使用，是指在实验过程中反应生成的离子或引入的离子对后续实验的干扰。 4.电荷守恒在定量型离子推断试题中的应用 离子定量推断试题常根据离子的物质的量(或浓度)定量推断最后一种离子的存在：如果多种离子共存，且只有一种离子的物质的量未知，可以用电荷守恒来确定最后一种离子是否存在，即阳离子所带的正电荷总数等于阴离子所带的负电荷总数。 5.离子推断常见解题思路 离子推断题将离子共存、离子检验设定在一个可能的离子组中，要求通过多重推断，确定某些离子肯定存在，某些离子肯定不存在，某些离子不能确定是否存在，有的最后还设置一个探究问题或者一个计算题。 第四节 氧化还原反应的基本概念和规律 5 氧化反应、还原反应、化学式、化合价 1. 准确说出氧化反应和还原反应的概念，能够判断常见化学反应中的氧化还原情况。 2. 说出化合价的规则，能熟练标出常见元素和化合物中元素的化合价。 3. 学会正确书写化学式，包括单质和化合物的化学式。 4. 运用化合价和化学式的知识进行相关的化学计算。 选择题选项、填空题 一般 中频考点 氧化反应： 定义：物质与氧发生的反应。在反应中，物质得到氧，化合价升高，被氧化，发生氧化反应。 - 例如：碳在氧气中燃烧生成二氧化碳，C + O2 = CO2 ，碳发生了氧化反应。 还原反应： 定义：含氧化合物里的氧被夺去的反应。在反应中，物质失去氧，化合价降低，被还原，发生还原反应。 例如：氧化铜与氢气反应生成铜和水，CuO + H2 = Cu + H2O ，氧化铜发生了还原反应。 氧化反应和还原反应是同时发生的，统称氧化还原反应。 化学式： 定义：用元素符号和数字的组合表示物质组成的式子。 意义：表示一种物质；表示物质的元素组成；表示一个分子；表示一个分子的原子构成。 书写规则：单质的化学式，金属单质、固态非金属单质通常用元素符号表示，气态非金属单质一般在元素符号右下角写上分子中所含原子的个数。化合物的化学式，根据化合价来书写，一般正价元素在前，负价元素在后，各元素化合价的代数和为零。 化合价： 定义：一种元素一定数目的原子跟其他元素一定数目的原子化合的性质。 化合价的规律：化合物中各元素化合价代数和为零；单质中元素的化合价为零；在化合物中，金属元素通常显正价，非金属元素通常显负价。 常见元素和原子团的化合价需要记忆，例如氢元素通常显 +1 价，氧元素通常显 -2 价，硫酸根显 -2 价等。 氧化还原反应的相关概念及其表示方法 1.说出氧化还原反应的基本概念。 2．说出氧化还原反应的本质，说出常见的氧化剂和还原剂。 选择题选项、填空题 一般 高频考点 知识点1 从化合价变化和电子转移的角度认识氧化还原反应 1．氧化还原反应的本质和特征 2．基于双线桥理解氧化还原反应概念之间的关系 3．氧化还原反应的相关概念之间的关系 4．电子转移的表示方法 请分别用单线桥法和双线桥法表示Cu与稀硝酸反应中电子转移的方向和数目： （2）单线桥法：①标变价　②画箭头(由失电子原子指向得电子原子)　③算数目（线桥上只标电子转移的总数目，不标“得”“失”字样） 5．氧化还原反应与四种基本类型反应间的关系 知识点2 从元素价态和物质结构的角度认识氧化剂和还原剂 1．常见氧化剂 常见氧化剂包括某些非金属单质、含有高价态元素的化合物、过氧化物等。 （1）O2、O3在水溶液中的还原产物，其中酸性条件下是H2O，中性、碱性条件下是OH－；而当还原产物为固态时是O2－或O2－2。 （2）浓硝酸的还原产物是NO2，稀HNO3的还原产物是NO。 2．常见还原剂 常见还原剂包括活泼的金属单质、非金属阴离子及含低价态元素的化合物、低价金属阳离子、某些非金属单质及其氢化物等。 3．元素化合价处于中间价态的物质既有氧化性，又有还原性 其中：Fe2＋、SO2－3主要表现还原性，H2O2主要表现氧化性。 （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＋、SO2－4；同理，元素处于最低价态时也不一定具有强还原性。 （2）非金属阴离子不一定只具有还原性，如O2－2既有氧化性又有还原性。金属阳离子不一定只具有氧化性，如Fe2＋既有还原性又有氧化性。 4．重要的还原剂——金属氢化物、NaBH4 1)金属氢化物 ①结构特点 电子式可表示为M＋[··H]－(M为碱金属)。 ②强还原性 a．遇水强烈反应放出氢气，使溶液呈强碱性，如：NaH＋H2O===NaOH＋H2↑。 b．高温还原金属 如固态NaH在673 K时能将TiCl4还原为金属钛：TiCl4＋4NaH=====高温Ti＋4NaCl＋2H2↑。 2)万能还原剂——硼氢化钠(NaBH4) 硼氢化钠是一种无机物，化学式为NaBH4，白色至灰白色细结晶粉末或块状，吸湿性强，其碱性溶液呈棕黄色，是最常用的还原剂之一。通常用作醛类、酮类、酰氯类的还原剂，塑料工业的发泡剂，造纸漂白剂，以及医药工业制造双氢链霉素的氢化剂。 知识点3 氧化还原反应概念的“五个误区” 误区一：某元素由化合态变为游离态时，该元素不一定被还原，也不一定被氧化。因为元素处于化合态时，其化合价可能为正，也可能为负。若元素由负价变为0价，则其被氧化，若元素由正价变为0价，则其被还原。 误区二：在氧化还原反应中，非金属单质不一定只作氧化剂，大部分非金属单质往往既具有氧化性又具有还原性，只是以氧化性为主。如在反应Cl2＋H2O HCl＋HClO中，Cl2既表现氧化性又表现还原性。 误区三：物质的氧化性或还原性的强弱取决于元素原子得失电子的难易程度，与得失电子数目的多少无关。 误区四：氧化还原反应中的反应物不一定都是氧化剂或还原剂，有的反应物可能既不是氧化剂也不是还原剂。如Cl2＋H2O HCl＋HClO，H2O既不是氧化剂，也不是还原剂。 误区五：在氧化还原反应中，一种元素被氧化，不一定有另一种元素被还原，也可能是同一元素既被氧化又被还原。如：2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，氧元素一部分化合价升高，一部分化合价降低。 氧化性、还原性强弱的比较 1.说出氧化剂和还原剂的概念，明确其在氧化还原反应中的作用。 2. 说出判断氧化剂和还原剂强弱的方法和依据。 3. 能够运用常见的氧化还原反应，比较不同物质的氧化性和还原性强弱。 选择题、填空题 一般 高频考点 知识点1 氧化性、还原性的概念 1．氧化性是指物质得电子的性质(或能力)；还原性是指物质失电子的性质(或能力)。 2．氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的难易程度，与得、失电子数目的多少无关。如：Na－e－=== Na＋，Al－3e－===Al3＋，但根据金属活动性顺序表，Na比Al活泼，更易失去电子，故Na比Al的还原性强。 3．从元素的价态考虑： 最高价态——只有氧化性，如：Fe3＋、H2SO4、KMnO4等； 最低价态——只有还原性，如：金属单质、Cl－、S2－等； 中间价态——既有氧化性又有还原性，如：Fe2＋、S、Cl2等。 知识点2 氧化性、还原性强弱的比较方法 1．依据氧化还原反应方程式判断 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 口诀：比什么“性”找什么“剂”，“产物”之“性”小于“剂”。 2．依据反应条件及反应的剧烈程度判断 当不同的氧化剂(或还原剂)与同一还原剂(或氧化剂)反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂(或还原剂)的氧化性(或还原性)越强，反之越弱。如： MnO2＋4HCl(浓) MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 2KMnO4＋16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O O2＋4HCl(浓)=====催化剂△2Cl2＋2H2O 氧化性：KMnO4>MnO2>O2 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ Mg＋2H2O Mg(OH)2＋H2↑ 还原性：Na>Mg 3．依据被氧化还原的程度判断 相同条件下： a.不同氧化剂作用于同一种还原剂，氧化产物价态高的其氧化性强。 例如：Fe＋S FeS，2Fe＋3Cl2 2FeCl3 ，可以得出氧化性：Cl2>S b.不同还原剂作用于同一种氧化剂，还原产物价态低的其还原性强。例如： Cu＋2Fe3＋===Cu2＋＋2Fe2＋3Zn＋2Fe3＋===3Zn2＋＋2Fe→还原性Zn>Cu 4．依据“三表”判断 a.根据元素周期表判断 b.根据金属活动顺序表 c.根据非金属活动性顺序表判断 F2　Cl2　O2　Br2　I2　S得电子能力逐渐减弱，氧化性逐渐减弱 F－　Cl－　Br－　I－　S2－失电子能力逐渐增强，还原性逐渐增强 5．依据“两池”判断 a.原电池：一般情况下，两种不同的金属构成原电池的两极，其还原性：负极>正极。 b.电解池：用惰性电极电解混合溶液时，在阴极先放电的阳离子的氧化 性较强，在阳极先放电的阴离子的还原 性较强。 6．依据“三度”判断(“三度”即：浓度、温度、酸碱度) a.浓度：同一种物质浓度越大，氧化性(或还原性)越强。如氧化性：浓H2SO4>稀H2SO4，浓HNO3>稀HNO3；还原性：浓盐酸> 稀盐酸。 b.温度：同一种物质，温度越高其氧化性(或还原性)越强。如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。 c.酸碱度：同一种物质，所处环境酸(碱)性越强其氧化性(或还原性)越强。如KMnO4溶液的氧化性随溶液酸性的增强而增强。 氧化还原反应的基本规律及应用 1．说出氧化还原反应的基本概念。 2．说出氧化还原反应的本质，说出常见的氧化剂和还原剂。 3．写出氧化还原反应的基本规律，说出氧化还原反应在生产、生活中的应用。 选择题、填空题 一般 高频考点 知识点1 守恒规律及其应用 1．规律 氧化还原反应遵循以下三个守恒规律： ①质量守恒：反应前后元素的种类和质量不变。 ②电子守恒：即氧化剂得电子的总数等于还原剂失电子的总数，这是配平氧化还原反应方程式的依据，也是有关氧化还原反应计算的依据。 ③电荷守恒：离子方程式中，反应物中各离子的电荷总数与产物中各离子的电荷总数相等。书写氧化还原反应的离子方程式时要注意满足电荷守恒，如Fe3＋＋Cu===Fe2＋＋Cu2＋(错误)，2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋(正确)。 2．应用 ①直接计算反应物与产物或与转移电子的数量关系。如用铜电极电解Na2SO4溶液，其阳、阴极产物及转移　电子关系式为：Cu2＋～2e－～H2～2OH－②配平氧化还原反应方程式 知识点2 价态规律及其应用 1．高低规律 （1）内容：元素在物质中所处的价态，决定该元素的氧化性或还原性，一般来说，元素处于最高价态时，只有氧化性(如KMnO4、HNO3等)；元素处于最低价态时，只有还原性(如S2－、I－等)；元素处于中间价态时，既有氧化性又有还原性(如Fe2＋、SO2等)。 （2）应用：预测物质的氧化性和还原性。 2．价态归中规律 （1）内容：同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时，高价态＋低价态―→中间价态，即“只靠拢，不交叉”“就近变价”。 （3）应用：同种元素的物质间发生氧化还原反应时，氧化产物、还原产物的判断，电子转移总数的计算。 3．歧化反应规律 （1）内容：氧化还原反应中，有元素化合价升高，必然有元素化合价降低。歧化反应时，某元素的中间价态―→高价态＋低价态。 （2）应用：判断反应物和产物中同种元素价态的高低，计算电子转移的数目。 知识点3 强弱规律及其应用 1．规律 （1）物质氧化性或还原性的强弱决定于得失电子的难易程度，与得失电子的数目无关。 （2）根据氧化还原反应方程式进行判断 还原剂　＋　氧化剂 =　氧化产物　＋　还原产物 (强还原性)　(强氧化性)　(弱氧化性)　　(弱还原性) 还原性：还原剂>还原产物； 氧化性：氧化剂>氧化产物。 2．应用 （1）判断有氧化性和还原性的物质在一定条件下能否反应：以Zn为例，Zn可以与Fe2＋、Sn2＋、H＋、Cu2＋等发生置换反应，但不能与Mg2＋、Al3＋等反应。 （2）同一氧化剂与多种还原剂混合时，还原性强的先被氧化。例如，已知还原性：I－>Fe2＋>Br－，当把氯气通入FeBr2溶液时，氯气的量不足时首先氧化Fe2＋；把氯气通入FeI2溶液时，氯气的量不足时首先氧化I－。 同一还原剂与多种氧化剂混合时，氧化性强的先被还原。例如，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，然后再依次与Cu2＋、H＋反应。 知识点4 先后规律及其应用 1．规律 （1）同时含有几种还原剂时――→加入氧化剂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――→加入还原剂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＋。 2．应用 ①可判断物质发生氧化还原反应的先后顺序②判断某氧化还原反应中物质氧化性、还原性的相对强弱③判断某氧化还原反应能否正常进行 3、常见的强弱顺序 氧化性：MnO－4(H＋)>Cl2>Br2>Fe3＋>I2>稀H2SO4>S，还原性：Mn2＋<Cl－<Br－<Fe2＋<I－<SO2(SO2－3)<S2－。 第五节 氧化还原反应方程式的配平与计算 1 氧化还原反应方程式的书写与配平 1．会书写常见氧化还原反应的书写、配平和相关计算。 2．能利用得失电子守恒原理进行相关计算。 选择题、填空题 一般 高频考点 知识点1 氧化还原反应方程式配平 1．氧化还原方程式配平的基本原则——配平三大原则 （1）电子守恒：氧化剂和还原剂得失电子总数相等，化合价升高总数=化合价降低总数； （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、阳离子所带电荷总数相等。 2．“五步骤”配平氧化还原反应方程式 （1）标变价：标明反应前后变价元素的化合价； （2）列得失：根据化合价的变化值，列出变价元素得失电子数； （3）求总数：通过求最小公倍数使得失电子总数相等； （4）配系数：确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的化学计量数，观察法配平其他物质的化学计量数； （5）查守恒：检查质量、电荷、电子是否守恒。 3．记住元素的价态 （1）记住元素的常见价态 （2）明确一些特殊物质中元素的化合价： ①CuFeS2：Cu＋2、Fe＋2、S－2；②K2FeO4：Fe＋6；③Li2NH、LiNH2、AlN：N－3；④Na2S2O3：S＋2；⑤MO＋2：M＋5； ⑥C2O2－4：C＋3； ⑦HCN：C＋2、N－3；⑧CuH：Cu＋1、H－1；⑨FeOn－4：Fe＋8－n；⑩Si3N4：Si＋4、N－3。 4．氧化还原反应配平的思维模型 第一步：根据元素化合价的升降，判断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物； 第二步：按“氧化剂+还原剂→还原产物+氧化产物”写出方程式，根据得失电子守恒配平上述物质； 第三步：根据电荷守恒和反应物的酸碱性，在方程式左边或右边补充H+、OH-或H2O等； 第四步：根据质量守恒配平反应方程式； 第五步：检查原子、电荷、电子是否守恒。 5．配平方法 （1）正向配平法 （2）逆向配平法 适用于一种元素的化合价既升高又降低的反应和分解反应中的氧化还原反应。 先确定生成物的化学计量数，然后再确定反应物的化学计量数。 由于S的化合价既升又降，而且升降总数要相等，所以K2S的化学计量数为2，K2SO3的化学计量数为1，然后确定S的化学计量数为3。 （3）缺项型氧化还原反应方程式的配平 缺项方程式是指某些反应物或生成物的分子式没有写出来，一般为水、酸或碱。 章节复习 1 单元小结 复习课 1 专项测试 3 第二章 化学计量及其应用 分课题/分小节 内容 课时 课时主题 学习目标 考查方式/难度 基本知识点 第一节 物质的量、气体摩尔体积 1 物质的量 阿伏加德罗常数 气体摩尔体积 1.写出物质的量(n)及其单位摩尔(mol)、摩尔质量(M)、气体摩尔体积(Vm)、阿伏加德罗常数(NA)的含义。 2.能利用物质的量的相关公式进行计算。 选择题 填空题 简单 高频考点 1.物质的量(n) 表示含有一定数目粒子的集合体的物理量，单位为摩尔(mol)。 2.物质的量的规范表示方法： 3.阿伏加德罗常数(NA) 1 mol任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数，其数值约为6.02×1023，单位为mol－1。 说明：（1）NA的基准是12g12C中的原子个数 （2）12C不仅是摩尔的基准对象，而且还是相对原子质量的基准 （3）NA是一个实验值，现阶段常取6.02×1023作计算 （4）要注意NA与6.02×1023的区别 4.物质的量(n)、阿伏加德罗常数(NA)与粒子数(N)之间关系公式：NA＝Nn。 1.定义：单位物质的量的物质所具有的质量。 2.常用单位：g·mol－1。 3.物质的量(n)、质量(m)和摩尔质量(M)之间关系公式：M＝mn。 4.数值：以 g·mol－1为单位时，任何粒子的摩尔质量在数值上都等于该粒子的相对分子(原子)质量。 说明：（1）使用范围：A.任何一种微观粒子 B.无论是否纯净 C.无论物质的状态 （2）注意与式量的比较 （3）注意与1mol物质的质量的比较 （4）将物质的质量换算成物质的量，换算成粒子数，将气体物质质量换算成体积（标准状况），都要通过摩尔质量这一桥梁进行。 知识点1 影响物质体积大小的因素 1.影响物质体积大小的因素 ①粒子的大小(物质的本性)； ②粒子间的距离(由温度与压强共同决定)； ③粒子的数目(物质的量的大小)。 2.固体、液体的体积由①粒子的大小和③粒子的数目的多少决定，忽略②粒子间距不计。 3.气体的体积由②粒子间距和③粒子的数目的大小决定，忽略①粒子的大小不计。 知识点2 气体摩尔体积 1.含义：单位物质的量的气体所占的体积，符号为Vm，标准状况下，Vm约为 22.4_L·mol－1。 2.常用单位：L/mol(或L·mol－1)。 3.数值：在标准状况下(指温度为0℃，压强为101 kPa)约为22.4 L·mol－1。 4.基本关系式：n＝VVm＝mM＝NNA 使用范围：只要物质的组成不变，无论是何状态都可以使用。 5.影响因素：气体摩尔体积的数值不是固定不变的，它决定于气体所处的温度和压强。 6.适用对象：单一气体或互不反应的混合气体。 7.标准状况下的气体摩尔体积 （1）标准状况：0℃、1atm即1.01×105Pa。 （2）理想气体：A.不计大小但计质量；B.不计分子间的相互作用。 （3）标准状况下的气体摩尔体积：约22.4L·mol-1。 第二节 物质的量浓度 3 溶液、质量分数、饱和溶液 1. 说出溶液的概念、组成和特征，能准确区分溶液、悬浊液和乳浊液。 2. 会利用质量分数的计算，能够根据已知条件计算溶液中溶质的质量分数。 3. 说出饱和溶液和不饱和溶液的概念，明确两者之间的转化条件。 4. 学会绘制溶解度曲线，并能根据溶解度曲线获取相关信息 选择题、填空题 一般 中频考点 溶液： 定义：一种或几种物质分散到另一种物质里，形成均一、稳定的混合物。 组成：溶液由溶质和溶剂组成。溶质是被溶解的物质，溶剂是能溶解其他物质的物质。 特征：均一性（溶液各部分的性质完全相同）、稳定性（外界条件不变时，溶液长时间放置不会分层或析出溶质）。 质量分数： 定义：溶质质量与溶液质量之比。 计算公式：溶质质量分数 = （溶质质量÷溶液质量）× 100% 。 意义：表示溶液中溶质的含量多少。 饱和溶液： 定义：在一定温度下，向一定量溶剂里加入某种溶质，当溶质不能继续溶解时，所得到的溶液叫做这种溶质的饱和溶液。 特征：在一定温度下，一定量的溶剂中，溶质溶解的量达到了最大值。 不饱和溶液与饱和溶液的转化：一般情况下，增加溶质、减少溶剂、降低温度（对于大多数溶解度随温度升高而增大的物质）可以使不饱和溶液变为饱和溶液；增加溶剂、升高温度（对于大多数溶解度随温度升高而增大的物质）可以使饱和溶液变为不饱和溶液。 物质的量浓度及相关计算 1．说出物质的量浓度的含义和应用，能运用物质的量浓度进行简单计算。 2．建立n、M、Vm、c之间相互转化关系及进行简单计算的思维模型。 选择题、填空题 一般 高频考点 一、物质的量浓度 1．概念 物质的量浓度表示单位体积的溶液里所含溶质B的物质的量，也称为B的物质的量浓度，符号为cB。 2．常用单位：mol/L或mol·L－1。 3．公式：n＝cBV⇒变式cB＝nVV＝ncB 二、物质的量浓度和溶质质量分数的比较 物质的量浓度c 溶质质量分数w 概念 以单位体积溶液中所含溶质的物质的量来表示溶液组成的物理量 以溶质的质量与溶液的质量比值来表示溶液的组成的物理量 溶质的单位 mol g 溶液的单位 L g 表达式 c＝nBV w＝溶质质量溶液质量×100% 两者关系 w＝cM1 000ρ(M：摩尔质量；单位：g·mol－1；ρ：密度，单位：g·cm－3) 溶液浓度的计算与换算 1.写出溶液浓度的各种表示方法，如质量分数、物质的量浓度、摩尔分数等。 2.熟练运用质量分数与物质的量浓度之间的换算公式及推导过程。 3.能够运用所学知识准确计算溶液中溶质的质量、溶液的体积、物质的量等相关量。 4.学会配制一定浓度溶液的操作方法和误差分析。 选择题、填空题 低 高频考点 一、理解公式 1．物质的量浓度与溶质质量分数之间的换算 c＝nV＝m/MV＝maqwMV＝1 000ρwM，w＝cM1 000ρ 。(ρ：g·cm－3) 2．物质的量浓度与溶解度(S)的换算(饱和溶液) c＝nV＝S/M100＋S1 000ρ＝1 000ρSM100＋S，S＝100cM1 000ρ－cM 。(ρ：g·cm－3) 3．气体溶质溶于水中制得溶液，其物质的量浓度和质量分数的计算 在标准状况下，1 L水中溶解某气体V L，所得溶液密度为ρ，则：c＝nV＝V/22.41 000×1＋V22.4×M1 000ρ＝1 000ρV22 400＋MV (ρ：g·cm－3)，w＝m溶质m溶液×100%＝V22.4×M1 000×1＋V22.4×M＝MV22 400＋MV×100%。 二、掌握规律 1．稀释定律 (1)如用V1、V2、c1、c2分别表示稀释前后溶液的体积和溶质的物质的量浓度，有c1V1＝c2V2。 (2)如用m1、m2、w1、w2分别表示稀释前后溶液的质量和质量分数，有m1w1＝m2w2。 2．混合规律 同一溶质不同浓度的溶液混合后溶质质量分数的判断方法：设溶质质量分数分别为w1和w2的两溶液混合后所得溶液溶质的质量分数为w。 (1)两溶液等质量混合：w＝12(w1＋w2)。 (2)两溶液等体积混合： a．若溶液中溶质的密度大于溶剂的密度，则w≥12(w1＋w2)，如H2SO4溶液。 b．若溶液中溶质的密度小于溶剂的密度，则w≤12(w1＋w2)，如氨水、酒精溶液。 一定物质的量浓度溶液的配制 1.说出一定物质的量浓度的溶液的配制方法。 2．学会一定物质的量浓度的溶液的配制的过程中的误差分析。 选择题、填空题 一般 高频考点 一、容量瓶的构造及使用 1．容量瓶上标有温度、规格和刻度线。常用规格有100 mL、250 mL、500 mL、1 000 mL等。 2．容量瓶在使用前要检查是否漏水，其操作顺序为装水盖塞→倒立→正立→玻璃塞旋转180°→倒立。 二、配制一定物质的量浓度溶液操作 1．判断配制实验误差模板 2．误差分析的思维流程 3．对于定容时俯视、仰视对结果的影响，要学会画线分析 第三节 物质的量在化学方程式计算中的应用 1 物质的量在化学方程式计算中应用 1．通过对化学方程式化学计量数意义的重新认识，完成对化学反应从微观到宏观认知的转变，明确化学计量数在不同层次的运算中的使用。 2．通过对物质的量在化学方程式中的应用，说出物质的量在高中化学计算的应用，建立高中使用物质的量及相关概念在方程式计算中的基本运用模型。 3．通过运用物质的量及相关物理量根据化学方程式进行简单计算。 选择题、填空题 一般 高频考点 用物质的量进行方程式的计算模板 物质在发生化学反应时，参加反应的各粒子之间是按照一定比例进行的。而这些数目的粒子又可以用不同的物理量来表示。例如： 2H2　+　O2　 2H2O 化学计量数之比 2 　∶　 1　　∶ 　2 分子数目之比 2 ∶ 1 ∶ 2 扩大NA倍 2NA ∶ NA ∶ 2NA 物质的量之比 2 mol ∶ 1 mol ∶ 2 mol 质量之比 4 g ∶ 32 g ∶ 36 g 标准状况下 体积之比　44.8 L　∶　22.4 L ∶　忽略不计 化学方程式中各物质的化学计量数之比=各物质的物质的量变化之比=相同状况下气体体积变化之比≠各物质的质量变化之比。根据化学方程式列比例式时应遵循上述比例关系。 物质的量应用于化学方程式计算类的解题步骤 (1)“审”：审清题目条件和题目要求。 (2)“设”：设出的未知数直接用各物理量的符号表示，并且不带单位。 (3)“写”：依据题意写出并配平化学方程式。 (4)“标”：在化学方程式中有关物质的化学式下面标出已知物质和所求物质有关物理量的关系，并代入已知量和未知量。比较复杂的数量关系可先化简。 (5)“列”：将有关的几个量列出比例式。 (6)“解”：根据上述比例式求解未知数。 (7)“答”：根据题目要求简明地写出答案。 单元小结 复习课 1 习题课 1 专项测试 3 第三章 金属及其化合物 分课题/分小节 内容 课时 课时主题 学习目标 考查方式/难度 基本知识点 第一节 钠及其重要化合物 3 钠及其氧化物 1.说出钠的物理性质、化学性质、制备、保存及用途 2.设计实验比较氧化钠与过氧化钠的比较 3.说出钠在空气中的变化过程及与盐的反应 选择题 填空题 简单 中频考点 1、根据烷烃的分子结构，写出相应的结构简式和分子式，并分析它们在组成和结构上的相似点。 2、烷烃的结构与甲烷的相似，其分子中的碳原子都采取p3杂化，以伸向四面体四个顶点方向的sp3杂化轨道与其他碳原子或氢原子结合，形成σ键。烷烃分子中的共价键全部是单键。 3、同系物：像甲烷、乙烷、丙烷这些结构相似、分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的化合物互称为同系物，烷烃同系物的通式：CnH2n+2。 4、甲烷 （1）物理性质：纯净的甲烷是无色、无味的气体，难溶于水，密度比空气的小。 （2）化学性质： ①化学性质比较稳定，常温下不能被酸性高锰酸钾溶液氧化，也不与强酸强碱及溴的四氯化碳溶液反应。 ②能在空气中燃烧。 ③能在光照下与氯气发生取代反应。 5、烷烃 （1）烷烃物理性质 相对密度 随碳原子数的增加，相对密度逐渐 。烷烃的密度 水的密度 （2）根据甲烷的性质推测烷烃可能具有的性质 烷烃的化学性质 ①稳定性 常温下烷烃很不活泼，与强酸、强碱、强氧化剂等都不发生反应，只有在特殊条件(如光照或高温)下才能发生某些反应。 ②特征反应——取代反应 烷烃可与卤素单质在光照下发生取代反应生成卤代烃和卤化氢。 ③氧化反应——可燃性 烷烃可在空气或氧气中完全燃烧生成CO2和H2O，燃烧的通式为： ④分解反应——高温裂化或裂解 烷烃受热时会分解，生成含碳原子数较少的烷烃和烯烃，如：C16H34 C8H16＋C8H18。 碳酸钠和碳酸氢钠 1.设计实验碳酸钠与碳酸氢钠的比较 2.说出碳酸钠与碳酸氢钠的用途 3.设计实验碳酸钠与碳酸氢钠的鉴别 选择题 填空题 一般 中频考点 1．Na2CO3、NaHCO3的物理性质 名称 碳酸钠 碳酸氢钠 化学式 Na2CO3 NaHCO3 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，但比Na2CO3的溶解度小 2．Na2CO3、NaHCO3的化学性质 （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2NaHCO3 Na2CO3＋H2O＋CO2↑。 （2）与足量盐酸反应 ①Na2CO3：CO2－3＋2H＋===H2O＋CO2↑。 ②NaHCO3：HCO－3＋H＋===H2O＋CO2↑。 （3）与碱(NaOH溶液)反应 ①Na2CO3：与NaOH溶液不反应。 ②NaHCO3：NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O。 （4）相互转化 ①Na2CO3―→NaHCO3 向Na2CO3溶液中通入CO2，化学方程式为Na2CO3＋H2O＋CO2===2NaHCO3。 ②NaHCO3―→Na2CO3 NaHCO3固体加热分解转化成Na2CO3。 3．Na2CO3、NaHCO3的主要用途 （1）碳酸钠：用于造纸、制造玻璃、制皂、洗涤等。 （2）碳酸氢钠：用于制发酵粉、医药、治疗胃酸过多、灭火剂等。 4．Na2CO3的制备—侯氏制碱法 ①原料 食盐、氨气、二氧化碳——合成氨厂用水煤气制取氢气时的废气 其反应为C＋H2O(g)=====高温CO＋H2，CO＋H2O(g)=====高温CO2＋H2。 ②反应原理 产生NaHCO3反应：NH3＋NaCl＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl。 产生Na2CO3的反应：2NaHCO3 Na2CO3＋CO2↑＋H2O。 ③工艺流程 ④循环使用的物质：CO2、饱和食盐水。 知识点2 Na2CO3和NaHCO3的鉴别与除杂 1．Na2CO3、NaHCO3的鉴别 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：用pH试纸测相同浓度的稀溶液，pH大的是Na2CO3溶液。 2．Na2CO3、NaHCO3的除杂 序号 混合物(括号内为杂质) 除杂方法 ① Na2CO3(s)(NaHCO3) 加热法 ② NaHCO3(aq)(Na2CO3) 通入足量CO2 ③ Na2CO3(aq)(NaHCO3) 滴加适量NaOH溶液 碱金属　焰色试验 1.说出碱金属单质化合物性质的相似性与递变性 2.说出金属单质与化合物的特殊性 3.说出焰色试验的概念步骤及几种金属的焰色 选择题 简单 低频考点 一、碱金属的一般性与特殊性 1．一般性 相似性 递变性(由Li→Cs) 原子结构 最外层均为1个电子 电子层数逐渐增多 核电荷数逐渐增大 原子半径逐渐增大 元素性质 都具有较强的金属性，最高正价均为＋1价 金属性逐渐增强 单质性质 物理性质 (除Cs外)都呈银白色，密度较小，熔、沸点较低 密度逐渐增大(钾反常)，熔、沸点逐渐降低 化学性质 都具有较强的还原性 还原性逐渐增强；与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂 2．特殊性 ①碱金属的密度一般随核电荷数的增大而增大，但钾的密度比钠的小。 ②碱金属一般都保存在煤油中，但由于锂的密度小于煤油的密度而将锂保存在石蜡中。 ③碱金属跟氢气反应生成的碱金属氢化物都是离子化合物，其中氢以H－形式存在，显－1价，碱金属氢化物是强还原剂。 ④试剂瓶中的药品取出后，一般不能放回原瓶，但Na、K等需放回原瓶。 ⑤锂与O2反应与钠不同，只生成Li2O，与反应条件、氧气的量等无关。 二、焰色试验 1．焰色试验的概念 很多金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰呈现特殊颜色，可以判断试样所含的金属元素，化学上把这样的定性分析操作称为焰色试验，属于物理变化，是元素的性质。 2．焰色试验的操作 铂丝――→酒精灯灼烧无色――→蘸取待测物――→酒精灯灼烧观察火焰颜色――→用盐酸洗涤铂丝――→酒精灯灼烧无色 3．常见元素的焰色 钠元素：黄色；钾元素：紫色(透过蓝色钴玻璃观察)；铜元素绿色；钡元素：黄绿色；钙元素：砖红色。 第二节 铁及其重要化合物 1 铁及其重要化合物、及其转化 1．能列举、描述、辨识铁及其化合物重要的物理和化学性质及实验现象。 2．能根据铁及其化合物的性质分析实验室、生产、生活及环境中的某些常见问题，说明妥善保存、合理使用化学品的常见方法。 3．能说明铁及其化合物的应用对社会发展的价值、对环境的影响。 选择题、填空题 适中 中频考点 一、铁 1.存在及位置 （1）存在：主要以化合态（陨石除外）的形式存在，在地壳中的含量居第四位，铁矿石有赤铁矿（Fe2O3）、磁铁矿（Fe3O4）、菱铁矿（FeCO3）、黄铁矿（FeS2）等。 （2）位置：铁位于元素周期表中第4周期Ⅷ族，是一种应用最广泛的过渡金属元素；铁元素是一种典型的变价金属元素。 2.结构 （1）核外电子排布式：1s22s22p63s23p63d64s2或[Ar]3d64s2，价电子排布式：3d64s2。 （2）原子结构示意图： 3.铁的物理性质 银白色固体，熔点较高，具有良好的导热、导电、延展性，能被磁铁吸引。 4.铁的化学性质 铁元素性质活泼，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 ①与O2的反应： 常温：铁在潮湿的空气中被腐蚀生成铁锈，其主要成分为Fe2O3。 点燃：3Fe＋2O2=====点燃Fe3O4。 ②与Cl2的反应：2Fe＋3Cl2=====点燃2FeCl3。 ③与S的反应：Fe＋S FeS。 ④与I2的反应：Fe＋I2==FeI2 （2）与水的反应 常温下铁与水不反应，在高温条件下与水蒸气反应：3Fe＋4H2O(g)=====高温Fe3O4＋4H2。 （3）与酸的反应 酸 化学方程式或现象 稀H2SO4 Fe＋H2SO4===FeSO4＋H2↑ 稀HNO3 Fe不足 Fe＋4HNO3===Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O Fe过量 3Fe＋8HNO3===3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O 浓HNO3、浓H2SO4 常温下钝化 （4）与某些盐溶液反应 ①与CuSO4溶液反应的离子方程式：Fe＋Cu2＋===Fe2＋＋Cu。 ②与FeCl3溶液反应的离子方程式：2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋。 二、铁的重要化合物 1.铁的氧化物 （1）铁的氧化物物理性质 化学式 FeO Fe2O3 Fe3O4 俗称 铁红 磁性氧化铁 色态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体 溶解性 难溶于水 难溶于水 难溶于水 铁的价态 ＋2价 ＋3价 ＋2价，＋3价 （2）铁的氧化物化学性质 ①FeO、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。 ②Fe3O4分别与HNO3和HI反应的离子方程式为 3Fe3O4＋28H＋＋NO3-=9Fe3＋＋NO↑＋14H2O；Fe3O4＋8H＋＋2I－=3Fe2＋＋I2＋4H2O。 ③FeO与HNO3反应时，除考虑与H＋的反应外，还要考虑Fe2＋被HNO3氧化成Fe3＋。 3FeO＋6H＋＋NO3-=3Fe3＋＋NO↑＋3H2O； ④Fe2O3与HI反应时，除考虑与H＋的反应外，还要考虑Fe3＋被I-还原成Fe2＋ Fe2O3＋6H＋＋2I－=2Fe2＋＋I2＋3H2O。 ⑤高温时,都能被C、CO、Al等还原剂还原,生成单质铁 2.铁的氢氧化物 化学式 Fe(OH)2 Fe(OH)3 色态 白色固体 红褐色固体 溶解性 难溶于水 难溶于水 与盐酸反应 Fe(OH)2＋2H＋===Fe2＋＋2H2O Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O 受热分解 － 2Fe(OH)3=====△Fe2O3＋3H2O 制法 可溶性亚铁盐与碱反应：Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓ 可溶性铁盐与碱反应：Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓ 二者的关系 空气中，Fe(OH)2能够非常迅速地被氧气氧化成Fe(OH)3，现象是白色沉淀迅速变成灰绿色，最后变成红褐色，化学方程式为4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3 第三节 镁、铝及其重要化合物 3 镁、铝及其化合物 1．能列举、描述、辨识镁、铝及其化合物重要的物理和化学性质及实验现象。 2．能根据镁、铝及其化合物的性质分析实验室、生产、生活及环境中的某些常见问题，说明妥善保存、合理使用化学品的常见方法。 3．能说明镁、铝及其化合物的应用对社会发展的价值、对环境的影响。 4．写出铝土矿制备铝、海水制镁的原理。 选择题、填空题 适中 中频考点 1．镁的原子结构及存在 （1）镁的原子结构：镁元素在元素周期表中位于第三周期第ⅡA族，原子结构示意图为 。镁是较活泼的金属，在金属活动性顺序中位于铝、锌、铁的前面。镁在化学反应中，能表现出较强的金属性，即失电子的能力强，是常用的还原剂。 （2）镁的存在：镁蕴藏量丰富，在宇宙中含量第八，在地壳中含量丰度2%。含镁矿物主要来自白云岩[CaMg(CO3)2]、菱镁矿（MgCO3）、水镁矿[Mg(OH)2]、光卤石（KCl·MgCl2·6H2O）和橄榄石[(Mg，Fe)2SiO4]等。海水、天然盐湖水也是含镁丰富的资源。 2.镁的物理性质 具有银白色金属光泽的固体，密度、硬度均较小，熔点较低，有良好的导电、传热和延展性。 3.镁的化学性质 ①与非金属反应 A.镁条在O2中燃烧，发出耀眼的强光，生成白色固体物质，反应的化学方程式为2Mg＋O2 2MgO； B.镁条能与N2反应，化学方程式为3Mg＋N2 Mg3N2(镁在空气中燃烧得到MgO、C和Mg3N2的混合物)。 C.镁条能与Cl2反应，化学方程式为Mg＋Cl2 MgCl2 ②与CO2反应：2Mg＋CO2 2MgO＋C(镁着火不能用CO2灭火) ③与H2O反应：Mg＋2H2O Mg(OH)2＋H2↑（镁与冷水反应很慢，镁在沸水中反应较快。） ④与H＋反应：Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑ 4.镁的用途 ①镁单质用于制造信号弹和焰火； ②镁合金用于制造火箭、导弹和飞机的部件； ③氧化镁用于制耐高温材料；氢氧化镁用做阻燃剂； ④冶金工业上镁单质用作还原剂和脱氧剂。 5.镁的工业制备——海水提镁 工艺流程 基本步骤及主要反应 制石灰乳：化学方程式为CaCO3 CaO＋CO2↑、CaO＋H2O===Ca(OH)2 沉淀：化学方程式为Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓ 酸化：化学方程式为Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O 蒸发结晶：析出MgCl2·6H2O，MgCl2＋6H2O=MgCl2·6H2O↓ 脱水：在氯化氢气流中使MgCl2·6H2O脱水制得无水氯化镁，氯化氢的作用抑制Mg2+的水解，MgCl2·6H2O MgCl2＋6H2O 电解：电解熔融氯化镁制得镁，化学方程式为MgCl2(熔融) Mg＋Cl2↑ 物理性质 白色固体，难溶于水，熔点高，密度小 化学性质 类别 碱性氧化物 与H2O反应 MgO＋H2O=====△　Mg(OH)2(反应缓慢) 与H＋反应 MgO＋2H＋===Mg2＋＋H2O 与浓铵盐溶液反应 MgO＋2NH4＋===Mg2＋＋H2O＋2NH3 与OH－反应 不反应 重要用途 制耐火、耐高温器材 知识点3 镁的氢氧化物Mg(OH)2 物理性质 白色固体，难溶于水，溶解度小于碳酸镁 电离性 中强碱，悬浊液使酚酞变浅红：Mg(OH)2 Mg2＋＋2OH－ 与H＋反应 Mg(OH)2＋2H＋===Mg2＋＋2H2O 与OH－反应 不反应 与铵盐浓溶液反应 Mg(OH)2＋2NH4Cl===MgCl2＋2NH3·H2O 热稳定性 Mg(OH)2=====△　MgO＋H2O 重要用途 治疗胃酸过多，阻燃剂 1．氯化镁：MgCl2可发生水解，由MgCl2·6H2O制备MgCl2时，要在HCl的气氛中脱水，MgCl2·6H2O MgCl2＋6H2O，无水MgCl2用于电解制备金属镁。 2．氮化镁：在水中剧烈水解，其反应的化学方程式为Mg3N2＋6H2O===3Mg(OH)2＋2NH3↑，与酸反应生成两种盐：Mg3N2＋8HCl===3MgCl2＋2NH4Cl。 1．铝的原子结构和存在 （1）铝的原子结构：铝位于元素周期表第3周期ⅢA族，原子结构示意图为 。 （2）铝的存在：自然界中的铝全部以化合态的形式存在，地壳中铝含量位列金属第一位，以铝土矿的形式存在，主要成分是Al2O3，含少量Fe2O3和SiO2。 2．金属铝的物理性质 银白色有金属光泽的固体，有良好的延展性、导电性和导热性等，密度较小，质地柔软。 3．金属铝的化学性质 ①常温下，铝与氧气形成致密氧化膜，加热发生：4Al＋3O2 2Al2O3，铝片在空气中加热，铝片卷曲而不滴落，是因为氧化铝的熔点高于铝。 ②2Al＋3Cl2=====点燃2AlCl3 ③常温铝遇氧化性酸——浓硫酸、浓硝酸钝化，与非氧化酸发生反应生成氢气：2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑ ④2Al＋2OH－＋6H2O===2[Al(OH)4]－＋3H2↑或2Al＋2OH－＋2H2O===2AlO－2＋3H2↑ ⑤2Al＋Fe2O3=====高温2Fe＋Al2O3 4．铝热反应 实验装置 实验现象 ①镁带剧烈燃烧，放出大量的热，并发出耀眼的白光，氧化铁与铝粉在较高温度下发生剧烈的反应；②纸漏斗的下部被烧穿，有熔融物落入沙中 实验结论 高温下，铝与氧化铁发生反应，放出大量的热：Fe2O3＋2Al=====高温2Fe＋Al2O3 原理应用 ①制取熔点较高、活动性弱于Al的金属，如铁、铬、锰、钨等， 3MnO2＋4Al=====高温3Mn＋2Al2O3； ②金属焊接，如野外焊接钢轨等 5.铝的制备和用途 （1）制备原理：铝土矿――→提纯Al2O3――→电解Al，电解熔融Al2O3：2Al2O3(熔融)=====电解冰晶石4Al＋3O2↑。 2）铝的用途：纯铝用作导线，铝合金用于制造汽车、飞机、生活用品等，铝还用作还原剂。 6.铝与酸或碱反应生成H2的量的关系 2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ 2Al＋2NaOH＋6H2O===2Na[Al(OH)4]＋3H2↑ （1）等质量的铝与足量的盐酸、氢氧化钠溶液分别反应： ①产生H2的物质的量相等。 ②消耗H＋、OH－的物质的量之比为n(H＋)∶n(OH－)＝3∶1。 （2）足量的铝分别与等物质的量的HCl和NaOH反应： ①消耗Al的物质的量之比为1∶3。 ②生成H2的物质的量之比为1∶3。 （3）一定量的铝分别与一定量的盐酸、氢氧化钠溶液反应： 若产生氢气的体积比为13＜VHClH2VNaOHH2＜1，则必定 ①铝与盐酸反应时，铝过量而HCl不足。 ②铝与氢氧化钠溶液反应时，铝不足而NaOH过量。 1.物理性质：白色固体，难溶于水，熔点很高。 2.化学性质——两性氧化物 ①与酸反应：Al2O3＋6H＋===2Al3＋＋3H2O ②与碱反应：Al2O3＋2OH－===2AlO－2＋H2O 【易错警示】这里的酸碱是指强酸、强碱。 3.用途：①作耐火材料②冶炼铝的原料 4.制备：Al(OH)3加热分解：2Al(OH)3 Al2O3＋3H2O 1.物理性质：白色胶状不溶于水的固体，有较强的吸附性。 2.化学性质——两性氢氧化物 Al(OH)3的电离方程式为 （酸式电离）AlO－2＋H＋＋H2O Al(OH)3 Al3＋＋3OH－（碱式电离） ①与酸反应：Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O ②与碱反应：Al(OH)3＋OH－===AlO－2＋2H2O ③受热分解：2Al(OH)3 Al2O3＋3H2O 【总结归纳】既能与酸反应又能与碱反应的物质：①弱酸的铵盐，如：NH4HCO3、CH3COONH4、(NH4)2S等；②弱酸的酸式盐，如：NaHCO3、KHS、NaHSO3等；③氨基酸；④铝及铝的氧化物、氢氧化物。 3.用途①制药　②净水作用 4.制备Al(OH)3的三种方法 ①向铝盐中加入氨水，离子方程式为Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH＋4。 ②NaAlO2溶液中通入足量CO2，离子方程式为AlO－2＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO－3。 ③可溶性铝盐和偏铝酸盐水溶液中混合：3AlO－2＋Al3＋＋6H2O===4Al(OH)3↓。 钠、铝、镁、铁化学性质对比 1. 系统的写出钠、镁、铝、铁的化学性质，包括与氧气、水、酸、碱等物质的反应。 2. 能够清晰对比出这四种金属化学性质的相似性和差异性。 3. 学会运用化学方程式准确描述它们的化学反应。 选择题、填空题 适中 中频考点 钠（Na） 与氧气反应：常温下生成氧化钠（4Na + O₂ = 2Na₂O），加热时生成过氧化钠（2Na + O₂ = Na₂O₂ ）。 与水反应：2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑ ，反应剧烈。 与酸反应：非常剧烈，直接与酸中的氢离子反应放出氢气。 镁（Mg） 与氧气反应：2Mg + O₂ = 2MgO 。 与热水反应缓慢：Mg + 2H₂O = Mg(OH)₂ + H₂↑ 。 与酸反应：较剧烈，生成氢气和相应的镁盐。 铝（Al） 与氧气反应：4Al + 3O₂ = 2Al₂O₃ ，铝表面易形成致密的氧化铝保护膜。 与酸反应：与非氧化性酸反应生成氢气和铝盐。 与碱反应：2Al + 2NaOH + 2H₂O = 2NaAlO₂ + 3H₂↑ 。 铁（Fe） 与氧气反应：在潮湿空气中生锈，生成铁锈（主要成分是 Fe₂O₃·xH₂O）；在纯氧中点燃生成四氧化三铁（3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ ）。 与酸反应：与非氧化性酸反应生成亚铁盐和氢气；与氧化性酸反应时，生成铁盐。 与水蒸气反应：3Fe + 4H2O(g) = Fe3O4 + 4H2。 对比总结： 金属活动性：钠＞镁＞铝＞铁。 与水反应的难易程度：钠＞镁＞铝、铁。 与氧气反应的条件和产物：钠在常温下生成氧化钠，加热生成过氧化钠；镁在空气中燃烧生成氧化镁；铝在空气中生成氧化铝；铁在潮湿空气中生锈，在纯氧中点燃生成四氧化三铁。 钛、锰、铜、铅、砷的性质的推断 1.说出钛、锰、铜、铅、砷的原子结构特点，为性质推断提供理论基础。 2.写出常见元素的化学性质规律和周期表中的位置关系，以此类推上述元素的可能性质 3.说出这些元素在不同化合物中的常见化合价，能依据化合价预测其氧化还原性质。 4.学会运用实验现象、数据和已知的化学原理，推断这些元素的物理和化学性质。 选择题、填空题 适中 中频考点 钛（Ti） 1.原子结构：位于元素周期表第四周期 IVB 族，原子序数 22。 2.物理性质：银白色金属，具有高强度、低密度的特点。 3.化学性质：具有较强的耐腐蚀性，在常温下不与酸、碱反应，但在高温下能与许多物质发生反应。 4.常见化合物：二氧化钛（TiO₂），具有良好的光催化性能。 锰（Mn） 1.原子结构：位于元素周期表第四周期 VIIB 族，原子序数 25。 2.物理性质：银白色金属，质硬而脆。 3.化学性质：具有多种化合价（+2、+4、+6、+7 等），不同化合价的化合物性质差异较大。例如，高锰酸钾（KMnO₄）具有强氧化性。 4.常见化合物：二氧化锰（MnO₂）常用于实验室制取氧气的催化剂。 铜（Cu） 1.原子结构：位于元素周期表第四周期 IB 族，原子序数 29。 2.物理性质：紫红色金属，具有良好的导电性和导热性。 3.化学性质：在空气中加热时表面生成黑色的氧化铜；能与硝酸等氧化性酸反应。 4.常见化合物：氧化铜（CuO）、硫酸铜（CuSO₄）等。 铅（Pb） 1.原子结构：位于元素周期表第六周期 IVA 族，原子序数 82。 2.物理性质：密度较大，质地柔软。 3.化学性质：较不活泼，能与稀盐酸、稀硫酸反应，但反应缓慢；与浓硝酸、热浓硫酸反应。 4.常见化合物：一氧化铅（PbO）、二氧化铅（PbO2）等。 砷（As） 1.原子结构：位于元素周期表第四周期 VA 族，原子序数 33。 2.物理性质：具有金属性和非金属性，通常为灰色固体。 3.化学性质：砷的化合价有 -3、+3、+5 等，三氧化二砷（As₂O₃）俗称砒霜，有剧毒。 单元小结 复习课 1 习题课 1 专项测试 3 第四章 非金属及其化合物 分课题/分小节 内容 课时 课时主题 学习目标 考查方式/难度 基本知识点 第一节 碳、硅及无机非金属材料 1 碳、硅及其化合物及新型无机非金属材料 1．写出C、Si元素单质及其重要化合物的制备方法，说出其主要性质及应用。 2．说出C、Si元素单质及其重要化合物对环境的影响。 3．通过从材料组成和性质的角度对生活中常见的无机非金属材料进行分析，并能科学合理地使用。 选择题 适中 中频考点 1．碳单质 (1)存在形式：有金刚石、石墨、无定形碳、足球烯，它们互为同素异形体。 (2)主要化学性质——还原性 可燃性 2C＋O2(不足)=====点燃2CO、C＋O2(足量)=====点燃CO2 与氧化物反应 CuO：C＋2CuO=====△2Cu＋CO2↑(冶炼金属)； SiO2：2C＋SiO2=====高温Si＋2CO↑ (制取粗硅)； H2O： C＋H2O(g)=====高温H2＋CO (制取水煤气) 与强氧化性酸反应 浓H2SO4：C＋2H2SO4(浓)=====△CO2↑＋2SO2↑＋2H2O； 浓HNO3：C＋4HNO3(浓)=====△CO2↑＋4NO2↑＋2H2O C＋4HNO3(浓)=====△CO2↑＋4NO2↑＋2H2O 2．CO、CO2的性质对比 CO CO2 物理性质 无色无味气体，密度比空气小，难溶于水 无色无味气体，密度比空气大，可溶于水(溶解度小) 毒性 有毒(易结合血红蛋白) 无毒(温室效应) 化学性质 还原性 可燃性，还原氧化铁 无(灭火) 氧化性 ①与炽热炭反应，②Mg在CO2中燃烧 与水反应 与碱反应(石灰水) 相互转化 用途 燃料、冶炼金属 灭火、制汽水、植物肥料、化工原料等 1．硅酸盐是由硅、氧与其他化学元素结合而成的化合物的总称，是构成地壳岩石的主要成分。 2．硅酸钠 (1)白色、可溶于水的粉末状固体，其水溶液俗称水玻璃。有黏性，水溶液显碱性。 (2)与酸性比硅酸强的酸反应 a．与盐酸反应的化学方程式：Na2SiO3＋2HCl===2NaCl＋H2SiO3↓。 b．与CO2水溶液反应的化学方程式：Na2SiO3＋H2O＋CO2===Na2CO3＋H2SiO3↓。 (3)用途：黏合剂(矿物胶)，耐火阻燃材料。 3．硅酸盐组成的表示方法：通常用二氧化硅和金属氧化物的组合形式表示硅酸盐的组成。 (1)氧化物的书写顺序：活泼金属氧化物→较活泼金属氧化物→二氧化硅→水，不同氧化物间以“·”隔开。 (2)各元素的化合价保持不变，且满足化合价代数和为零，各元素原子个数比符合原来的组成。 如硅酸钠(Na2SiO3)可表示为Na2O·SiO2，长石(KAlSi3O8)可表示为K2O·Al2O3·6SiO2。 1．传统无机非金属材料，如水泥、玻璃、陶瓷等硅酸盐材料。 2．常见硅酸盐材料比较 物质 水泥 玻璃 陶瓷 生产原料 黏土、石灰石 纯碱、石灰石和石英 黏土 主要设备 水泥回转窑 玻璃窑 陶瓷窑 3．玻璃生产中的两个重要反应：Na2CO3＋SiO2=====高温Na2SiO3＋CO2↑；CaCO3＋SiO2=====高温CaSiO3＋CO2↑。 知识点3　新型无机非金属材料 材料类型 主要特性 示例 用途 高温结构陶瓷 能承受高温，强度高 氮化硅陶瓷 汽轮机叶片、轴承、永久性模具等 半导体陶瓷 具有电学特性 二氧化锡陶瓷 集成电路中的半导体 光学材料 具有光学特性 光导纤维 光缆、医疗、照明等 生物陶瓷 具有生物功能 氧化铝陶瓷 人造骨骼、人造关节、接骨螺钉等 衔接 氢气的性质 1 氢气的性质 1.说出氢气的物理性质，包括颜色、气味、状态、密度、溶解性等。 2.写出氢气的化学性质，如可燃性、还原性等，能够准确书写相关的化学方程式。 3.说出氢气燃烧的实验现象和产物，以及氢气还原氧化铜实验的操作步骤和现象。 物理性质： 氢气是一种无色、无味、难溶于水的气体。 密度比空气小，是相同条件下密度最小的气体。 化学性质： 可燃性：氢气在空气中燃烧，生成水。化学方程式为：2H₂ + O₂ = 2H₂O ，燃烧时产生淡蓝色火焰。 还原性：氢气能还原氧化铜等金属氧化物。例如：H₂ + CuO = Cu + H₂O ，实验现象是黑色粉末逐渐变成红色，试管口有水珠生成。 实验室制取： 通常用锌和稀硫酸反应制取氢气，化学方程式为：Zn + H2SO4 = ZnSO4+ H2↑ 用途： 由于氢气燃烧产物是水，无污染，可用作高能燃料。 在工业上，用于合成氨、冶炼金属等。 安全知识：氢气是一种易燃易爆气体，使用和储存时要注意防火防爆。 第二节 氯及其重要化合物 4 氯气、氯水、含氯化合物 1.说出氯气的物理性质，如颜色、气味、状态、密度、溶解性等。 2.写出氯气的化学性质，包括与金属、非金属、水、碱等的反应，能准确书写相关化学反应方程式。 3.说出氯水的成分和性质，知道氯水的漂白性原理。 4.说出常见含氯化合物（如氯化氢、次氯酸、次氯酸盐等）的性质、用途和制备方法。 选择题、填空题 适中 高频考点 1．氯气的物理性质 颜色 气味 密度 特性 黄绿色 刺激性气味 比空气大 易液化 2．氯气的化学性质 (1)氧化性 (2)从化合价的角度认识Cl2的化学性质——歧化反应 氯气与水或碱反应，氯元素的化合价既有升高又有降低，因而氯气既表现氧化性又表现还原性。 熟记下列反应方程式： (1)电解饱和食盐水：2NaCl＋2H2O=====电解2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。 (2)实验室制氯气：MnO2＋4HCl(浓)=====△MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。 (3)Cl2和H2O的反应：Cl2＋H2O HCl＋HClO。 (4)HClO的不稳定性：2HClO=====光2HCl＋O2↑。 (5)Cl2和石灰乳的反应：2Cl2＋2Ca(OH)2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O。 (6)Ca(ClO)2和少量CO2的反应：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO。 (7)FeBr2和少量Cl2的反应：6FeBr2＋3Cl2===4FeBr3＋2FeCl3。 (8)FeBr2和足量Cl2的反应：2FeBr2＋3Cl2===2FeCl3＋2Br2。 氢气的实验室制法 1.说出实验室制取氢气的反应原理，能准确书写化学方程式。 2.说出制取氢气的实验装置，包括发生装置和收集装置的选择依据。 3.学会正确操作制取氢气的实验，包括药品的添加、装置的组装、气体的收集和检验等。 反应原理： 通常使用锌（Zn）和稀硫酸（H₂SO₄）反应制取氢气，化学方程式为：Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂↑ 。 实验装置： 1.发生装置：固液不加热型。使用锥形瓶或大试管作为反应容器，通过长颈漏斗或分液漏斗添加稀硫酸。 2.收集装置： 排水法：因为氢气难溶于水且不与水反应。 向下排空气法：因为氢气密度比空气小。 实验步骤：1. 组装仪器：按照发生装置和收集装置的要求，连接好仪器，并检查装置的气密性。 2. 加入药品：先向反应容器中加入锌粒，然后通过长颈漏斗或分液漏斗缓慢加入稀硫酸。 3. 收集气体：根据需要选择排水法或向下排空气法收集氢气。 4. 验纯：收集到的氢气在使用前需要验纯，以防止发生爆炸。 气体检验： 将收集满氢气的试管口靠近火焰，若听到轻微的“噗”声，表明氢气已纯净；若听到尖锐的爆鸣声，则表明氢气不纯。 注意事项： 1. 稀硫酸要缓慢加入，防止反应过于剧烈。 2. 制取前一定要检查装置的气密 氯气的实验室制法 1.写出氯气的实验室制法药品及典型装置 2.说出氯气的实验室制法注意事项 填空题，选择题选项 适中 高频考点 实验室通常用强氧化剂(如KMnO4、K2Cr2O7、KClO3、MnO2等)氧化浓盐酸制取氯气。用MnO2制取Cl2的化学方程式：MnO2+4HCl(浓) MnCl2+Cl2↑+2H2O。 1．反应物的选择：必须用浓盐酸，稀盐酸与MnO2不反应，且随着反应的进行，浓盐酸变为稀盐酸时，反应停止，故盐酸中的HCl不可能全部参加反应。 2．酸性KMnO4溶液，用的是H2SO4酸化而不是盐酸。 1．为了减少制得的Cl2中HCl的含量，加热的温度不宜过高，以减少浓盐酸的挥发。 2．尾气吸收时，用NaOH溶液吸收Cl2，不能用澄清石灰水吸收，因为澄清石灰水中含Ca(OH)2的量少，吸收不完全。 3．实验结束后，先使反应停止并排出残留的Cl2后，再拆卸装置，避免污染空气。 卤素的性质及X-的检验 1.说出卤素（氟、氯、溴、碘）在元素周期表中的位置及原子结构特点。 2.说出卤素单质的物理性质（颜色、状态、密度、溶解性等）和化学性质（氧化性、与氢气反应、与水反应等）的递变规律。 3.写出卤素离子（氯离子、溴离子、碘离子）的化学性质。 4.写出卤素离子的检验方法，能够准确进行实验操作并得出正确结论。 填空题，选择题选项 适中 中频考点 1．卤素单质性质的相似性 (1)都能与大多数金属反应，如2Fe+3Br2=2FeBr3，但I2与Fe反应生成FeI2。 (2)都能与H2反应生成HX：X2+H2=2HX(X代表Cl、Br、I，下同)。 (3)都能与水反应：X2+H2O HX+HXO(F2例外)。 (4)都能与碱溶液反应：X2+2NaOH=NaX+NaXO+H2O(F2例外)。 2．卤素单质性质的递变性 颜色 逐渐加深 熔、沸点 逐渐升高，密度 逐渐增大 氧化性 逐渐减弱 还原性(X-) 逐渐增强 氟 ①无正价，非金属性最强，F-的还原性最弱；②2F2+2H2O=4HF+O2，与H2反应在暗处即爆炸；③氢氟酸是弱酸，能腐蚀玻璃，故应保存在塑料瓶中 溴 ①Br2常温下是深红棕色液体，是唯一的液态非金属单质；②Br2易溶于有机溶剂；③液态Br2有剧毒，易挥发，故盛溴的试剂瓶中须加水，进行水封，保存液溴试剂瓶不能用橡胶塞 碘 ①淀粉遇I2变蓝色；②I2加热时易升华；③I2易溶于有机溶剂；④I2易与Na2S2O3溶液发生反应：I2+2S2O32-=2I-+S4O62-，此反应常用于测定碘的含量 ⑤I2与Fe、Cu反应时，生成的是FeI2和CuI 1．AgNO3溶液——沉淀法 未知液→滴加AgNO3溶液和稀硝酸生成白色沉淀，则有Cl－淡黄色沉淀，则有Br－黄色沉淀，则有I－ 2．置换——萃取法 未知液→加适量新制饱和氯水振荡→加入CCl4下层或汽油上层振荡 有机层呈红棕色或橙红色，表明有Br－紫色、浅紫色或紫红色，表明有I－ 3．氧化——淀粉法检验I－ 未知液→加入适量新制饱和氯水或双氧水振荡→淀粉溶液振荡蓝色溶液，表明有I－ 第三节 氮及其重要化合物 3 氮气及氮的氧化物 1.说出氮气的存在形式、物理性质化学性质 2.说出氮的氧化物的化学式、化合价、俗名、作用 3.写出一氧化氮和二氧化氮的比较、实验室制法 4.氮的氧化物对环境的污染及治理 选择题选项，推断题 适中 中频考点 1．氮的固定 2．氮气 (1)物理性质：无色无味气体，密度比空气略小，难溶于水。 (2)化学性质 1．氮的非金属性很强，但N2非常稳定，其原因是氮氮三键很强。 2．氮的固定是指将大气中游离态的氮转化为氮的化合物的过程，可简单表示为N2→含氮化合物。 知识点2　 氮氧化物 1．氮有多种价态的氧化物，氮元素从＋1～＋5价都有对应的氧化物，如N2O、NO、N2O3、NO2(或N2O4)、N2O5，其中属于酸性氧化物的是N2O3、N2O5。 2．NO和NO2的比较 性质 NO NO2 颜色、气味、状态 无色、无味气体 红棕色、有刺激性气味气体 溶解性 不溶于水 易溶于水 毒性 有毒，大气污染物之一 有毒，大气污染物之一 与水反应 不反应 3NO2＋H2O===2HNO3＋NO 与氧气反应 2NO＋O2===2NO2 不反应 对环境的影响 NO与血红蛋白结合使人中毒，NO、NO2导致光化学烟雾、形成酸雨及破坏臭氧层 1．常见的污染类型 (1)光化学烟雾：NOx在紫外线作用下，与碳氢化合物发生一系列光化学反应，产生的一种有毒的烟雾。 (2)酸雨：NOx排入大气中后，与水反应生成HNO3和HNO2，随雨雪降到地面。 (3)破坏臭氧层：NO2可使平流层中的臭氧减少，导致地面紫外线辐射量增加。 (4)NO与血红蛋白结合使人中毒。 2．常见的NOx尾气处理方法 (1)碱液吸收法 2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O，NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2O NO2、NO的混合气体能被足量烧碱溶液完全吸收的条件是n(NO2)≥n(NO)，一般适合工业尾气中NOx的处理。 (2)催化转化法 在催化剂、加热条件下，氨可将氮氧化物转化为无毒气体(N2)，或NOx与CO在一定温度下催化转化为无毒气体(N2和CO2)，一般适用于汽车尾气的处理。 氮气铵盐、硝酸 1.写出氨的分子结构和物理性质 2.写出氨的化学性质 3.写出氨气的实验室制法 4.说出铵盐的性质及铵根离子的检验 5.说出氨水的组成和性质 6.写出肼的性质 7.写出硝酸的物理、化学性质 8.说出硝酸的用途 9.写出硝酸的工业制法 选择题选项，填空题 适中 中频考点 ．氨的分子结构和物理性质 电子式 密度 颜色、气味 水溶性 比空气小 无色、有强烈刺激性气味 极易溶于水(1∶700) 2．氨的化学性质 (1)氨与水的反应：NH3＋H2O NH3·H2O NH＋4＋OH－。 (2)氨与酸的反应：蘸有浓盐酸的玻璃棒与蘸有浓氨水的玻璃棒靠近，其现象为有白烟生成，将浓盐酸改为浓硝酸，也会出现相同的现象。化学方程式：NH3＋HCl===NH4Cl、NH3＋HNO3===NH4NO3。 (3)与盐溶液的反应，如过量氨水与AlCl3反应的离子方程式：Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH＋4。 (4)氨的还原性——氨的催化氧化，化学方程式：4NH3＋5O2=====催化剂△4NO＋6H2O。 氨水、液氨和一水合氨的区别 氨水 液氨 一水合氨 化学式 —— NH3 NH3·H2O 分类 混合物，多成分物，非电解质 纯净物，氢化物 一元弱碱 成分 NH3、NH3·H2O、NH＋4、OH－、H＋(极少) NH3 NH3·H2O 联系 氨溶于水形成氨水，氨水中含有NH3和NH3·H2O 知识点2　氨的实验室制法 1．原理：2NH4Cl＋Ca(OH)2=====△2NH3↑＋CaCl2＋2H2O。 2．装置：“固体＋固体――→△气体”(与用KClO3或KMnO4制O2的装置相同)。 3．收集：只能用向下排空气法。 4．验满方法：A．将湿润的红色石蕊试纸置于试管口，试纸变蓝色；B．将蘸有浓盐酸的玻璃棒置于试管口，现象是有白烟产生。 5．尾气处理：收集时，一般在管口塞一团用水或稀硫酸浸湿的棉花球，可减小NH3与空气的对流速度，收集到纯净的NH3，同时也可避免污染空气。 实验室制取氨的其他方法 方法 化学方程式(或原理) 气体发生装置 加热浓氨水 NH3·H2O=====△NH3↑＋H2O 浓氨水＋固体NaOH NaOH溶于水放热，促使氨水分解。且OH－浓度的增大有利于NH3的生成 浓氨水＋固体CaO CaO与水反应，使溶剂(水)减少；反应放热，促使氨水分解。化学方程式为NH3·H2O＋CaO===NH3↑＋Ca(OH)2 1．铵盐的物理性质 绝大多数铵盐都是白色固体，都易溶于水。 2．铵盐的化学性质 3．NH＋4的检验 未知液→OH－呈碱性→△湿润的红色石蕊试纸变蓝色，则证明含NH＋4。 小节复习 1 单元小结 复习课 1 习题课 1 专项测试 3 第五章 物质结构与性质 元素周期律 分课题/分小节 内容 课时 课时主题 学习目标 考查方式/难度 基本知识点 第一节 元素周期表、元素周期律 2 元素周期表 1.说出原子序数相关关系 2.说出元素周期表的编排原则 3.画出元素周期表的结构 4.写出原子结构与周期表的关系 5.说出元素周期表的分区 6.说出元素周期表的三大应用 选择题 适中 高频考点 1．原子序数：按照元素在周期表中的顺序给元素编号，称之为原子序数，原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数。 2．编排原则 （1）周期：把电子层数相同的元素，按原子序数递增的顺序，从左至右排成的横行。 （2）族：把最外层电子数相同的元素，按电子层数递增的顺序，从上至下排成的纵行。 3．元素周期表的结构 1)结构 （1）周期(7个横行，7个周期) 周期序数 一 二 三 四 五 六 七 周期类别 短周期 长周期 本周期 元素种数 2 8 8 18 18 32 32 本周期稀有 气体原子序数 2 10 18 36 54 86 118 （2）族(18个纵列，16个族) 族序数 ⅠA、ⅡA ⅢB～Ⅷ ⅠB、ⅡB ⅢA～ⅦA 0 纵列序数 1、2_ 3～10 11、12 13～17 18 价电子通式　 ns1、ns2 (n－1)d1～9ns1或2 (n－1)d10ns1、(n－1)d10ns2 ns2np1～5 ns2np6 族类别 主族 副族 主族 0族 ①碱金属元素位于ⅠA族，氢元素不属于碱金属元素。 ②元素周期表中第18列是0族，不是ⅧA族，第8、9、10三列是Ⅷ族。 ③根据元素周期表的构成特点，可分析每个族的元素种类，含元素种类最多的族是ⅢB族(含有锕系、镧系元素)，共有32种元素。 ④过渡元素包括7个副族和第Ⅷ族，全部是金属元素，原子最外层电子数不超过2个(1～2个)。 ⑤最外层电子数为3～7个的原子一定属于主族元素，且最外层电子数即为主族的族序数。 ⑥电子层数=周期序数，主族序数=价电子数。 （3）分区 ①按价层电子排布分区 说明：各区价层电子排布特点 分区 元素分布 价层电子排布 元素性质特点 s区 ⅠA族、ⅡA族 ns1～2 除氢外都是活泼金属元素 p区 ⅢA族～ⅦA族、0族 ns2np1～6(He除外) 最外层电子参与反应(0族元素一般不考虑) d区 ⅢB族～Ⅷ族(镧系、锕系除外) (n－1)d1～9 ns1～2 (Pd除外) d轨道也不同程度地参与化学键的形成 ds区 ⅠB族、ⅡB族 (n－1)d10 ns1～2 金属元素 f区 镧系、锕系 (n－2)f0～14 (n－1)d0～2ns2 镧系元素化学性质相近，锕系元素化学性质相近 ②根据元素的金属性与非金属性分区 说明：a.分界线：沿着元素周期表中铝、锗、锑、钋与硼、硅、砷、碲、砹的交界处画一条线，即为金属元素区和非金属元素区分界线(氢元素除外)。 b.各区位置：分界线左下方为金属元素区，分界线右上方为非金属元素区。 c.分界线附近元素的性质：既表现金属元素的性质，又表现非金属元素的性质。 （4）元素周期表中的特殊位置 ①过渡元素：元素周期表中从ⅢB族到ⅡB族10个纵列元素，都是金属元素。 ②镧系：元素周期表第6周期第ⅢB族中，57号元素镧到71号元素镥共15种元素。 ③锕系：元素周期表第7周期第ⅢB族中，89号元素锕到103号元素铹共15种元素。 ④超铀元素：在锕系元素中，92号元素铀(U)以后的各种元素。 1．根据元素周期表中的位置寻找未知元素 2．预测元素的性质(由递变规律推测) ①比较不同周期、不同主族元素的性质 如：金属性：Mg＞Al、Ca＞Mg，则碱性：Mg(OH)2＞Al(OH)3、Ca(OH)2＞Mg(OH)2，则Ca(OH)2＞Al(OH)3(填“＞”“＜”或“＝”)。 ②推测未知元素的某些性质 如：已知Ca(OH)2微溶，Mg(OH)2难溶，可推知Be(OH)2难溶；再如：已知卤族元素的性质递变规律，可推知元素砹(At)应为有色固体，与氢难化合，HAt不稳定，水溶液呈酸性，AgAt不溶于水等。 3．启发人们在一定区域内寻找新物质 ①半导体元素在金属与非金属分界线附近，如：Si、Ge、Ga等。 ②农药中常用元素在右上方，如：F、Cl、S、P、As等。 ③催化剂和耐高温、耐腐蚀合金材料主要在过渡元素中找，如：Fe、Ni、Rh、Pt、Pd等。 元素周期律 1.说出元素周期律概念与实质 2.说出主族元素递变规律 3.说出元素周期律的两个应用 4.电离能概念及其变化规律，画出电离能的变化规律图 5.电负性含义及变化规律，画出电负性的变化规律图 6.写出对角线规则 选择题 适中 高频考点 1．内容：元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化。 2．实质：元素性质的周期性变化是核外电子排布周期性变化的必然结果。 3．主族元素的周期性变化规律 项目 同周期(左→右) 同主族(上→下) 原子结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大 电子层数 相同 逐渐增多 原子半径 逐渐减小(稀有气体元素除外) 逐渐增大 离子半径 阳离子半径逐渐减小，阴离子半径逐渐减小，r(阴离子)>r(阳离子) 逐渐增大 性质 化合价 最高正化合价由＋1→＋7(O、F除外)负化合价＝－(8－主族序数)(H显－1价) 相同，最高正化合价＝主族序数(O、F除外) 元素的金属性、非金属性 金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强 金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱 第一电离能 有逐渐增大的趋势 逐渐减小 电负性 逐渐增强 逐渐减弱 气态氢化物的稳定性 逐渐增强 逐渐减弱 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强 碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱 4．元素金属性和非金属性强弱的判断方法 三表 元素周期表：金属性“右弱左强，上弱下强，右上弱左下强”；非金属性“左弱右强，下弱上强，左下弱右上强” 金属活动性顺序表：按K、Ca、Na、Mg、Al、Zn、Fe、Sn、Pb、Cu、Hg、Ag、Pt、Au的顺序，金属性逐渐减弱(其中Pb>Sn) 非金属活动性顺序表：按F、O、Cl、Br、I、S的顺序，非金属性逐渐减弱 三反应 置换反应：强的置换弱的，适合金属也适合非金属 与水或非氧化性酸反应越剧烈，或最高价氧化物对应水化物的碱性越强，则金属性越强 与氢气反应越容易，生成的气态氢化物的稳定性越强，或最高价氧化物对应水化物的酸性越强，则非金属性越强 氧化性 金属离子的氧化性越弱，对应单质的金属性越强 还原性 非金属氢化物或非金属阴离子的还原性越弱，对应单质的非金属性越强 电离能 1．第一电离能：气态电中性基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需要的最低能量。符号：I1，单位：kJ·mol－1。 2．规律 ①同周期：第一种元素的第一电离能最小，最后一种元素的第一电离能最大，从左到右总体呈现逐渐增大的变化趋势。 ②同族元素：从上到下第一电离能变小。 ③同种原子：逐级电离能越来越大(即I1<I2<I3…)。 3．电离能的应用 判断元素的金属性和非金属性强弱 一般来说，I1越大，元素的非金属性越强；I1越小，元素的金属性越强。注意第ⅡA族及第ⅤA族 1．含义：元素的原子吸引键合电子能力的标度。元素的电负性越大，表示其原子吸引键合电子的能力越强。 2．标准：以最活泼的非金属元素氟的电负性为4.0作为相对标准，计算得出其他元素的电负性(稀有气体未计)。 3．变化规律 ①金属元素的电负性一般小于1.8，非金属元素的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角区边界的“类金属”(如锗、锑等)的电负性则在1.8左右。 ②在元素周期表中，同周期从左到右，元素的电负性逐渐变大，同主族从上到下，元素的电负性逐渐变小。 4．电负性的三大应用 ①判断元素金属性与非金属性的强弱：金属元素的电负性一般小于1.8，金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性一般大于1.8，非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。 ②判断元素在化合物中的价态：电负性大的元素易呈现负价；电负性小的元素易呈现正价。 ③判断化学键类型：电负性差值大的元素原子之间形成的化学键主要是离子键；电负性差值小的元素原子之间形成的化学键主要是共价键。 1．原子序数规律 （1）同主族、邻周期元素的原子序数差 元素周期表中左侧元素(ⅠA、ⅡA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋上一周期元素所在周期的元素种类数目 元素周期表中右侧元素(ⅢA～ⅦA族) 同主族相邻两元素中，Z(下)＝Z(上)＋下一周期元素所在周期的元素种类数目 （2）同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素原子序数差 周期序数 1 2 3 4 5 6 7 原子序数差 无 1 1 11 11 25 25 2．元素化合价规律 （1）主族元素的最高正化合价=它所在的族序数=最外层电子数(即价电子数)，但要注意F无正价，O一般不显正价。 （2）只有非金属元素才有负价，非金属元素的最高正价与它的负化合价的绝对值之和等于8。 （3）若某原子的最外层电子数为奇数(m)，则正常化合价为奇数，从+1价到+m价，若出现偶数则为非正常化合价，其氧化物为不成盐氧化物，如NO、NO2。 （4）若某原子的最外层电子数为偶数(n)，则元素的正常化合价为一系列偶数，例如S┴"-2" 、 S┴(+4) 、 S┴(+6)。 3．微粒半径大小比较的一般规律 （1）同周期(除0族外)，随原子序数的递增，原子半径由大到小，如Na>Mg>Al； （2）同主族，随原子序数的递增，原子半径、离子半径由小到大，如Li<Na<K;Li+<Na+<K+； （3）具有相同核外电子排布的微粒，核电荷数越大，微粒的半径越小（阴前阳下，径小序大），如Al3+<Mg2+<Na+<F-<O2-； （4）同种元素形成的微粒，阳离子<原子<阴离子，价态越高，微粒的半径越小，如H+<H<H-;Fe3+<Fe2+<Fe。 4．元素种类判断规律 （1）周期元素种类：设n为周期序数，每一周期排布元素的数目为：奇数周期为 ；偶数周期为 。如第3周期为 种，第4周期为 种。 （2）族“m-2” 非金属元素种类判断规律：任何一主族中，非金属元素种类＝（族序数－2）的绝对值 5．对角线规律 金属与非金属分界线对角（左上角与右下角）的两主族元素性质相似，主要表现在第2、3周期（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）。 6．相似规律 （1）相邻相似：元素周期表中，上下左右相邻的元素性质差别不大，俗称相邻相似规律； （2）同族相似；由于同族元素的最外层电子数相等，故同族元素性质相似。 （3）对角相似：①沿表中金属与非金属分界线方向（ ），对角相邻的两主族元素（都是金属或非金属）性质（金属性或非金属性）相近．②元素周期表中左上右下（ ）相邻的两金属元素的离子半径相近． 7．递变规律 （1）同周递变：同一周期的元素从左到右，随着核电荷数的递增，最外层电子数依次增多，原子半径逐渐减小，原子失电子能力逐渐减弱，得电子能力逐渐增强，所以，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 （2）同族递变：同一主族的元素从上到下，随着核电荷数的递增，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，原子失电子能力逐渐增强，得电子能力逐渐减弱，所以，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 （3）三角递变；所谓“三角递变”，即A、B处于同周期，A、C处于同主族的位置，可排列出三者原子结构、性质方面的递变规律。如：原子序数Z(C)>Z(B)>Z(A)；原子半径r(C)>r(A)>r(B)；A、B、C若为非金属元素，则非金属性B>A>C，单质的氧化性B>A>C等。 8．“ 定性”规律：若主族元素族数为m，周期数为n，则： ① ＜1时为金属， 值越小，金属性越强； ② ＞1时是非金属， 越大，非金属性越强； ③ ＝1时多为两性元素 1．元素“位—构—性”综合关系 元素的原子结构决定了元素在周期表中的位置和元素的主要性质，元素在周期表中的位置反映了元素的原子结构和元素的主要性质，故三者之间可相互推断。 2．三者的推断关系 （1）结构与位置的互推 ①明确四个关系式 a．电子层数＝周期序数。 b．质子数＝原子序数。 c．最外层电子数＝主族序数。 d．主族元素的最高正价＝最外层电子数。 最低负价＝－|8－最外层电子数|。 ②熟悉掌握周期表中的一些特殊规律 a．各周期所能容纳元素种数。 b．稀有气体的原子序数及在周期表中的位置。 c．同族上下相邻元素原子序数的关系。 （2）性质与位置互推 熟悉元素周期表中同周期、同主族元素性质的递变规律，根据元素性质可以推知元素在周期表中的位置，根据元素在周期表中的位置可以推知元素性质。主要包括： ①元素的金属性、非金属性。 ②气态氢化物的稳定性。 ③最高价氧化物对应水化物的酸碱性。 ④金属与H2O或酸反应的难易程度。 （3）结构和性质的互推 ①最外层电子数是决定元素原子的氧化性和还原性的主要因素。 ②原子半径决定了元素单质的性质；离子半径决定了元素组成化合物的性质。 ③同主族元素最外层电子数相同，性质相似。 3．应用——元素推断的一般思路 4．推断题要点总结 （1）结构与位置互推是解题的核心 ①掌握四个关系式：a.电子层数＝周期数；b.质子数＝原子序数；c.最外层电子数＝主族序数；d.主族元素的最高正价＝主族序数(O、F除外)，负价＝主族序数－8。 ②熟练掌握周期表的结构及周期表中的一些特殊规律 a．“凹”型结构的“三短四长，七主七副八零完”；b.各周期元素种类；c.稀有气体的原子序数及在周期表中的位置；d.同主族上下相邻元素原子序数的关系。 （2）熟记常见元素及其化合物的特性 ①形成化合物种类最多的元素、单质是自然界中存在的硬度最大的物质的元素、气态氢化物中氢的质量分数最大的元素：C。 ②空气中含量最多的元素、气态氢化物水溶液呈碱性的元素：N。 ③地壳中含量最多的元素：O。 ④常见的具有漂白性的物质：氯水、SO2、Na2O2、双氧水等。 ⑤单质是最活泼的非金属元素、无正价的元素或无含氧酸的非金属元素、气态氢化物的水溶液可腐蚀玻璃的元素、气态氢化物最稳定的元素、阴离子还原性最弱的元素：F。 ⑥单质密度最小的元素：H；密度最小的金属元素：Li。 ⑦常温下单质呈液态的非金属元素：Br；金属元素：Hg。 ⑧最高价氧化物及其水化物既能与强酸又能与强碱反应的元素：Al。 ⑨元素的气态氢化物和它的最高价氧化物对应的水化物能化合的元素：N；能发生氧化还原反应的元素：S。 ⑩元素的单质在常温下能与水反应放出气体的短周期元素：Li、Na、F。 第二节 原子结构与性质 6 原子结构 1.说出能层与能级的关系 2.说出原子状态与原子光谱 3.写出基态原子核外电子排布式（1-36号） 4.写出1-36号轨道表示式（包含价电子层） 选择题、填空题 简单 高频考点 1.原子的构成粒子 2.微粒之间的等式关系 1）质量关系：质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)； 2）电性关系： ①原子中：质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数； ②阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带的电荷数，如Mg2＋的核外电子数是10。 ③阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带的电荷数，如Cl－的核外电子数是18。 3.微粒符号周围数字的含义 1.元素、核素、同位素的概念及相互关系 2.同位素的特征 ①相同存在形态的同位素，化学性质几乎完全相同，物理性质不同。 ②天然存在的同一元素各核素所占的原子百分数(丰度)一般不变。 3.同位素的“六同三不同” 4.常见的重要核素及其应用 核素 235 92U 14 6C 21H(D) 31H(T) 18 8O 用途 核燃料 用于考古断代 制氢弹 示踪原子 5.元素、核素、同位素的联系与区别 ①现行元素周期表已发现的元素有118种，由于同位素的存在，故核素的种数远大于118种。 ②不同核素可能具有相同的质子数，如21H、31H；也可能具有相同的中子数，如14 6C、16 8O；也可能具有相同的质量数，如14 6C、14 7N。 ③同位素之间的转化，既不是物理变化也不是化学变化，是核反应。 ④同位素之间可形成不同的同位素单质。如氢的三种同位素形成的单质有六种：H2、D2、T2、HD、HT、DT，他们的物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。 ⑤同位素之间可形成不同的同位素化合物。如水分子有H2O(普通水)、D2O(重水)、T2O(超重水)等。他们的相对分子质量不同，物理性质(如密度)有所不同，但化学性质几乎完全相同。 6.相对原子质量 （1）原子(即核素)的相对原子质量：一个原子(即核素)的质量与一个12C质量的112的比值。一种元素有几种同位素，就有几种不同核素的相对原子质量。 （2）元素的相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的相对原子质量按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝Ar1×a%＋Ar2×b%＋Ar3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=1。 （3）核素的近似相对原子质量＝该核素的质量数。 （4）元素的近似相对原子质量：是根据该元素各种天然同位素的质量数按该元素各种天然同位素原子所占的原子百分比算出的平均值。即：Ar(E)＝A1×a%＋A2×b%＋A3×c%＋…，其中a%＋b%＋c%＋…=1。 7.核反应方程 ①卢瑟福发现质子：14 7N＋42He→17 8O＋11H ②查德威克发现中子：94Be＋42H→12 6C＋10n ③铀核裂变反应：235 92U＋10n→8936Kr＋144 56Ba＋310n ④氘核与氚核聚变反应：21H＋31H→42He＋10n 原子核外电子的运动状态 1.说出价层电子对互斥理论：模型要点、用价层电子对互斥模型推测分子空间构型、实例分析 2.说出杂化轨道理论：理论要点、杂化轨道与分子空间结构的关系、中心原子杂化类型和分子空间结构的相互判断 选择题、填空题 简单 高频考点 电子是质量轻、带负电的微观粒子，并具有波粒二象性。电子可以在原子内部进行圆周运动，运动速度很快，接近光速，与宏观物体的运动有极大不同：不能同时确定速度和位置，不能描绘运动轨迹。 1.能层：根据多电子原子的核外电子的能量差异，将核外电子分成不同的能层，能层用n表示。n值越大，能量越高。 2.能级 （1）根据多电子原子中同一能层电子能量的不同，将它们分成不同能级。 （2）能级用相应能层的序数和字母s、p、d、f组合在一起来表示，如n能层的能级按能量由低到高的顺序排列为ns、np、nd、nf等。 （3）能层序数等于该能层所包含的能级数，如第三能层有3s、3p、3d能级。 （4）s、p、d、f能级可容纳的电子数为1、3、5、7的二倍。 3.能层、能级与其容纳的最多电子数之间的关系 能层(n) 一 二 三 四 五 六 七 … 符号 K L M N O P Q … 能级 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s … … … … 容纳最多电子数　 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14 2 … … … … 2 8 18 32 …… … … 2n2 1.电子云：电子云是处于一定空间运动状态的电子在原子核外空间的概率密度分布的形象化描述。小黑点越密，表示概率密度越大。由于核外电子的概率密度分布看起来像一片云雾，因而被形象地称作电子云。 2.电子轮廓图： 概率密度为90%的电子云图，s电子云轮廓图是球形；p电子云轮廓图是哑铃形，p电子云有三种伸展方向（px，py，pz，它们相互垂直），即p能级电子有3个伸展方向；d能级电子有5个伸展方向；f能级电子有7个伸展方向。 3.原子轨道：量子力学把电子在原子核外的一个空间运动状态称为一个原子轨道，即电子云的伸展方向。 能级符号 电子云形状 空间延伸方向 s 球形 一种 p 哑铃形 三种(相互垂直，分别相对 于x、y、z轴对称) 4.轨道能量 ①同能层的不同能级能量s<p<d<f。 ②不同能层相同能级的能量1s<2s<3s……，2p<3p<4p……，半径随能层增大而增大。 ③同能层同能级不同轨道能量相同，如2px＝2py＝2pz。 1.构造原理：随着原子核电荷数的递增，原子核每增加一个质子，原子核外便增加一个电子，这个电子大多是按如图所示的能级顺序填充的，填满一个能级再填一个新能级。 【特别提醒】所有电子排布规则都需要满足能量最低原理。绝大多数基态原子核外电子的排布都遵循构造原理。顺序如图。构造原理揭示了原子核外电子的能级分布。从中可以看出，不同能层的能级有能级交错现象。构造原理是书写基态原子电子核外排布式的依据，也是绘制基态原子核外电子排布图（即轨道表示式）的主要依据之一。 2.核外电子排布的三个规律 能量最 低原理 原子的电子排布遵循构造原理能使整个原子的能量处于最低状态 泡利原理 每个原子轨道里最多只能容纳2个自旋状态相反的电子 洪特规则 当电子排布在同一能级的不同简并轨道时，基态原子中的电子总是优先单独占据一个轨道，而且自旋状态相同 3.核外电子排布表示方法 表示方法 以硫原子为例 原子结构示意图 电子排布式 1s22s22p63s23p4 简化电子排布式 [Ne]3s23p4 电子排布图(轨道表示式) 价电子排布式 3s23p4 4.原子状态与原子光谱 （1）基态原子：处于最低能量的原子。 （2）激发态原子：基态原子的电子吸收能量后，电子跃迁到较高能级，变成激发态原子。 （3）原子光谱 ①当电子从较高能量的激发态跃迁到较低能量的激发态乃至基态时，释放一定频率的光子，这是产生原子发射光谱的原因；当电子从较低能量的激发态乃至基态跃迁到较高能量的激发态时，需吸收一定频率的光子，这是产生原子吸收光谱的原因。 ②不同元素的原子发生跃迁时会吸收或释放不同的光，可以用光谱仪摄取各种元素的电子的吸收光谱或发射光谱，总称原子光谱。利用原子光谱的特征谱线来鉴定元素的分析方法，称为光谱分析。 ③光谱分析的应用：鉴定元素。 1.主量子数n，n＝1，2，3，4，……(只能取正整数)，描述原子中电子出现概率最大区域离核的远近(对应不同的能层)，用K、L、M、N等符号表示，决定电子能量高低。 2.角量子数l，l＝0，1，2，3……n－1(取值受n的限制)，描述原子轨道或电子云的形状(对应不同的能级)，用s、p、d、f等符号表示，与主量子数n共同决定电子的能量。 3.磁量子数m，m＝0，±1，±2，……±l(取值受l的限制)，描述原子轨道或电子云在空间的伸展方向(对应不同的原子轨道)。 4.自旋磁量子数ms，ms＝±12，表示同一原子轨道中电子的两种自旋状态。如对于基态的氟原子，其价电子自旋磁量子数的代数和为＋12或－12，即：F原子核外电子数为9，基态氟原子核外电子排布式为1s22s22p5，其价电子排布式为2s22p5，若一种自旋状态用＋12表示，与之相反的用－12表示，则价电子自旋磁量子数的代数和为＋12×4＋－12×3＝＋12，也可以是＋12×3＋－12×4＝－12。 小节复习 第三节 分子结构与性质、化学键 6 化学键 1.说出化学键及分类 2.说出共价键的分类及键参数 3.判断离子化合物与共价化合物 4.会书写常见物质的电子式 选择题、填空题 简单 高频考点 1．化学键的概念：使离子相结合或原子相结合的强烈作用力。根据成键粒子和粒子间的相互作用，可分为离子键和共价键。 2.化学键的分类 3．离子键、共价键、金属键 （1）概念 ①离子键：带相反电荷离子之间的强烈相互作用。 ②共价键：原子间通过共用电子对所形成的强烈相互作用。 ③金属键：金属阳离子、自由电子所形成的强烈相互作用。 （2）对比 离子键 共价键 金属键 成键粒子 阴、阳离子 原子 金属阳离子、自由电子 成键实质 阴、阳离子的静电作用(不是静电吸引) 共用电子对与成键原子间的电性作用 金属阳离子与自由电子间的电性作用 方向性与饱和性　 无方向性；无饱和性 有方向性；有饱和性 无方向性；无饱和性 成键表征符号 电子式(例CaCl2形成过程电子式为)： 电子式或结构式： HCl结构式为：H—Cl，HCl形成过程电子式为： 无 形成条件 通常活泼金属与活泼非金属经电子得失，形成离子键；铵根离子与酸根离子之间形成离子键 同种元素原子之间成非极性键 不同种元素原子之间成极性键 金属原子之间形成金属键 形成的物质　 离子化合物如NaCl、KCl、MgCl2、CaCl2、ZnSO4、NaOH等 非金属单质如H2、Cl2、N2(稀有气体除外)；某些共价化合物(如H2O2)或离子化合物(如Na2O2) 共价化合物如HCl、CO2、CH4或离子化合物如NaOH、NH4Cl 金属单质、合金 4．化学键类型的判断 （1）从物质构成角度判断 （2）从物质类别角度判断 物质类别 含化学键情况 非金属单质，如Cl2、N2、I2、P4、金刚石等 只有共价键 非金属元素构成的化合物，如H2SO4、CO2、NH3、HCl、CCl4、CS2等 活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如NaCl、CaCl2、K2O等 只有离子键 含有原子团的离子化合物，如Na2SO4、Ba(OH)2、NH4Cl、Na2O2等 既有离子键又有共价键 稀有气体，如Ne、Ar等 没有化学键 1.概念：在元素符号周围用“·”或“×”来表示原子的最外层电子的式子。 2.电子式的书写 粒子的种类 电子式的表示方法 注意事项 举例 原子 元素符号周围标有价电子 价电子少于4时以单电子分布，多于4时多出部分以电子对分布 阳离子 单核 离子符号 右上方标明电荷 Na＋ 多核 元素符号紧邻铺开，周围标清电子分布 用“[　]”，并标明电荷 阴离子 单核 元素符号周围合理分布价电子及所得电子 用“[　]”，右上方标明电荷 多核 元素符号紧邻铺开，合理分布价电子及所得电子 相同原子不得加和，用“[　]”，右上方标明电荷 单质及化合物 离子化合 物 用阳离子电子式和阴离子电子式组成 同性不相邻，离子合理分布 单质及共 价化合物 各原子紧邻铺开，标明价电子及成键电子情况 原子不加和，无“[　]”，不标明电荷 3.电子式书写常见的6大误区 内容 实例 误区1 漏写未参与成键的电子 N2的电子式误写为 ，应写为 误区2 化合物类型不清楚，漏写或多写[　]及错写电荷数 NaCl误写为 ，应写为 ；HF误写为 ，应写为 误区3 书写不规范，错写共用电子对 N2的电子式误写为 或 或 应写为 误区4 不考虑原子间的结合顺序 HClO的电子式误写为 ，应写为 误区5 不考虑原子最外层有几个电子，均写成8电子结构 CH＋3的电子式误写 误区6 不考虑AB2型离子化合物中2个B是分开写还是一起写 CaBr2的电子式 CaC2的电子式应为 4.用电子式表示化合物的形成过程 ①离子化合物：左边是原子的电子式，右边是离子化合物的电子式，中间用“―→”连接，相同的原子或离子不合并。如NaCl： 。 ②共价化合物：左边是原子的电子式，右边是共价化合物的电子式，中间用“―→”连接。 如HCl： 。 5.陌生电子式书写方法 ①确定该物质是属于共价化合物还是离子化合物； ②确定该物质中各原子的成键方式； ③根据各原子最外层电子数和成键后各原子达到最外层8(或2)电子稳定结构的要求，分析各原子共用电子对的情况； ④根据化合物类型、成键方式和原子稳定结构的分析，书写电子式。 1.离子化合物与共价化合物 （1）离子化合物与共价化合物的比较 项目 离子化合物 共价化合物 定义 含有离子键的化合物 只含有共价键的化合物 构成微粒 阴、阳离子 原子 化学键类型 一定含有离子键，可能含有共价键 只含有共价键 物质类别 ①强碱 ②绝大多数盐 ③金属氧化物 个例：NaH、CaC2、Mg3N2 ①含氧酸 ②弱碱 ③非金属气态氢化物 ④非金属氧化物 ⑤极少数盐，如AlCl3 ⑥多数有机物 （2）离子化合物和共价化合物的判断方法 分子的空间结构 1.说出价层电子对互斥理论：模型要点、用价层电子对互斥模型推测分子空间构型、实例分析 2.说出杂化轨道理论：理论要点、杂化轨道与分子空间结构的关系、中心原子杂化类型和分子空间结构的相互判断 选择题、填空题 简单 高频考点 先确定中心原子上的价层电子对数,得到含有孤电子对的VSEPR模型,再根据存在孤电子对的情况最后确定分子的立体构型。 1.理论要点 ①价层电子对在空间上彼此相距最远时，排斥力最小，体系的能量最低。 ②孤电子对与成键电子对的排斥力较大，孤电子对越多，排斥力越强，键角越小。 2.判断分子中的中心原子上的价层电子对数的方法 （1）方法I：用价层电子对互斥理论推测分子的立体构型的关键是判断分子中的中心原子上的价层电子对数。 其中：a是中心原子的价电子数(阳离子要减去电荷数、阴离子要加上电荷数)，b是与中心原子结合的原子最多能接受的电子数，x是与中心原子结合的原子数。 （2）方法II： 说明：（1）中心原子配位的原子总数是指与中心原子直接结合的原子个数，氧族元素原子作配位原子时，不计算配位原子个数。 （2）粒子的电荷数是离子所带电荷数，阳离子用“-”，阴离子用“+”。 （3）计算结果为中心原子的价层电子对数，根据中心原子的价层电子对数可以确定价层电子对互斥模型。 （4）孤电子对数=价层电子对数-中心原子配位的原子总数。 3.价层电子对互斥理论与分子构型 价层电子对数 σ键电子对数 孤电子对数 电子对的排列方式 VSEPR模型名称 分子或离子的空间结构名称 实例 2 2 0 直线形 直线形 CO2、CS2、BeCl2 3 3 0 平面三角形 平面三角形 BF3、SO3、 NO_3^"－" 、CO_3^(2－) 2 1 V形 SO2、O3、NO_2^"－" 4 4 0 四面体形 正四面体形 CH4、CCl4、NH_4^＋ 3 1 三角锥形 NF3、NH3、H3O＋ 2 2 V形 H2O、H2S 1.理论要点 当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。 2.杂化轨道与分子立体构型的关系 杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道间夹角 立体构型 实例 sp 2 180° 直线形 BeCl2 sp2 3 120° 平面三角形 BF3 sp3 4 109°28′ 四面体形 CH4 3.由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型 杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对，所以有关系式： 杂化轨道的数目＝中心原子上的孤电子对数＋中心原子的σ键电子对数(与中心原子直接相连的原子个数)＝中心原子的价层电子对数 4.分子(ABn型)、离子(ABm±n型)的空间结构分析示例 实例 价层电子对数(即杂化轨道数) σ键电子对数 孤电子对数 中心原子的杂化轨道类型 VSEPR模型 分子或离子的空间结构 BeCl2 2 2 0 sp 直线形 直线形 CO2 直线形 直线形 BF3 3 3 0 sp2 平面三角形 平面三角形 SO2 2 1 V形 CH4 4 4 0 sp3 四面体形 正四面体形 NH3 3 1 三角锥形 H2O 2 2 V形 CO2－3 3 3 0 sp2 平面三角形 平面三角形 NH＋4 4 4 0 sp3 四面体形 正四面体形 1.理论要点 当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。 2.杂化轨道与分子立体构型的关系 杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道间夹角 立体构型 实例 sp 2 180° 直线形 BeCl2 sp2 3 120° 平面三角形 BF3 sp3 4 109°28′ 四面体形 CH4 3.由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型 杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对，所以有关系式： 1.理论要点 当原子成键时，原子的价电子轨道相互混杂，形成与原轨道数相等且能量相同的杂化轨道。杂化轨道数不同，轨道间的夹角不同，形成分子的空间结构不同。 2.杂化轨道与分子立体构型的关系 杂化类型 杂化轨道数目 杂化轨道间夹角 立体构型 实例 sp 2 180° 直线形 BeCl2 sp2 3 120° 平面三角形 BF3 sp3 4 109°28′ 四面体形 CH4 3.由杂化轨道数判断中心原子的杂化类型 杂化轨道用来形成σ键和容纳孤电子对，所以有关系式： 杂化轨道的数目＝中心原子上的孤电子对数＋中心原子的σ键电子对数(与中心原子直接相连的原子个数)＝中心原子的价层电子对数 4.分子(ABn型)、离子(ABm±n型)的空间结构分析示例 实例 价层电子对数(即杂化轨道数) σ键电子对数 孤电子对数 中心原子的杂化轨道类型 VSEPR模型 分子或离子的空间结构 BeCl2 2 2 0 sp 直线形 直线形 CO2 直线形 直线形 BF3 3 3 0 sp2 平面三角形 平面三角形 SO2 2 1 V形 CH4 4 4 0 sp3 四面体形 正四面体形 NH3 3 1 三角锥形 H2O 2 2 V形 CO2－3 3 3 0 sp2 平面三角形 平面三角形 NH＋4 4 4 0 sp3 四面体形 正四面体形 1.含义：原子总数相同、价电子总数相同的分子(或离子)互为等电子体。 2.特点：等电子体具有相似的结构特征(立体结构和化学键类型)及相近的性质。 3.确定等电子体的方法 同主族代换或同周期相邻元素替换，交换过程中注意电荷变化。 4.常见的等电子体汇总 等电子类型 常见等电子体 空间结构 2原子10电子 N2，CN-，C22-，NO＋ 直线形 2原子14电子 F2，O22-，Cl2 直线形 3原子16电子 CO2，N2O，CNO-，N3-，NO2+，SCN-，HgCl2，BeCl2（g） 直线形 3原子18电子 O3，SO2，NO2- V形 4原子24电子 SO3（g），CO32-，NO3-，BO33-，BF3 平面三角形 4原子26电子 SO32-，ClO3-，BrO3-，IO3-，XeO3 三角锥形 5原子8电子 CH4，SiH4，NH4+，PH4+，BH4- 正四面体形 5原子32电子 CCl4，SiF4，SiO44-，SO42-，ClO4- 正四面体形 7原子48电子 AlF63-，SiF62-，PF6-，SF6 八面体形 12原子30电子 C6H6，N3B3H6（俗称无机苯） 平面六边形 杂化轨道的数目＝中心原子上的孤电子对数＋中心原子的σ键电子对数(与中心原子直接相连的原子个数)＝中心原子的价层电子对数 4.分子(ABn型)、离子(ABm±n型)的空间结构分析示例 实例 价层电子对数(即杂化轨道数) σ键电子对数 孤电子对数 中心原子的杂化轨道类型 VSEPR模型 分子或离子的空间结构 BeCl2 2 2 0 sp 直线形 直线形 CO2 直线形 直线形 BF3 3 3 0 sp2 平面三角形 平面三角形 SO2 2 1 V形 CH4 4 4 0 sp3 四面体形 正四面体形 NH3 3 1 三角锥形 H2O 2 2 V形 CO2－3 3 3 0 sp2 平面三角形 平面三角形 NH＋4 4 4 0 sp3 四面体形 正四面体形 分子的性质及应用 1.会判断分子的极性 2.说出分子间的作用力 3.会利用相似相溶原理解释分子的溶解性 4.会判断分子的手性 选择题、填空题 简单 高频考点 1.非极性分子与极性分子的比较 类型 非极性分子 极性分子 形成原因 正电中心和负电中心重合的分子 正电中心和负电中心不重合的分子 存在的共价键 非极性键或极性键 非极性键或极性键 分子内原子排列 对称 不对称 2.非极性分子与分子极性的判断 3.键的极性、分子空间构型与分子极性的关系 类型 实例 键的极性 空间构型 分子极性 X2 H2、N2 非极性键 直线形 非极性分子 XY HCl、NO 极性键 直线形 极性分子 XY2(X2Y) CO2、CS2 极性键 直线形 非极性分子 SO2 极性键 V形 极性分子 H2O、H2S 极性键 V形 极性分子 XY3 BF3 极性键 平面正三角形 非极性分子 NH3 极性键 三角锥形 极性分子 XY4 CH4、CCl4 极性键 正四面体形 非极性分子 4.多原子分子极性的判断方法 A.孤对电子法:如为ABn型，若中心原子A中没有孤对电子，为非极性分子，中心原子A中有孤对电子，则为极性分子。 B.几何对称法: 如为ABn型，如果各极性键在平面内或空间均匀排列，呈中心对称或呈正多边形、正多面体分布，该分子一定是非极性分子，反之为极性分子。通常有以下几种情况：线型对称，如CO2等（键角180°）；正三角形分子，如BF3（键角120°）；正四面体型分子，如CCl4、CH4（键角109°28′）。以上几类均为非极性分子，而NH3分子为三角锥型（键角107°18′），H2O分子为V型（键角104.5°）等均为极性分子。 C.中心原子化合价法: 如为ABn型，若中心原子A的化合价的绝对值等于A的主族序数，则为非极性分子；若中心原子A的化合价的绝对值不等于A的主族序数，则为极性分子； D.如为AxBYCZ这种类型的多原子分子绝大部分是极性分子。 5.分子的溶解性 ①“相似相溶”的规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极性溶剂。 ②若溶剂和溶质分子之间可以形成氢键，则溶质的溶解度增大。 ③随着溶质分子中憎水基个数的增多，溶质在水中的溶解度减小。如甲醇、乙醇和水以任意比互溶，而戊醇在水中的溶解度明显减小。 1.有机羧酸的酸性 键的极性对物质的化学性质有重要影响。例如，羧酸是一大类含羧基(—COOH)的有机酸，羧基可电离出H＋而呈酸性。羧酸的酸性可用pKa的大小来衡量，pKa越小，酸性越强。羧酸的酸性大小与其分子的组成和结构有关，如下表所示： 不同羧酸的pKa 羧酸 pKa 丙酸(C2H5COOH) 4.88 乙酸(CH3COOH) 4.76 甲酸(HCOOH) 3.75 氯乙酸(CH2ClCOOH) 2.86 二氯乙酸(CHCl2COOH) 1.29 三氯乙酸(CCl3COOH) 0.65 三氟乙酸(CF3COOH) 0.23 ①羧基中羟基的极性越大，越容易电离出H+,则羧酸的酸性越大。 ②与羧基相邻的共价键的极性越大，羧酸的酸性越大。 ③一般地，饱和烃基越长，推电子效应越大，羧酸的酸性越小。 2.无机含氧酸分子的酸性 无机含氧酸的通式可写成(HO)mROn，如果成酸元素R相同，则n值越大，R的正电性越高，使R—O—H中O的电子向R偏移，在水分子的作用下越易电离出H＋，酸性越强，如酸性：HClO＜HClO2＜HClO3＜HClO4。 1.分子间作用力 （1）概念：物质分子之间普遍存在的相互作用力，称为分子间作用力。 （2）分类：分子间作用力最常见的是范德华力和氢键。 （3）强弱：范德华力＜氢键＜化学键。 2.范德华力 ①范德华力约比化学键的键能小1～ 2个数量级。 ②范德华力主要影响物质的熔点、沸点、硬度等物理性质。范德华力越强，物质的熔点、沸点越高，硬度越大。 ③一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，范德华力逐渐增大。 3.氢键 1）形成：已经与电负性很强的原子形成共价键的氢原子(该氢原子几乎为裸露的质子)与另一个分子中电负性很强的原子之间的作用力，称为氢键。 2）表示方法：A—H…B 3）特征：具有一定的方向性和饱和性。 4）分类：氢键包括分子内氢键和分子间氢键两种。 5）分子间氢键对物质性质的影响 （1）对物质溶沸点的影响： ①存在分子间氢键的物质，具有较高的熔、沸点。例如：NH3、H2O和HF的熔、沸点比同主族相邻元素氢化物的熔、沸点高，这种反常现象是由于它们各自的分子间形成了氢键。 ②互为同分异构体的物质，能形成分子内氢键的，其熔、沸点比能形成分子间氢键的物质的低。例如：邻羟基苯甲醛能形成分子内氢键，而对羟基苯甲醛能形成分子间氢键，当对羟基苯甲醛熔化时，需要较多的能量克服分子间氢键，所以对羟基苯甲醛的熔、沸点高于邻羟基苯甲醛的熔、沸点。 （2）对物质溶解度的影响：溶质与溶剂之间若能形成分子间氢键，则溶质的溶解度明显的大；分子内氢键的形成导致溶解度减小。 6)分子间作用力(范德华力)与氢键的比较 范德华力 氢键 存在 分子间普遍存在 已经与电负性很大的原子形成共价键的氢原子与另一个电负性很大的原子之间 特征 无方向性、无饱和性 具有一定的方向性和饱和性 强度 共价键＞氢键＞范德华力 影响其强度的因素 ①组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大； ②分子的极性越大，范德华力越大 对于A—H…B，A、B的电负性越大，B原子的半径越小，氢键键能越大 对物质性质的影响 范德华力主要影响物质的物理性质，如熔、沸点等。范德华力越大，物质的熔、沸点越高 分子间氢键的存在，使物质的熔、沸点升高，分子内氢键使物质的熔、沸点降低，对电离、溶解度等产生影响 1.手性异构体与手性分子 具有完全相同的组成和原子排列的一对分子，如同左手与右手一样互为镜像，却在三维空间里不能叠合，互称手性异构体(或对映异构体)。有手性异构体的分子叫做手性分子。 2.手性分子的成因 当4个不同的原子或基团连接在同一个碳原子上时，这个碳原子是不对称原子。这种分子和它“在镜中的像”不能重叠，因而表现为“手性”。手性分子中的不对称碳原子称为手性碳原子。 3.手性分子的判断 有机物分子具有手性是由于其分子中含有手性碳原子。如果1个碳原子所连接的4个原子或基团各不相同，那么该碳原子为手性碳原子，用*C来表示。如 ,R1、R2、R3、R4是互不相同的原子或基团。所以，判断一种有机物是否为手性分子，就看其含有的碳原子是否连有4个不同的原子或基团。 4.手性分子的用途 （1）构成生命体的有机分子绝大多数为手性分子。互为手性异构体的两个分子的性质不同。 （2）生产手性药物、手性催化剂(手性催化剂只催化或主要催化一种手性分子的合成)。 配位键、配合物、超分子 1.常见共价晶体的结构分析：金刚石、二氧化硅模型分析 2.常见分子晶体结构分析 3.常见离子晶体结构分析 4.混合型晶体 5.金属晶体的堆积模型分析 6.立方晶体物理量的关系 选择题、填空题 简单 高频考点 1.孤电子对 分子或离子中没有跟其他原子共用的电子对称孤电子对。 2.配位键 ①配位键定义：属于“电子对给予－接受”键，由一个原子提供孤电子对与另一个接受孤电子对的原子形成的共价键。配位键属于σ键。 ②配位键的形成：成键原子一方提供孤电子对，另一方提供空轨道形成共价键。 ③成键的性质：共用电子对对两个原子的电性作用。 ④配位键的表示：常用“→”来表示配位键，箭头指向接受孤电子对的原子，如NH＋4可表示为 ，在NH＋4中，虽然有一个N—H键形成过程与其他3个N—H键形成过程不同，但是一旦形成之后，4个共价键就完全相同。 ⑤配位键的形成条件： a.配体有孤电子对，如H2O、NH3、CO、F－、Cl－、CN－等。 b.中心原子有空轨道，如Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋等。 3.配合物 如[Cu(NH3)4]SO4： （1）中心原子：提供轨道接受孤对电子的原子叫中心原子。中心原子一般是带正电荷的金属离子(此时又叫中心离子)，过渡元素最常见，如：Fe3＋、Cu2＋、Zn2＋、Ag＋。 （2）配位体：含有并提供孤电子对的分子或离子，即电子对的给予体。常见的配位体：H2O、NH3、SCN－、CO、N2、X－、OH－、CN－。 （3）配位原子：配体中提供孤对电子的原子叫配位原子，如：H2O中的O原子，NH3中的N原子。 （4）配离子：由中心原子(或离子)和配位体组成的离子叫做配离子，如：[Cu(NH3)4]2＋、[Ag(NH3)2]＋。 （5）配位数：作为配位体直接与中心原子结合的离子或分子的数目，即形成的配位键的数目称为配位数。如：[Cu(NH3)4]2＋的配位数为4，[Ag(NH3)2]＋的配位数为2。 （6）配离子的电荷数：配离子的电荷数等于中心离子和配位体电荷数的代数和。 （7）内界和外界：配合物分为内界和外界，其中配离子称为内界，与内界发生电性匹配的阳离子(或阴离子)称为外界，如：[Cu(NH3)4]SO4 的内界是[Cu(NH3)4]2＋，外界是SO2－4，配合物在水溶液中电离成内界和外界两部分。 即：[Cu(NH3)4]SO4===[Cu(NH3)4]2＋＋SO2－4，而内界很难电离，其电离程度很小，[Cu(NH3)4]2＋ Cu2＋＋4NH3。 4.螯合物 螯合物是配合物的一种，具有环状结构的配合物叫螯合物或内配合物。一种配位体有两个或两个以上的配位原子同时与一个中心离子结合，螯合物中配体数目少，形成环状结构较简单配合物稳定，而且形成的环越多越稳定，其中以五元环或六元环最为稳定。在螯合物的结构中，一定有一个或多个多齿配体提供多对电子与中心体形成配位键。“螯”指螃蟹的大钳，此名称比喻多齿配体像螃蟹一样用两只大钳紧紧夹住中心体。这种提供螯合物配体的试剂被称为螯合剂。 例：乙二胺（H2N-CH2-CH2-NH2）与Cu2+形成如下的螯合物： 乙二胺分子中的氨基氮原子只提供孤电子对以满足中心离子的配位数。 氨基乙酸的酸根氧离子（H2N-CH2-COO—）与Cu2+形成如下的螯合物： 其中Cu2+离子的配位数仍旧是4，氧提供孤电子对与中心离子配位，又有负电荷可以中和中心离子的正电荷，生成中性分子的“内配盐”。 5.多齿配体、二茂铁、羰基化合物 如果一个配位体中有几个配位原子能直接和同一个金属离子配位，这种配体称为多齿配体，形成具有环状结构的配合物称为螯合物，如：乙二胺配体中有两个配位原子、乙二胺四乙酸（EDTA）配体中有6个配位原子。还有其他特殊配体：CO、环戊二烯基（C5H_5^"－" ）等含有π键的配位体形成的配合物，如二茂铁、金属羰基化合物。 　　　　　　　　 　　　　　　　　 金属EDTA（乙二 Fe（C5H5）2二环戊 Ni（CO）4四羰 胺四乙酸）螯合物 二烯合铁（二茂铁） 基镍（楔形式） 6.化学配合物的配位数可按如下方法判断： 1）配合物的配位数等于配位原子及配位体的数目，有两种情况： （1）配位原子数目、配位体数目、中心离子与配位原子形成的配位键键数均相等，例如[Ag(NH3)2]NO3、[Cu(NH3)4]SO4、[Cu(H2O)4]2+、[Zn(NH3)4]2+、K3[Fe(SCN)6]、[FeF6]3-、Ni(CO)4、Fe(CO)5、[Co(NH3)4(H2O)2]Cl2、[CrCl(H2O)5]Cl2等配合物或配离子，它们配位体的数目以及中心离子与配位原子形成的配位键键数相等。其中Ag+离子的配位数为2，Cu2+离子与Zn2+离子的配位数均为4，Fe3+离子的配位数为6。Ni(CO)4、Fe(CO)5等羰基化合物中Ni、Fe原子的配位数分别为4、5，[Co(NH3)4(H2O)2]Cl2、[CrCl(H2O)5]Cl2中Co2+离子与Cr3+离子的配位数均为6。 （2）配位原子、配位体的数目均不等于中心离子与配位原子形成的配位键键数，例如[BF4]-、[B(OH)4]-、[AlCl4]-、[Al(OH)4]-等配离子中，B、Al原子均缺电子，它们形成的化学键，既有共价键，又有配位键，配位数与配位键的键数不相等，配位数均为4。又如Al2Cl6(下图)中Al原子的配位数为4。 2）配位数等于配位原子的数目，但不等于配位体的数目 存在多基配体时有这种情况，例如[Cu(en)2]中的en是乙二胺(NH2CH2CH2NH2)的简写，属于双基配体，每个乙二胺分子有2个N 原子与Cu2+离子配位，故Cu2+离子的配位数是4而不是2。 3）配合物的配位数可以按中心离子电荷数的两倍来计算 如果不知道配合物的化学式，一般可按此规律计算。例如前面提到的，Ag+离子的配位数为2，Cu2+离子与Zn2+离子的配位数均为4，Fe3+离子的配位数为6，等等。不过应注意，某些配合物不符合以上规律，如[Co(NH3)4(H2O)2]Cl2、[CrCl(H2O)5]Cl2中Co2+离子与Cr3+离子的电荷数分别为2、3，但配位数都是6。若配合物中的中心原子呈电中性，如金属的羰基化合物，其配位数只能在已知化学式的基础上判断。有些配合物，当中心离子(或原子)与不同量的配位体配合时，其配位数并不确定。配位数多少与中心离子和配体的性质(如电荷数、体积大小、电子层结构等)以及它们之间相互影响、配合物的形成条件(如浓度、温度等)有关。配位数由1到14均可能，其中最常见的配位数为4和6。例如硫氰合铁络离子随着配离子SCN-浓度的增大，中心离子Fe3+与SCN- 可以形成配位数为1~6的配合物：[Fe(SCN-)n]3-n(n=1~6)。 7.配合物的形成对性质的影响 ①溶解性：一些难溶于水的金属氯化物、溴化物、碘化物等可溶于含过量的氯离子、溴离子、碘离子和氨的溶液中，形成可溶的配合物。 ②颜色：当简单离子形成配合物时，颜色往往会发生变化。如黄色的铁离子溶液与硫氰酸根配合，就形成红色的溶液。 ③稳定性增强：对于配位化合物稳定性由配位键的强弱决定；配位键的强弱取决于配位体给电子的能力，配位体给出电子能力越强，则配位体与中心离子形成的配位键就越强，配合物也就越稳定，如：N元素电负性比O元素电负性小，N原子提供孤电子对的倾向更大，与Co2＋形成的配位键更强。配位键的强弱还与中心粒子空轨道的数目、空间构型，配体空间结构等因素有关，如果形成环状配离子或配体体积较大，则空轨道数目较多的原子或阳离子才能形成稳定的配离子。 8.配合物的应用 超过百万种的配合物在医药科学、化学催化剂、新型分子材料等领域有广泛的应用。 （1）在生命体中的应用叶绿素——Mg2+的配合物血红素——Fe2+的配合物酶——含锌的配合物维生素B12——钴配合物 （2）在生产生活中的应用王水溶金——H[AuCl4]电解氧化铝的助熔剂——Na3[AlF6]热水瓶胆镀银—— [Ag(NH3)2]+ （3）在医药中的应用——抗癌药物 、 。 1.概念：由两种或两种以上的分子通过分子间相互作用形成的分子聚集体。 2.微粒间作用力—非共价键：超分子内部分子之间通过非共价键结合，主要是静电作用、范德华力和氢键、疏水作用以及一些分子与金属离子之间形成的弱配位键。 3.分子聚集体的大小：超分子这种分子聚集体，有的是有限的，有的是无限伸展的。 4.特征 （1）分子识别 （2）自组装：超分子组装的过程称为分子自组装（Molecular self-assembly)，自组装过程（Self-organization)是使超分子产生高度有序的过程。 5.应用实例 （1） “杯酚”分离C60和C70：杯酚与C60通过范德华力相结合，通过尺寸匹配实现分子识别。向C60和C70的混合物中加入一种空腔大小适配C60的“杯酚”,再加入甲苯溶剂，溶解未装入“杯酚”的C70，过滤后分离C70；再向不溶物中加入氯仿，溶解“杯酚”而将不溶解的C60释放出来并沉淀。 （2）冠醚识别碱金属离子：冠醚是皇冠状的分子，有不同大小的空穴，能与正离子，尤其是碱金属离子络合，并随环的大小不同而与不同的金属离子络合，利用此性质可以识别碱金属离子。冠醚环的大小与金属离子匹配，将阳离子以及对应的阴离子都带入有机溶剂，因而成为有机反应中很好的催化剂。 （3）细胞和细胞器的双分子膜：细胞膜的两侧都是水溶液，水是极性分子，而构成膜的两性分子的头基是极性基团而尾基是非极性基团。头基为亲水基团，头部会朝向水溶液一侧，从而实现自组装。 （4）DNA分子：核酸的双螺旋结构是靠氢键来保持的。 6.超分子的未来发展 通过对超分子研究，人们可以模拟生物系统，复制出一些新材料，如：新催化剂、新药物、分子器件、生物传感器等功能材料 小节复习 第四节 晶体结构与性质 5 物质的聚集状态与晶体常识 1.说出物质的常见聚集状态及特点。 2.说出晶体与非晶体的区别和鉴别。 3.写出晶胞的特征和晶体结构的测定方法。 4.说出常见晶体类型的构成粒子、粒子间作用及其物理性质(溶解性、导电性和熔沸点等)。 5.会分析晶体结构，并能进行晶胞的有关计算。 选择题、填空题 简单 高频考点 1.物质的聚集状态的存在形式 （1）通常物质有三态：固态、液态和气态。 （2）特殊物质的聚集状态：等离子体是气态物质，离子液体是液体物质。 （3）更多的物质聚集状态：晶态、非晶态，塑晶态、液晶态等。 2.普通物质三态的相互转化 注：普通物质三态间的相互转化只是分子间距离发生了变化，分子在固态只能振动，在气态能自由移动，而液态则介于二者之间。 3.气态 ①普通气体 ②等离子体： A.定义：等离子体是由电子、阳离子和电中性粒子(分子或原子)组成的整体上呈电中性的气态物质。 B.产生途径：高温、紫外线、x射线、y射线、高能电磁波的照射及大自然的天体现象等都能使气体变成等离子体。 C.存在：存在于日光灯和霓虹灯的灯管里、蜡烛火焰里、极光和雷电里等。 D.性质：具有良好的导电性和流动性。 E.应用：等离子体显示技术可以制造等离子体显示器，利用等离子体可以进行化学合成、核聚变等。 4.液态 ①普通液体 ②离子液体： A.定义：在室温或室温附近温度下呈液态的由离子构成的物质，称为室温离子液体，也称为低温熔融盐。 B.组成：(低温熔融盐)一般由有机阳离子和无机或有机阴离子构成，常见的阳离子有季铵盐离子、季鏻盐离子、咪唑盐离子和吡咯盐离子等（如图所示 ），阴离子有卤素离子、四氟硼酸根离子、六氟磷酸根离子等。 5.介乎晶态和非晶态之间的塑晶态、液晶态 ①塑晶：在一定温度条件下，能保持固态晶体典型特征但具有一定塑性（即物体发生永久形变的性质）的一种物质聚集状态。 ②液晶： A.定义：在由固态向液态转化过程中存在的取向有序流体状态。 B.分类：分为热致液晶（只存在于某一温度范围内的液晶相）和溶致液晶（某些化合物溶解于水或有机溶剂后而呈现的液晶相）。 C.性质：具有液体的某些性质（如流动性、黏度、形变性等）和晶体的某些性质（如导热性、各向异性等）。 D.用途：手机、电脑和电视的液晶显示器，合成高强度液晶纤维已广泛用于飞机、火箭、坦克、舰船、防弹衣、防弹头盔等。 6.固态 ①晶体：内部粒子(原子、离子或分子)在三维空间按一定规律呈周期性重复排列构成的固体物质，绝大多数常见的固体都是晶体。如：高锰酸钾、金刚石、干冰、金属铜、石墨等。 ②非晶体：内部原子或分子的排列呈杂乱无章的分布状态的固体物质。如：玻璃、松香、硅藻土、橡胶、沥青等。 1.晶体与非晶体的比较 晶体 非晶体 结构特征 结构微粒周期性有序排列 结构微粒无序排列 性质特征 自范性 有 无 熔点 固定 不固定 异同表现 各向异性 各向同性 二者区别方法 间接方法 看是否有固定的熔点 科学方法 对固体进行X­射线衍射实验 2.得到晶体的途径 ①熔融态物质凝固。 ②气态物质冷却不经液态直接凝固(凝华)。 注：升华与凝华：固态物质受热不经过液态直接到气态的过程叫做升华；气态物质冷却不经过液态直接到固态的过程叫做凝华。升华和凝华都属于物理变化。 ③溶质从溶液中析出。 3.晶胞 ①概念：描述晶体结构的基本单元。 ②晶体中晶胞的排列——无隙、并置。 A.无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。 B.并置：所有晶胞平行排列、取向相同。 1.原则 晶胞任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对这个原子分得的份额就是1n。 2.方法 ①长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算。 ②非长方体晶胞中粒子视具体情况而定 三棱柱 六棱柱 平面型 石墨晶胞每一层内碳原子排成六边形，其顶点(1个碳原子)被三个六边形共有，每个六边形占13 3.晶胞中粒子配位数的计算 一个粒子周围最邻近的粒子的数目称为配位数 （1）晶体中原子(或分子)的配位数：若晶体中的微粒为同种原子或同种分子，则某原子(或分子)的配位数指的是该原子(或分子)最接近且等距离的原子(或分子)的数目。 （2）离子晶体的配位数：指一个离子周围最接近且等距离的异种电性离子的数目。 .晶胞计算公式(立方晶胞) （1）晶体密度：a3ρNA＝NM (a：棱长；ρ：密度；NA：阿伏加德罗常数的值；N：1 mol晶胞所含基本粒子或特定组合的物质的个数；M：基本粒子或特定组合的摩尔质量)。 （2）金属晶体中体心立方堆积、面心立方堆积中的几组公式(设棱长为a) ①面对角线长＝2a。 ②体对角线长＝3a。 ③体心立方堆积4r＝3a(r为原子半径)。 ④面心立方堆积4r＝2a(r为原子半径)。 （3）空间利用率＝晶胞中微粒体积晶胞体积×100%。 5.有关晶胞的计算方法 （1）计算晶体密度的方法 （2）计算晶体中微粒间距离的方法 （3）原子空间利用率的计算 A．已知晶体密度(ρ)求空间利用率 若1个晶胞中含有x个微粒，则1 mol晶胞中含有x mol 微粒，其质量为xM g(M为微粒的相对分子质量)；1个晶胞的质量为ρV g(V为晶胞的体积)，则1 mol晶胞的质量为ρVNA g，因此有xM＝ρVNA。 晶胞体积V＝xMρNA，晶胞含粒子体积V0＝x×43πr3。故空间利用率＝V0V×100%＝x×43πr3xMρNA＝4πr3ρNA3M。 B．已知晶胞结构求空间利用率 ①简单立方结构 空间利用率＝43πr38r3×100%≈52% ②体心立方结构 空间利用率＝2×43πr343r3×100%≈68% ③面心立方结构 如图所示，原子的半径为r，面对角线为4r，a＝22r，V晶胞＝a3＝(22r)3＝162r3，1个晶胞中有4个原子，则空间利用率＝V球V晶胞×100%＝4×43πr3162r3×100%≈74%。 1.构建坐标原点、坐标轴和单位长度立体几何模型 从最简单的晶胞——简单立方堆积的晶胞模型入手，构建坐标原点、坐标轴和单位长度立体几何模型。 简单立方堆积的晶胞中8个顶点的微粒是完全一致的，因此可以任意选择一个原子为坐标原点。以立方体的三个棱延长线构建坐标轴，以晶胞边长为1个单位长度。由此可得如图所示的坐标系。 其他晶胞也可以采用这种方式构建。如六方最密堆积模型的晶胞按此法构建x轴和y轴，只不过夹角不是90°，而是120°或60°。 2．简单立方体模型的原子分数坐标与投影图 （1）原子分数坐标：原子2为(0，0，0)，因为其他顶点与2完全相同，所以其他顶点的分数坐标都为(0，0，0)。 （2）x、y平面上的投影图如图所示 。 3．体心立方晶胞结构模型的原子分数坐标与投影图 （1）原子分数坐标：1～8的分数坐标为(0，0，0)， 9的分数坐标为12，12，12。 （2）x、y平面上的投影图如图所示 。 4．面心立方晶胞结构模型的原子分数坐标与投影图 （1）原子分数坐标：0(0，0，0)，1和212，12，0，3和412，0，12，5和60，12，12。 （2）x、y平面上的投影图如图所示 。 5．金刚石晶胞结构模型的原子分数坐标与投影图 （1）若a原子为坐标原点，晶胞边长的单位为1，则原子1、2、3、4的分数坐标分别为34，14，14、14，14，34、34，34，34、14，34，14。 （2）x、y平面上的投影图为 。 （3）沿体对角线的投影图为 。 （4）沿体对角线切开的剖面图 。 常见晶体的结构与性质 1.说出常见晶体的类型，如离子晶体、分子晶体、原子晶体和金属晶体。 2.理解各类晶体的结构特点，包括粒子间的结合方式、空间排列规律等。 3.说出不同类型晶体的物理性质（如熔点、沸点、硬度、导电性等）及其与结构的关系。 4.学会运用晶体结构的知识解释晶体的一些特性和现象。 选择题、填空题 简单 高频考点 1.概念：只含分子的晶体称为分子晶体。 2.粒子间的相互作用力：分子晶体内相邻分子间以分子间作用力相互吸引，分子内原子之间以共价键结合。 3.常见的分子晶体 ①所有非金属氢化物，如水、硫化氢、氨、甲烷等。 ②部分非金属单质，如卤素(X2)、氧(O2)、硫(S8)、氮(N2)、白磷(P4)、C60等。 ③部分非金属氧化物，如CO2、SO2、P4O6、P4O10等。 ④几乎所有的酸，如H2SO4、HNO3、H3PO4、H2SiO3等。 ⑤绝大多数有机化合物的晶体，如苯、乙醇、乙酸、葡萄糖等。 4.物理性质 分子晶体熔、沸点较低，硬度较小。 5.分子晶体的结构特征 ①分子间作用力只是范德华力：晶体中分子堆积方式为分子密堆积。 ②分子间还有其他作用力：水分子之间的主要作用力是氢键，在冰的每个水分子周围只有4个紧邻的水分子。 6.结构模型 干冰的晶体结构 干冰晶体中，每个CO2分子周围等距且紧邻的CO2分子有12个，属于分子密堆积。每个晶胞中含有4个CO2分子。同类晶体还有晶体I2、晶体O2等 冰的晶体结构 冰的结构模型中，每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连接，含1 mol H2O的冰中，最多可形成2 mol氢键。晶胞结构与金刚石相似，含有8个H2O 1.构成微粒及其相互作用 2.物理性质 ①共价晶体中，由于各原子均以强的共价键相结合，因此一般熔点高，硬度大。 ②结构相似的共价晶体，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点越高。 3.常见的共价晶体 4.结构模型 金刚石晶体 ①金刚石晶体中，每个C与另外4个C形成共价键，碳原子采取sp3杂化，C—C—C夹角是109°28′，最小的环是6元环。每个C被12个六元环共用。含有1 mol C的金刚石中形成的C—C共价键有2 mol。 ②在金刚石的晶胞中，内部的C在晶胞的体对角线的14处。每个晶胞含有8个C 二氧化硅晶体 SiO2晶体中，每个Si原子与4个O原子成键，每个O原子与2个Si原子成键，最小的环是12元环，在“硅氧”四面体中，处于中心的是Si原子。1 mol SiO2晶体中含Si—O键数目为4NA，在SiO2晶体中Si、O原子均采取sp3杂化。低温石英结构中有顶角相连的硅氧四面体形成螺旋上升的长链，具有手性。 1.金属键 ①概念：金属原子脱落下来的价电子形成遍布整块晶体的“电子气”，被所有原子共用，从而把所有金属原子维系在一起。 ②成键粒子是金属阳离子和自由电子。 ③金属键的强弱和对金属性质的影响： a．金属键的强弱主要取决于金属元素的原子半径和价电子数，原子半径越大，价电子数越少，金属键越弱；反之，金属键越强。 b．金属键越强，金属的熔、沸点越高，硬度越大。 2.金属晶体 ①在金属晶体中，原子间以金属键相结合。 ②金属晶体的性质：优良的导电性、导热性和延展性。 ③用电子气理论解释金属的性质： 延展性 当金属受到外力作用时，晶体中的各原子层就会发生相对滑动，但排列方式不变，金属晶体中的化学键没有被破坏，所以金属有良好的延展性。 导电性 在外加电场的作用下，金属晶体中的“自由电子”做定向移动而形成电流，呈现良好的导电性。 导热性 “自由电子”在运动时会与金属离子不断发生碰撞，从而引起两者能量的交换 1.构成粒子：阴离子和阳离子。 2.作用力：离子键。 3.配位数：一个离子周围最邻近的异电性离子的数目。 4.离子晶体结构的决定因素 ①几何因素：晶体中正负离子的半径比。 ②电荷因素：晶体中正负离子的电荷比。 ③键性因素：离子键的纯粹程度。 5.离子晶体的性质 熔、沸点 熔、沸点较高，难挥发 硬度 硬度较大，难以压缩 溶解性 一般在水中易溶，在非极性溶剂中难溶 导电性 固态时不导电，熔融状态或在水溶液中能导电 6.结构模型 NaCl型 在晶体中，每个Na＋同时吸引6个Cl－，每个Cl－同时吸引6个Na＋，配位数为6。每个晶胞含4个Na＋和4个Cl－ CsCl型 在晶体中，每个Cl－吸引8个Cs＋，每个Cs＋吸引8个Cl－，配位数为8 CaF2型 在晶体中，F－的配位数为4，Ca2＋的配位数为8，晶胞中含4个Ca2＋，含8个F－。晶胞中F－在体对角线的14处 1.同层内，碳原子采用sp2杂化，以共价键相结合形成正六边形平面网状结构。所有碳原子的p轨道平行且相互重叠，p轨道中的电子可在整个平面中运动。 2.层与层之间以范德华力相结合。 3.石墨晶体中，既有共价键，又有金属键和范德华力，属于混合晶体。 4.结构模型 （1）石墨层状晶体中，层与层之间的作用是范德华力。 （2）平均每个正六边形拥有的碳原子个数是2，C原子采取的杂化方式是sp2。 （3）在每层内存在共价键和大π键。 （4）C—C的键长比金刚石的C—C的键长短，熔点比金刚石的高。 （5）导电性：石墨晶体中，每个碳原子的配位数为3，有一个未参与杂化的2p电子，p轨道中的电子在整个平面中运动。但电子不能从一个平面跳跃到另一个平面。故在电场中，p轨道中的电子只能沿石墨平面方向定向移动。 纯粹的典型晶体是不多的，大多数晶体是它们之间的过渡晶体。如Na2O和Al2O3晶体中都含有离子键的成分，它们既不是纯粹的离子键，也不是纯粹的共价键，Na2O更偏向离子晶体，Al2O3 更偏向共价晶体。1．四种晶体类型比较 类型 比较　　 分子晶体 共价晶体 金属晶体 离子晶体 构成粒子 分子 原子 金属阳离子和自由电子 阴、阳离子 粒子间的相互作用力 分子间作用力 共价键 金属键 离子键 硬度 较小 很大 有的很大，有的很小 较大 熔、沸点 较低 很高 有的很高，有的很低 较高 溶解性 相似相溶 难溶于任何溶剂 常见溶剂难溶 大多易溶于水等极性溶剂 导电、传热性 一般不导电，溶于水后有的导电 一般不具有导电性 电和热的良导体 晶体不导电，水溶液或熔融态导电 2．晶体熔、沸点的比较 1）不同类型晶体熔、沸点的比较 （1）不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：共价晶体>离子晶体>分子晶体。 （2）金属晶体的熔、沸点差别很大，如钨、铂等熔、沸点很高，汞、铯等熔、沸点 很低。 2）同种晶体类型熔、沸点的比较 （1）共价晶体 原子半径越小→键长越短→键能越大→熔、沸点越高，如熔点：金刚石>碳化硅>硅。 （2）离子晶体 ①一般地说，阴、阳离子的电荷数越多，离子半径越小，则离子间的作用力就越强，其离子晶体的熔、沸点就越高，如熔点：MgO>NaCl>CsCl。 ②衡量离子晶体稳定性的物理量是晶格能。晶格能越大，形成的离子晶体越稳定，熔、沸点越高，硬度越大。 （3）分子晶体 ①分子间作用力越大，物质的熔、沸点越高;具有氢键的分子晶体熔、沸点反常得高，如H2O>H2Te>H2Se>H2S。 ②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如SnH4>GeH4>SiH4>CH4。 ③组成和结构不相似的物质(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高，如CO>N2、CH3OH>CH3CH3。 ④同分异构体支链越多，熔、沸点越低。如CH3CH2CH2CH2CH3>CH3CH(CH3)CH2CH3>CH3C(CH3)2CH3。 （4）金属晶体 金属离子半径越小，离子电荷数越多，其金属键越强，金属熔、沸点就越高，如熔、沸点：Na<Mg<Al。 3.晶体类型的判断——依据性质判断晶体类型的方法 （1）依据构成晶体的粒子和粒子间的作用判断 ①离子晶体的构成粒子是阴、阳离子，粒子间的相互作用是离子键。 ②共价晶体(共价晶体)的构成粒子是原子，粒子间的相互作用是共价键。 ③分子晶体的构成粒子是分子，粒子间的相互作用为分子间作用力。 ④金属晶体的构成粒子是金属阳离子和自由电子，粒子间的相互作用是金属键。 （2）依据物质的类别判断 ①活泼金属氧化物(如K2O、Na2O2等)、强碱(NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。 ②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅等)、气态氢化物、非金属氧化物(除SiO2外)、酸、绝大多数有机物(除有机盐外)是分子晶体。 ③常见的共价晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等，常见的共价晶体化合物有碳化硅、二氧化硅等。 ④金属单质与合金是金属晶体。 （3）依据晶体的熔点判断 ①离子晶体的熔点较高，常在数百至一千摄氏度以上。 ②共价晶体熔点高，常在一千至几千摄氏度。 ③分子晶体熔点低，常在数百摄氏度以下至很低温度。 ④金属晶体多数熔点高，但也有相当低的，如汞。 （4）依据导电性判断 ①离子晶体水溶液或熔融态时能导电。 ②共价晶体一般为非导体。 ③分子晶体为非导体，而分子晶体中的电解质(主要是酸和强极性非金属氢化物)溶于水，使分子内的化学键断裂形成自由离子也能导电。 ④金属晶体是电的良导体。 （5）依据硬度和机械性能判断 ①离子晶体的硬度较大或略硬而脆。 ②共价晶体的硬度大。 ③分子晶体的硬度小且较脆。 ④金属晶体多数硬度大，但也有硬度较小的，且具有延展性。 小节复习 单元小结 复习课 1 习题课 1 专项测试 3 第六章 化学反应与能量 分课题/分小节 内容 课时 课时主题 学习目标 考查方式/难度 基本知识点 第一节 化学反应的热效应 5 反应热与焓变 1.说出化学反应的实质与特征 2.会计算反应热与焓变 3.能判断放热和吸热反应 选择题、填空题 一般 高频考点 1．反应热和焓变 (1)反应热：化学反应过程中吸收或放出的能量。 (2)焓变：恒压条件下的反应热，称之为焓变，符号为ΔH，单位为kJ·mol－1。 2．常见的放热反应和吸热反应 放热反应 吸热反应 常见反应 ①可燃物的燃烧 ②酸碱中和反应 ③金属与酸的置换反应 ④物质的缓慢氧化 ⑤铝热反应 ⑥大多数化合反应 ①弱电解质的电离 ②盐类的水解反应 ③Ba(OH)2·8H2O与NH4Cl的反应 ④C和H2O(g)、C和CO2的反应 ⑤大多数分解反应 1．从微观的角度说，是旧化学键断裂吸收的热量与新化学键形成放出的热量的差值。 a表示旧化学键断裂吸收的热量；b表示新化学键形成放出的热量；c表示反应热。 2．从宏观的角度说，是反应物自身的能量与生成物的能量差值，在上图中：a表示活化能；b表示活化分子结合成生成物所释放的能量；c表示反应热。 3． 反应热与键能的关系 反应热：ΔH＝E1－E2或ΔH＝E4－E3，即ΔH等于反应物的键能总和减去生成物的键能总和，或生成物具有的总能量减去反应物具有的总能量。 热化学方程式书写及正误判断 1.说出热化学方程式的含义，包括物质的状态、反应热的数值和单位等。 2.热化学方程式的书写规则和方法，能够正确书写给定反应的热化学方程式。 3.学会判断热化学方程式的正误，能够准确指出错误之处并进行修正。 选择题、填空题 简单 高频考点 1．概念：表示参加反应物质的量和反应热的关系的化学方程式。 2．意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。例如：H2(g)＋12O2(g)===H2O(l)　ΔH＝－285.8 kJ·mol－1，表示在25 ℃和1.01×105 Pa下，1 mol H2(g)和12 mol O2(g)反应生成1 mol液态水时放出285.8 kJ的热量。 1．热化学方程式乘以某一个数时，反应热的数值也必须乘以该数。 2．热化学方程式相加减时，物质之间相加减，反应热也必须相加减。 3．将一个热化学方程式颠倒时，ΔH的“+”“-”也随之改变，但数值不变。 4．由于反应热是指反应完全反应时的热效应，所以对于可逆反应的热量要小于完全反应时的热量。 1．漏写物质的聚集状态； 2．忽视反应热ΔH的正负号； 3．错写或漏写ΔH的单位； 4．化学计量数与ΔH不相匹配，化学计量数加倍，而ΔH没有加倍等。 5． 对于具有同素异形体的物质，除了要注明聚集状态之外，还要注明物质的名称。 如①S(s，单斜)＋O2(g)===SO2(g) ΔH1＝－297.16 kJ·mol－1 ②S(s，正交)＋O2(g)===SO2(g) ΔH2＝－296.83 kJ·mol－1 ③S(s，单斜)===S(s，正交) ΔH3＝－0.33 kJ·mol－1 燃烧热和中和反应反应热 1.说出燃烧热的概念 2.说出中和热的概念 3.说出中和反应热的测量，会判断中和测定的注意事项 4.说出燃料的燃烧与利用 选择题、填空题 一般 高频考点 1．有关燃烧热的判断，一看是否以1 mol可燃物为标准，二看是否生成指定产物。 2．由于它们的反应放热是确定的，所以描述燃烧热不带“-”，但焓变为负值。 3．当用热化学方程式表示中和反应反应热时，生成H2O(l)的物质的量必须是1 mol；当用热化学方程式表示燃烧热时，可燃物的物质的量必须为1 mol。 4．物质完全燃烧生成的指定产物示例：H H2O(l)，C CO2(g)，S SO2(g)，N N2(g)。 1．中和反应反应热及测定 2．中和反应反应热及测定原理 ΔH＝－m酸＋m碱·c·t终－t始nc＝4.18 J·g－1·℃－1＝4.18×10－3 kJ·g－1·℃－1；n为生成H2O的物质的量。稀溶液的密度用1 g·mL－1进行计算。 1．中和热不包括离子在水溶液中的生成热、物质的溶解热、电解质电离时的热效应。 2．酸碱溶液应当用稀溶液(0.1～0.5 mol·L-1)。若溶液浓度过大，溶液中阴、阳离子间的相互牵制作用就大，电离程度达不到100%，这样使酸碱中和时产生的热量会消耗一部分补偿电离时所需的热量，造成较大误差。 3．使用两只量筒分别量取酸和碱。 4．使用同一支温度计，分别先后测量酸、碱及混合液的最高温度，测完一种溶液后，必须用水冲洗干净并用滤纸擦干。 5．取多次实验t1、t2的平均值代入公式计算，而不是结果的平均值，计算时应注意单位的统一、 6．中和反应中生成1 mol水放出的热量与酸碱的用量无关。 盖斯定律及应用 1.说出盖斯定律内容 2.会利用盖斯定律计算反应热 3.会比较反应热大小 选择题、填空题 简单 高频考点 1．定律内容：不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热相同，即化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。 2．常用关系式 热化学方程式 焓变之间的关系 aA===B　ΔH1 A===1aB　ΔH2 ΔH2＝1aΔH1或ΔH1＝aΔH2 aA===B　ΔH1 B===aA　ΔH2 ΔH1＝－ΔH2 ΔH＝ΔH1＋ΔH2 利用盖斯定律计算反应热的两种方法 1．虚拟途径法：先根据题意虚拟转化过程，然后根据盖斯定律列式求解，即可求得待求反应的反应热。 2．加和法：将所给热化学方程式适当加减得到所求的热化学方程式，反应热也作相应的加减运算。1．利用盖斯定律比较。 2．同一反应的生成物状态不同时，如A(g)＋B(g)===C(g)　ΔH1，A(g)＋B(g)===C(l)　ΔH2，则ΔH1＞ΔH2。 3．同一反应物状态不同时，如A(s)＋B(g)===C(g)　ΔH1，A(g)＋B(g)===C(g)　ΔH2，则ΔH1＞ΔH2。 4．两个有联系的反应相比较时，如C(s)＋O2(g)===CO2(g)　ΔH1①，C(s)＋1/2O2(g)===CO(g)　ΔH2②。 比较方法：利用反应①(包括ΔH1)乘以某计量数减去反应②(包括ΔH2)乘以某计量数，即得出ΔH3＝ΔH1×某计量数－ΔH2×某计量数，根据ΔH3大于0或小于0进行比较。 小节复习 第二节 原电池、化学电源 6 原电池的工作原理 1.说出原电池的概念、电极、组成条件 2.书写原电池原理 3.说出原电池的应用 选择题 一般 高频考点 原电池的概念及构成条件 1．定义：把化学能转化为电能的装置。 2．原电池的形成条件 （1）能自发进行的氧化还原反应。 （2）两个金属活动性不同的电极(燃料电池的两个电极可以相同)。 （3）形成闭合回路，需满足三个条件：a.存在电解质；b.两电极直接或间接接触；c.两电极插入电解质溶液或熔融电解质中。 3．工作原理(以锌铜原电池为例) 原电池的应用 1．设计制作化学电源 2．比较金属的活动性强弱：原电池中，负极一般是活动性较强的金属，正极一般是活动性较弱的金属(或非金属)。 3．加快化学反应速率：氧化还原反应形成原电池时，反应速率加快。 4．用于金属的防护：将需要保护的金属制品作原电池的正极而受到保护。 必修与选修原电池的对比 1.明确必修和选修中关于原电池内容的侧重点和深度差异。 2.说出必修中原电池的基本原理、构成要素和简单应用。 3.写出选修中原电池的复杂原理、新型电池的工作机制和性能优化。 4.能够对比分析不同类型原电池（如传统锌锰电池与锂离子电池）的结构和性能特点。 选择题 简单 高频考点 必修部分 原电池的基本概念：将化学能转化为电能的装置。 构成要素：两种活泼性不同的电极、电解质溶液、形成闭合回路。 工作原理：通过氧化还原反应，电子在回路中定向移动产生电流。例如，铜锌原电池中，锌失去电子发生氧化反应，铜离子在铜电极上得到电子发生还原反应。 简单原电池的电极反应式书写：能写出常见简单原电池（如铜锌原电池）的电极反应式。 选修部分 原电池的深化理解： 能斯特方程：用于计算电极电势，了解浓度等因素对电极电势的影响。 盐桥的作用：保持溶液电中性，使原电池能持续稳定地产生电流。 新型原电池： 锂离子电池：工作原理、优缺点和应用领域。 燃料电池：如氢氧燃料电池，理解其工作原理和特点。 原电池的效率和性能优化：包括电极材料的选择、电解质的改进等方面。 对比总结： 知识深度：必修侧重于基础知识和简单模型，选修则在必修基础上进行深化和拓展，涉及更多复杂原理和新型电池。 应用范围：必修更多是基础应用示例，选修会涉及到原电池在高科技领域和实际生产中的广泛应用。 化学电源 1.一次电池分类、电极方程式的书写 2.二次电池的分类及电极方程式书写 3.燃料电池电极方程式的书写 选择题 较难 高频考点 一次电池、二次电池电极反应式的书写 1．新型一次电池 Mg－H2O2电池 总反应：H2O2＋2H＋＋Mg===Mg2＋＋2H2O 正极 H2O2＋2H＋＋2e－===2H2O 负极 Mg－2e－===Mg2＋ Mg－AgCl电池 总反应：Mg＋2AgCl===2Ag＋MgCl2 正极 2AgCl＋2e－===2Cl－＋2Ag 负极 Mg－2e－===Mg2＋ 钠硫电池 总反应：2Na＋xS===Na2Sx 正极 xS＋2e－===S2－x 负极 2Na－2e－===2Na＋ 锂－铜电池 总反应：2Li＋Cu2O＋H2O===2Cu＋2Li＋＋2OH－ 正极 Cu2O＋H2O＋2e－===2Cu＋2OH－ 负极 2Li－2e－===2Li＋ 锂钒氧化物电池 总反应：xLi＋LiV3O8===Li1＋xV3O8 正极 xLi＋＋LiV3O8＋xe－===Li1＋xV3O8 负极 xLi－xe－===xLi＋ 2．新型充电(可逆)电池 锌银电池 总反应：Ag2O＋Zn＋H2O 放电充电2Ag＋Zn(OH)2 正极：Ag2O＋H2O＋2e－===2Ag＋2OH－ 负极：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH)2 阳极：2Ag＋2OH－－2e－===Ag2O＋H2O 阴极：Zn(OH)2＋2e－===Zn＋2OH－ 镍电池 镍铁电池 总反应：NiO2＋Fe＋2H2O 放电充电Fe(OH)2＋Ni(OH)2 正极：NiO2＋2e－＋2H2O===Ni(OH)2＋2OH－ 负极：Fe－2e－＋2OH－===Fe(OH)2 阳极：Ni(OH)2＋2OH－－2e－===NiO2＋2H2O 阴极：Fe(OH)2＋2e－===Fe＋2OH－ 镍镉电池 总反应：Cd＋2NiOOH＋2H2O 放电充电Cd(OH)2＋2Ni(OH)2 说明：参考镍铁电池自行书写。 高铁电池 总反应：3Zn＋2K2FeO4＋8H2O 放电充电3Zn(OH)2＋2Fe(OH)3＋4KOH 正极：2FeO2－4＋6e－＋8H2O===2Fe(OH)3＋10OH－ 负极：3Zn－6e－＋6OH－===3Zn(OH)2 阳极：2Fe(OH)3＋10OH－－6e－===2FeO2－4＋8H2O 阴极：3Zn(OH)2＋6e－===3Zn＋6OH－ 锂离子电池 总反应：Li1－xCoO2＋LixC6 放电充电LiCoO2＋C6(x<1) 正极：Li1－xCoO2＋xe－＋xLi＋===LiCoO2 负极：LixC6－xe－===xLi＋＋C6 阳极：LiCoO2－xe－===Li1－xCoO2＋xLi＋ 阴极：xLi＋＋xe－＋C6===LixC6 钠电池 钠硫蓄电池 总反应：2Na2S2＋NaBr3 放电充电Na2S4＋3NaBr 正极：NaBr3＋2e－＋2Na＋===3NaBr 负极：2Na2S2－2e－===Na2S4＋2Na＋ 阳极：3NaBr－2e－===NaBr3＋2Na＋ 阴极：Na2S4＋2Na＋＋2e－===2Na2S2 钠离子电池 总反应：Na1－mCoO2＋NamCn 放电充电NaCoO2＋Cn 正极：Na1－mCoO2＋me－＋mNa＋===NaCoO2 负极：NamCn－me－===mNa＋＋Cn 阳极：NaCoO2－me－===Na1－mCoO2＋mNa＋ 阴极：mNa＋＋Cn＋me－===NamCn 全钒液流电池 总反应：VO＋2＋2H＋＋V2＋ 放电充电V3＋＋VO2＋＋H2O 正极：VO＋2＋2H＋＋e－===VO2＋＋H2O 负极：V2＋－e－===V3＋ 阳极：VO2＋＋H2O－e－===VO＋2＋2H＋ 阴极：V3＋＋e－===V2＋ 化学电源电极反应的书写、、书写电极反应时，首先要根据原电池的工作原理准确判断正、负极，然后结合电解质溶液的环境确定电极产物，最后再根据质量守恒和电荷守恒写出反应式。 (1)拆分法。①写出原电池的总反应；②把总反应按氧化反应和还原反应拆分为两个半反应，注明正、负极，并依据质量守恒、电荷守恒及得失电子守恒配平两个半反应。 (2)加减法。①写出总反应；②写出其中容易写出的一个半反应(正极或负极)；③利用总反应与写出的一极反应相减，即得另一个电极的反应。 燃料电池(以CH3OH燃料电池为例，体会不同介质对电极反应的影响) 质子交换膜(酸性) H＋ 总反应：2CH3OH＋3O2===2CO2＋4H2O 正极 O2＋4e－＋4H＋===2H2O 负极 CH3OH－6e－＋H2O===CO2↑＋6H＋ 碱性燃料电池 OH－ 总反应：2CH3OH＋3O2＋4OH－===2CO2－3＋6H2O 正极 O2＋4e－＋2H2O===4OH－ 负极 CH3OH－6e－＋8OH－===CO2－3＋6H2O 固态氧化物燃料电池 O2－ 总反应：2CH3OH＋3O2===2CO2＋4H2O 正极 O2＋4e－===2O2－ 负极 CH3OH－6e－＋3O2－===CO2↑＋2H2O 小节复习 第三节 电解池、金属的腐蚀与防护 5 电解原理 1.说出电解的概念 2.说出电解池的构成条件、电极判断、电子和离子移动方向 3.说出电解池的工作原理 4.电极反应式的书写 5.说出电解的四种类型 选择题 较难 高频考点 电解池模型 1．电极名称和电极反应式 电解池基础模型 惰性电极电解CuCl2溶液 2．电子流向和离子移动方向 导线上(外电路)电子从电源的负极流出，经导线流向电解池的阴极。电解池的阳极上产生的电子经导线流入电源的正极。溶液中(内电路)阴离子移向阳极，阳离子移向阴极。 1．放电指的是电极上的得、失电子。 2．活性电极指的是除去Au、Pt以外的金属，惰性电极指的是Pt、Au、C电极，不参与电极反应。 3．阴极不管是什么材料，电极本身都不反应，一定是溶液(或熔融电解质)中的阳离子放电，注意离子导体(电解质)是水溶液还是非水状态。 4．电解水溶液时，K+~Al3+不可能在阴极放电，即不可能用电解水溶液的方法得到K、Ca、Na、Mg、Al等金属。 5．书写电解池中的电极反应时，要以实际放电的离子表示，但书写电解总反应方程式时，弱电解质要写成分子式。 6．电解质溶液中未参与放电的离子是否与放电后生成的离子发生反应(离子共存)。 7．要确保两极电子转移的数目相同，且注明条件“电解”。 电解规律 1．阳极产物的判断 （1）活性电极(除Au、Pt以外的金属材料作电极)，电极材料失电子，生成金属阳离子。 （2）惰性电极(Pt、Au、石墨)，要依据阴离子的放电顺序加以判断。 阴离子的放电顺序： 活泼电极＞S2－＞I－＞Br－＞Cl－＞OH－＞含氧酸根离子。 S2－、I－、Br－、Cl－放电，产物分别是S、I2、Br2、Cl2；若OH－放电，则得到H2O和O2。 2．阴极产物的判断 直接根据阳离子放电顺序进行判断。 阳离子放电顺序：Ag＋＞Fe3＋＞Cu2＋＞H＋(酸)＞Fe2＋＞Zn2＋＞H＋(水)＞Al3＋＞Mg2＋。 （1）若金属阳离子(Fe3＋除外)放电，则得到相应金属单质；若H＋放电，则得到H2。 （2）放电顺序本质遵循氧化还原反应的优先规律，即得(失)电子能力强的离子先放电。 3．用惰性电极电解电解质溶液的四种类型 小节复习 单元小结 复习课 1 习题课 1 专项测试 3 第七章 化学反应速率与化学平衡 分课题/分小节 内容 课时 课时主题 学习目标 考查方式/难度 基本知识点 第一节 化学反应速率及其影响因素 2 化学反应速率及其表示方法 1.说出化学反应速率的概念、表示、单位及注意事项 2.说出反应速率与计量数的关系 选择题、填空题 简单 高频考点 1．概念：用来衡量化学反应进行快慢的物理量 2．表示：单位时间内某种量的变化量 3．化学反应速率的计算 （1）常规公式：v＝ ＝ ①常用单位：mol·L－1·s－1或mol·L－1·min－1或mol·L－1·h－1 ②适用范围：表示气体物质或溶液中可溶性物质的速率，不表示固体或纯液体物质的速率 （2）非常规公式：v＝ （X代表n、P、m、V等量） ①常用单位：mol·min－1、Pa·min－1、g·min－1、L·min－1 ②适用范围：任何物质的反应速率 （3）利用关系式计算 ①应用前提：同一化学反应 ②常用关系：速率比＝化学计量数比＝物质的量浓度变化比＝物质的量变化比 4．大小比较 （1）比较前提：同一反应，同一物质，同一单位 （2）换算方法：各物质的速率除以相应的化学计量数，数大的速率快 5．速率大小比较“三步骤” （1）“一看”单位是否一致，不一致转化为同一单位。 （2）“二化”将不同物质表示的反应速率转化为同一物质表示的化学反应速率。 （3）“三比较”比较数值大小。 6．比较反应速率快慢的常用方法： （1）定性描述——通过在相同时间点，不同的实验现象来判断反应的快慢。 ①观察产生气泡的快慢； ②观察试管中剩余锌粒的多少； ③用手接触试管，感受试管外壁温度的高低。 （2）定量描述——通过实验测量来判断反应的快慢。 ①测定气体的体积或体系的压强； ②测定物质的物质的量的变化； ③测定物质或离子的浓度变化； ④测定体系的温度或反应的热量变化。 若有多种测量方案时，一般采取易操作，现象明显的实验方案。 7． （1）化学反应速率表示某段时间内的平均反应速率，不表示即时速率 （2）化学反应速率只有正值，没有负值 （3）随着反应的进行，反应物的浓度等量逐渐减小，反应速率越来越慢 影响化学反应速率的因素 1.会利用三段式进行计算 2.影响化学反应速率的因素 3.会判断活化能，反应中的决速步，会计算活化能 选择题、填空题 一般 高频考点 1．主要原因：反应物本身的性质 2．基本规律：外界条件越高，速率越快 （1）温度：温度越高，化学反应速率越快 （2）压强：气体反应的压强越大，化学反应速率越快 （3）浓度：浓度越大，化学反应速率越快 （4）催化剂：显著的改变（加快或减慢）正逆反应速率，一般有催化剂，化学反应速率越快 （5）接触面积：反应物的颗粒越小，接触面积越大，化学反应速率越快 （6）原电池：形成原电池，可以加快氧化还原反应的速率 3．特殊情况 （1）温度 ①催化反应，升高温度，催化剂可能失活，反应速率减慢 ②有机反应，升高温度，有可能发生副反应，主反应速率减慢 （2）压强 ①改变非气体反应的压强，反应速率不变 ②改变等体反应的压强，v正和v逆变化幅度相同 （3）浓度 ①固体和纯液体的浓度为定值，改变固体或纯液体的用量，反应速率不变 ②加入固体物质，有可能改变接触面积，反应速率可能加快 （4）无关气体 ①恒容容器通无关气体，压强增大，浓度不变，速率不变 ②恒压容器通无关气体，体积变大，浓度减小，速率减慢 4．活化分子、有效碰撞与反应速率的关系实质 5．速率-时间图像 （1）温度：升高温度，瞬间v正和v逆均增大 （2）压强：增大压强，气体物质的浓度均增大，瞬间v正和v逆均增大 （3）浓度 ①增大反应物浓度，瞬间v正增大，v逆不变 ②增大生成物浓度，瞬间v正不变，v逆增大 ③恒压：增大反应物浓度，瞬间v正增大，v逆减慢 ④恒压：增大生成物浓度，瞬间v正减慢，v逆增大 （4）催化剂：能够同等程度改变正逆反应速率 6．全程速率-时间图像 （1）OB段反应速率变化的可能原因为： ①反应放热，使温度升高，反应速率加快 ②反应生成催化剂，反应速率加快 （2）反应速率变化的可能原因为：反应物浓度降低，反应速率减慢 7．探究外界条件对化学反应速率的影响 （1）方法：控制变量法 （2）溶液反应：加水调节溶液的总体积不变，以保证某种成分的浓度不变 （3）实例：探究Y溶液浓度对反应速率的影响 实验（混合溶液） 1 2 3 4 5 6 4mol/LX溶液/mL 60 60 60 60 60 60 饱和Y溶液/mL 0 1.0 5.0 10 20 40 H2O/mL 40 39 35 30 20 0 8．速率方程 （1）意义：表示反应物浓度与反应速率的定量关系 （2）举例：A2（g）+B2（g） 2AB（g），v＝kcα（A2）·cβ（B2） （3）测定方法：α、β必须通过实验测定，无法直接写出。 ①H2+Cl2 2HCl，v＝k［c(H2)］［c(Cl2)］1/2 ②N2（g）+3H2（g） 2NH3（g），v＝kc（N2）·c1.5（H2）·c－1（NH3） （4）反应速率常数 ①符号：反应速率方程中的比例系数k ②意义：通常k越大，反应进行得越快，反应的活化能越小 ③影响因素：温度、催化剂、固体表面性质 ※不同的外界条件对化学反应速率影响的注意点： 1．浓度：增大浓度、速率增大；减少浓度、速率减小；改变纯固体或纯液体的量对化学反应速率没有影响。 2．压强：①必须有气体参加；②压强的改变实质是改变浓度。 3．温度：无论是吸热反应还是放热反应，升高温度，速率增大，降低温度，速率减小。 4．催化剂：催化剂只改变反应速率，不改变反应的方向，也不改变反应热的大小，若是可逆反应，则同等程度改变正、逆反应速率。 第二节 化学平衡状态、化学平衡的移动 2 可逆反应、化学平衡状态 1.说出可逆反应的概念、特点 2.会描述化学平衡建立 3.化学平衡的判断方法 选择题、填空题 一般 高频考点 1．可逆反应的判断：反应形式相反，反应条件相同 2．可逆反应的特点 （1）同步性：正逆反应同时进行 （2）等同性：反应条件完全相同 （3）共存性 ①反应不可能进行到底，即反应体系中反应物与生成物共存 ②各组分的浓度都大于零 3．证明某反应为可逆反应 （1）检验出某种生成物 （2）检验量少的反应物是否有剩余 4．化学平衡状态的特征 1．本质标志：v正＝v逆 （1）同一组分的生成速率和消耗速率相等 （2）不同物质的正逆反应速率比等于化学计量数之比 2．宏观标志：某些量开始变化，后来不变 （1）一定达到平衡的情况 ①某组分的质量、物质的量、浓度、颜色不再变化 ②反应物的转化率不再变化 （2）特殊情形 ①绝热容器：容器的温度不变时，一定达到平衡状态 ②可逆电池：电流或电压等于零时，一定达到平衡状态 （3）判断化学平衡状态的常用公式 ①混合气体的密度：ρ＝ ＝ ②混合气体的平均摩尔质量： ＝ ＝ ③气体状态方程：PV＝nRT 3．限度标志 （1）反应物的转化率最大，百分含量最小 （2）生成物的产率最大，百分含量最大 （3）图像获取 ①前提：在多个相同的容器中，加入相同量的反应物 ②过程：测相同时间内，不同条件下相关量，描点绘出图像 （4）图像解读 ①极限点：刚好达到平衡 ②极限点前：非平衡点，受速率控制，加催化剂，反应物的转化率变大 ③极限点后：新平衡点，受平衡控制，加催化剂，反应物的转化率不变 4．几种特殊反应的平衡依据 （1）量比不变型 ①反应物或生成物量的比不变，不一定达到平衡状态 ②反应物和生成物量的比不变，一定达到平衡状态 （2）量相等型 ①反应物和生成物的量相等，不一定达平衡状态 ②反应物和反应物的量相等，不一定达平衡状态 ③量不变≠量相等≠量或量的比等于某一具体的数 （3）等体反应型：3A（g） 2B（g）+C（g） ①恒温恒压：混合气体的体积不变，一定达到平衡状态 ②恒温恒容：混合气体的压强不变，不一定达到平衡状态 （4）固液参与型：2A（g） 2B（g）+C（s） ①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态（恒T、V） ②混合气体的平均摩尔质量不变，一定达到平衡状态 （5）固液分解型：2A（s） 2B（g）+C（g） ①混合气体的密度不变，一定达到平衡状态（恒T、V） ②混合气体的平均摩尔质量不变，不一定达到平衡状态 ③某种气体组分的物质的量分数不变，不一定达到平衡状态 5．注意平衡标志和平衡特征的区别 （1）平衡标志：能够说明反应达到平衡状态的某些事实 （2）平衡特征：平衡时存在的某些事实，但不一定能用于判断是否达到平衡 利用相关物质的一些物理量来判断化学反应是否达到平衡时，该“量”一定是“变量”，当“变量”不变时，才说明达到平衡状态。 化学平衡移动及转化之间的关系 1.说出化学平衡移动过程的实质 2.说出平衡移动与速率的关系 3.影响化学平衡的因素、如何影响 选择题、填空题 一般 高频考点 1．正常情况下的平衡移动 （1）温度：升高温度，平衡向吸热反应方向移动 （2）浓度：增大反应物浓度，平衡向正反应方向移动 （3）压强：增大气体反应压强，平衡向气体体积减小的方向移动 （4）体积：视体积变化为压强变化 ①比较瞬间浓度与所给浓度的相对大小，确定平衡移动方向 ②利用压强对平衡移动的影响，判断系数的关系，确定物质的状态 ③反应：xA（g）+yB（g） zC（g） 原平衡 c（A）＝0.5mol·L－1 体积加倍新平衡 c（A）＝0.3mol·L－1 平衡移动方向 逆反应 x、y、z的关系 x+y＞z 2．特殊情况下的平衡移动 （1）向容器中通入无关气体 ①恒容容器：压强增大，浓度不变，速率不变，平衡不移动 ②恒压容器：体积增大，浓度减小，速率减慢，平衡向气体体积增大的方向移动 （2）同倍数改变反应物和生成物浓度 ①恒温恒容：相当于改变压强 ②恒温恒压：瞬间各组分的浓度不变，平衡不移动 （3）不同倍数改变反应物和生成物浓度 ①Q＜K：平衡正向移动，v正＞v逆 ②Q＝K：平衡不移动，v正＝v逆 ③Q＞K：平衡逆向移动，v正＜v逆 3．水对平衡移动的影响 （1）溶液反应：加水，相当于稀释，平衡向可溶性微粒系数和增大的方向移动 ①A（aq）+B（aq） C（aq）+D（aq）：不移动 ②A（aq） C（aq）+D（aq）+H2O（l）：正向移动 ③A（aq）+B（aq）+H2O（l） C（aq）：逆向移动 （2）水蒸气或非溶液反应：当成普通的反应物或生成物即可 ①C（s）+H2O（g） CO（g）+H2（g）：通入H2O（g）正向移动 ②2A（g）+O2（g） 2C（g）+H2O（g）：通入H2O（g）逆向移动 ③RCOOH（l）+R′OH（l） RCOOR′（l）+H2O（l），加浓硫酸正向移动 4．勒夏特列原理及其应用 （1）原理：改变影响平衡移动的一个条件，平衡向减弱该条件方向移动 （2）前提：必须存在可逆过程（存在平衡） ①化学平衡：N2（g）+3H2（g） 2NH3（g） ②电离平衡：CH3COOH CH3COO－+H+ ③水解平衡：Fe3++3H2O Fe（OH）3+3H+ ④沉淀溶解平衡：AgCl（s） Ag+（aq）+Cl－（aq） ⑤气体溶解平衡：O2（g） O2（aq） ⑥结晶溶解平衡：KNO3（s） K+（aq）+NO3－（aq） （3）必须有平衡移动，且实际移动方向符合理论移动方向 ①催化剂不能使平衡移动，无法用勒夏特列原理解释。 ②等体反应改变压强，平衡不移动，无法用勒夏特列原理解释。 （3）“加的多，剩的多”原理 ①增大X的浓度，新平衡时c（X）一定比原平衡时的大 ②增大压强，新平衡时P一定比原平衡时的大 ③升高温度，新平衡时T一定比原平衡时的大 （4）“单一气体型”反应的特殊性 ①反应形式：A（s） xB（s）+yC（g） ②改变压强、浓度，平衡移动，新平衡时P、c不变 （5）“单侧气体型”反应的特殊性 ①反应形式：A（s） xB（g）+yC（g） ②改变压强、同倍数改变浓度，平衡移动，新平衡时P、c不变 ③改变一种气体浓度，平衡移动，新平衡时c变大 5．构建“过渡态”判断两个平衡状态的联系 (1)构建等温等容平衡思维模式：新平衡状态可认为是两个原平衡状态简单的叠加并压缩而成，相当于增大压强。 (2)构建等温等压平衡思维模式(以气体物质的量增加的反应为例，见图示)：新平衡状态可以认为是两个原平衡状态简单的叠加，压强不变，平衡不移动。 6．平衡移动对转化率(α)的影响 以反应aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)为例： 影响因素 平衡移动方向及转化率变化 浓度 增大A浓度 平衡右移，α(A)减小，α(B)增大；同理可推导B 减小C浓度 平衡右移，α(A)、α(B)均增大；同理可推导D 温度 升温 ΔH＜0时，平衡左移，α(A)、α(B)均减小； ΔH＞0时则相反 降温 ΔH＜0时，平衡右移，α(A)、α(B)均增大； ΔH＞0时则相反 压强 加压 a＋b＞c＋d时，平衡右移，α(A)、α(B)均增大；a＋b＜c＋d时则相反 减压 a＋b＞c＋d时，平衡左移，α(A)、α(B)均减小；a＋b＜c＋d时则相反 化学平衡常数及相关计算 1 化学平衡常数相关计算 1.说出化学平衡常数概念、写出化学平衡常数的表达式 2.会根据化学方程式计算化学平衡常数 3.说出化学平衡常数的应用 填空题 较难 高频考点 1．常用计算公式 （1）反应物的转化率： ＝ ×100% （2）某组分的百分含量：含量＝ ×100% ①常见量：体积分数、物质的量分数 ②关系式：体积分数＝物质的量分数 （3）气体状态方程：PV＝nRT 条件 公式 文字叙述 同温同压 ＝ ＝ 气体体积比＝物质的量比＝分子数比 同温同容 ＝ ＝ 气体压强比＝物质的量比＝分子数比 同温同压同质量 ＝ ＝ ＝ 气体密度比＝气体体积反比 ＝物质的量反比＝分子数反比 2．计算模式——“三段式” （1）确定反应物或生成物的起始加入量。 （2）确定反应过程的变化量。 （3）确定平衡量。 （4）依据题干中的条件，建立等量关系进行计算。 反应 aA（g） + bB（g） cC（g） + dD（g） 起始量/mol m n 0 0 转化量/mol ax bx cx dx 平衡量/mol m－ax n－bx cx dx ①反应速率：v（A）＝ （时间为tmin） ②反应物转化率： （B）＝ ×100% ③C的体积分数：φ（C）＝_ ×100％ ④反应前后气体的压强比： ＝ ＝ （恒温恒容） ⑤反应前后气体的体积比： ＝ ＝ （恒温恒压） ⑥反应前后气体的密度比： ＝ ＝ ＝ （恒温恒压） （5）也可以直接根据分压和分体积进行计算 ①恒温恒容：气体压强比＝物质的量比＝化学计量数比 反应 aA（g） +bB（g） cC（g） +dD（g） 起始量Pa PA PB 0 0 转化量Pa ax bx cx dx 平衡量Pa PA－ax PB－bx cx dx ②恒温恒压：气体体积比＝物质的量比＝化学计量数比 反应 aA（g） +bB（g） cC（g） +dD（g） 起始量L VA VB 0 0 转化量L ax bx cx dx 平衡量L VA－ax VB－bx cx dx 单元总复习 2 专项测试 3 第八章 水溶液中的离子反应与平衡 分课题/分小节 内容 课时 课时主题 学习目标 考查方式/难度 基本知识点 第一节 电离平衡 2 弱电解质的电离平衡 1.说出强弱电解质的概念、分类、电离方程式的书写 2.描述弱电解质的电离平衡概念、建立及特征 3.说出影响电离平衡的因素 选择题、填空题 一般 高频考点 弱电解质 1．概念 2．与化合物类型的关系 强电解质主要是大部分离子化合物及某些共价化合物；弱电解质主要是某些共价化合物。 1．电解质导电的条件 电解质的导电条件是在水溶液中或高温熔融状态，共价化合物只能在水溶液中导电，离子化合物在熔融状态和溶液中均可导电。 2．导电性强弱离子浓度溶液浓度电离程度离子所带电荷 弱电解质的电离平衡 1．电离平衡的建立 在一定条件下(如温度、压强等)，当弱电解质电离产生离子的速率和离子结合成分子的速率相等时，电离过程达到了平衡。 3．外因对电离平衡的影响 以0.1 mol·L－1 CH3COOH溶液为例，填写外界条件对CH3COOHCH3COO－＋H＋　ΔH＞0的影响。 改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) 导电能力 Ka 加水稀释 向右 增大 减小 减弱 不变 加入少量冰醋酸 向右 增大 增大 增强 不变 通入HCl(g) 向左 增大 增大 增强 不变 加NaOH(s) 向右 减小 减小 增强 不变 加CH3COONa(s) 向左 减小 减小 增强 不变 升高温度 向右 增大 增大 增强 增大 1．浓度：在一定温度下，同一弱电解质溶液，浓度越小，越易电离。 2．温度：温度越高，电离程度越大。 3．同离子效应：加入与弱电解质具有相同离子的电解质时，可使电离平衡向结合成弱电解质分子的方向移动。 4．化学反应：加入能与弱电解质电离出的离子反应的物质时，可使电离平衡向电离方向移动。 电离平衡常数 1.写出电离平衡常数表达式、影响因素及意义 2.会利用店里平衡常数表达式计算 3.说出电离度的概念、写出表达式、意义 选择题、填空题 较难 高频考点 电离平衡常数 1．表达式 (1)一元弱酸HA的电离常数：根据HA H＋＋A－，可表示为Ka＝cA－·cH＋cHA。 (2)一元弱碱BOH的电离常数：根据BOH B＋＋OH－，可表示为Kb＝cB＋·cOH－cBOH。 2．特点 (1)电离平衡常数与温度有关，与浓度无关，升高温度，K值增大。 (2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，酸性或碱性越强。 3．电离平衡常数的应用 (1)判断弱酸(或弱碱)的相对强弱，电离常数越大，酸性(或碱性)越强。 (2)判断盐溶液的酸性(或碱性)强弱：电离常数越大，对应的盐水解程度越小，酸性(或碱性)越弱。 (3)判断复分解反应能否发生：一般符合“强酸制弱酸”规律。 (4)判断微粒浓度或浓度比值的变化：利用温度不变电离常数就不变来判断溶液中微粒浓度或者比值的变化情况，有时候还会结合Kw一起进行判断，如：0.1 mol·L-1 CH3COOH溶液中加水稀释，(c"(" CH_3 COO^"-" ")" )/(c"(" CH_3 COOH")" )=(c"(" CH_3 COO^"-" ")·" c"(" H^+ ")" )/(c"(" CH_3 COOH")·" c"(" H^+ ")" )=K_a/(c"(" H^+ ")" )，加水稀释，c(H+)减小，Ka值不变，则(c"(" CH_3 COO^"-" ")" )/(c"(" CH_3 COOH")" )增大。 电离度 1．概念 在一定条件下的弱电解质达到电离平衡时，已经电离的电解质分子数占原电解质分子总数的百分比。 2．表示方法 α＝已电离的弱电解质分子数溶液中原有弱电解质的总分子数×100% 也可表示为α＝弱电解质的某离子浓度弱电解质的初始浓度×100% 3．影响因素 (1)相同温度下，同一弱电解质，浓度越大，其电离度(α)越小。 (2)相同浓度下，同一弱电解质，温度越高，其电离度(α)越大。 4．电离度与平衡常数的关系 电离平衡常数与电离度(α)的关系(以一元弱酸为例) HA　 　H＋　　＋　　A－ 起始： c酸 0 0 转化： c酸·α c酸·α c酸·α 平衡： c酸·(1－α) c酸·α c酸·α Ka＝c酸·α2c酸·1－α＝c酸·α21－α，α很小，可认为1－α≈1，则Ka＝c酸·α2或α＝Kac酸。 第二节 水的电离和溶液的酸碱性 4 水的电离与水的离子积常数 1.书写水的电离方程式 2.写出离子积常数表达式 3.说出影响水电离的因素 选择题、填空题 简单 高频考点 水的电离 1．水是极弱的电解质，其电离过程吸热(填“吸热”或“放热”)。水的电离平衡常数的表达式为K＝cH＋·cOH－cH2O。 2．影响水的电离平衡的因素 (1)温度：温度升高，水的电离平衡向正方向移动，c(H＋)和c(OH－)均增大(填“增大”“减小”或“不变”)。 (2)加酸或碱会抑制(填“促进”或“抑制”)水的电离。 (3)加能水解的盐，可与水电离出的H＋或OH－结合，使水的电离平衡正向移动。 的离子积 1．表达式：Kw＝c(H＋)·c(OH－)。 2．影响因素：一定温度时，Kw是个常数，Kw只与温度有关，温度越高，Kw越大。25 ℃时，Kw＝1×10－14，100 ℃时，Kw＝1×10－12。 3．适用范围：Kw不仅适用于纯水，也适用于酸、碱、盐的稀溶液。 溶液的酸碱性与pH 1.说出溶液的酸碱性与氢离子和氢氧根离子的关系 2.说出溶液PH的定义，会计算PH 3.说出溶液酸碱性的测定方法 4.常见溶液PH的计算 选择题、填空题 较难 高频考点 溶液的酸碱性 溶液的酸碱性取决于c(H＋)和c(OH－)的相对大小 溶液的酸碱性 c(H＋)与c(OH－) 比较 常温下 c(H＋)大小 pH 酸性溶液 c(H＋)>c(OH－) c(H＋)>1.0×10－7mol·L－1 <7 中性溶液 c(H＋)＝c(OH－) c(H＋)＝1.0×10－7mol·L－1 ＝7 碱性溶液 c(H＋)<c(OH－) c(H＋)<1.0×10－7mol·L－1 >7 溶液的pH 1．计算公式：pH＝－lg c(H＋)。 2．溶液的酸碱性与pH的关系(25 ℃)： 3．pH的测定方法 (1)pH试纸法 ①适用范围：0～14。 ②测定操作：用镊子夹取一小块试纸放在洁净的玻璃片或表面皿上，用玻璃棒蘸取待测液点在试纸的中央，变色后与标准比色卡对照。 ③常用的广范pH试纸只能读取1～14的整数。 (2)pH计测定：可精确测定溶液的pH，可读取一位或两位小数。 4．常用酸碱指示剂及变色范围 指示剂 变色范围的pH 石蕊 ＜5.0红色 5.0～8.0紫色 >8.0蓝色 甲基橙 ＜3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色 酚酞 ＜8.2无色 8.2～10.0浅红色 >10.0红色 溶液pH的计算 1．单一溶液pH的计算 强酸溶液：如HnA，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg (nc)。 强碱溶液(25 ℃)：如B(OH)n，设浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝10－14nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg (nc)。 2．混合溶液pH的计算类型 (1)两种强酸混合：直接求出c(H＋)混，再据此求pH。c(H＋)混＝cH＋1V1＋cH＋2V2V1＋V2。 (2)两种强碱混合：先求出c(OH－)混，再根据Kw求出c(H＋)混，最后求pH。c(OH－)混＝cOH－1V1＋cOH－2V2V1＋V2。 (3)强酸、强碱混合：先判断哪种物质过量，再由下式求出溶液中H＋或OH－的浓度，最后求pH。c(H＋)混或c(OH－)混＝|cH＋酸V酸－cOH－碱V碱|V酸＋V碱。 酸碱中和滴定 1.写出酸碱滴定的原理 2.说出酸碱滴定的药品 3.说出操作注意事项 4.能利用酸碱滴定原理进行误差分析误差分析 5.根据实验数据进行数据处理 填空题 难 高频考点 酸碱中和滴定的原理与操作 1．概念：用已知浓度的酸(或碱)滴定未知浓度的碱(或酸)，根据中和反应的等量关系来测定酸(或碱)的浓度。 2．原理：c(待测)＝c标准·V标准V待测。 3．酸碱中和滴定的关键 (1)准确测定参加反应的酸、碱溶液的体积。 (2)选取适当指示剂。 (3)准确判断滴定终点。 4．酸碱中和滴定指示剂选择的基本原则 利用酸碱指示剂明显的颜色变化，表示反应已完全，指示滴定终点。因而指示剂变色要灵敏，变色范围要小，使变色范围尽量与滴定终点溶液的酸碱性一致。 (1)强酸滴定强碱一般用甲基橙，但用酚酞也可以。 (2)滴定终点为碱性时，一般用酚酞作指示剂。 (3)滴定终点为酸性时，一般用甲基橙作指示剂。 5．实验用品 (1)仪器 (2)试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。 6．实验操作 以标准盐酸滴定待测NaOH溶液为例 (1)滴定前的准备 ①滴定管：查漏→洗涤→润洗→装液→排气泡→调液面→记录。 ②锥形瓶：注碱液→记体积→加指示剂。 (2)滴定 (3)终点判断：等到滴入最后一滴标准液，指示剂变色，且在半分钟内不恢复原来的颜色，视为滴定终点并记录标准液的体积。 (4)数据处理：按上述操作重复2～3次，求出用去标准盐酸体积的平均值，根据c(NaOH)＝cHCl·VHClVNaOH计算。 小节复习 第三节 盐类的水解 4 盐类的水解及其影响因素 1.说出盐类水解的影响因素：内因和外因有哪些 2.说出盐类水解的应用 选择题、填空题 简单 高频考点 盐类水解规律 有弱才水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。 盐的类型 实例 是否水解 水解的离子 溶液的 酸碱性 溶液的pH 强酸强碱盐 NaCl、KNO3 否 － 中性 pH＝7 强酸弱碱盐 NH4Cl、Cu(NO3)2 是 NH＋4、Cu2＋ 酸性 pH＜7 弱酸强碱盐 CH3COONa、Na2CO3 是 CH3COO－、CO2－3 碱性 pH>7 盐类水解离子方程式的书写 1．由于水解是微弱的反应，因而反应物与生成物用“ ”连接，易挥发性物质不标“↑”， 2．多元弱酸盐的水解分步写：如Na2S(aq)：第一步：S2－＋H2O HS－＋OH－；第二步：HS－＋H2O H2S＋OH－，水解以第一步水解为主。 3．金属阳离子(弱碱的阳离子)水解一步写到底。 4．相互促进水解时，由于反应彻底，故生成物中出现的不溶于水的沉淀或气体均要注明状态，即写上“↓”或“↑”符号，中间用“===”连接。 盐类水解的影响因素 1．内因：生成盐的弱酸或弱碱越弱，其对应的弱酸酸根离子或弱碱阳离子的水解程度越大，溶液的碱性或酸性越强。如水解程度：Na2CO3>Na2SO3，Na2CO3>NaHCO3。 2．外因溶液的浓度：浓度越小水解程度越大温度：温度越高水解程度越大外加酸碱酸：弱酸酸根离子的水解程度增大，弱碱阳离子的水解程度减小碱：弱酸酸根离子的水解程度减小，弱碱阳离子的水解程度增大 3．以FeCl3水解为例：Fe3＋＋3H2O Fe(OH)3＋3H＋，分析外界条件对水解平衡的影响。 条件 平衡移动方向 H＋数 pH 现象 升温 向右 增多 减小 颜色变深 通HCl 向左 增多 减小 颜色变浅 加H2O 向右 增多 增大 颜色变浅 加NaHCO3 向右 减小 增大 生成红褐色沉淀，放出气体 盐类水解的应用 1．判断离子能否大量共存 若阴、阳离子发生相互促进的水解反应，水解程度较大而不能大量共存，有的甚至水解完全。常见的相互促进的水解反应进行完全的有：Fe3＋、Al3＋与[Al(OH)4]－、CO2－3、HCO－3。 2．判断盐溶液蒸干时所得的产物 (1)盐溶液水解生成难挥发性酸和酸根阴离子易水解的强碱盐，蒸干后一般得原物质，如CuSO4(aq)蒸干得CuSO4；Na2CO3(aq)蒸干得Na2CO3(s)。 (2)盐溶液水解生成挥发性酸时，蒸干灼烧后一般得对应的氧化物，如AlCl3(aq)蒸干得Al(OH)3，灼烧得Al2O3。 (3)考虑盐受热时是否分解，如Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固体受热易分解，因此蒸干灼烧后分别为Ca(HCO3)2→CaCO3(CaO)；NaHCO3→Na2CO3；KMnO4→K2MnO4和MnO2；NH4Cl→NH3和HCl。 (4)还原性盐在蒸干时会被O2氧化。如Na2SO3(aq)蒸干得Na2SO4(s)。 (5)弱酸的铵盐蒸干后无固体。如：NH4HCO3、(NH4)2CO3。 3．保存、配制某些盐溶液 如配制FeCl3溶液时，为防止出现Fe(OH)3沉淀，常加几滴盐酸来抑制FeCl3的水解；在实验室盛放Na2CO3、CH3COONa、Na2S等溶液的试剂瓶不能用玻璃塞，应用橡胶塞。 4．利用盐类的水解反应制取胶体、净水 如实验室制备Fe(OH)3胶体的化学方程式为：FeCl3＋3H2O Fe(OH)3(胶体)＋3HCl。 明矾净水的原理：Al3＋水解生成氢氧化铝胶体，胶体具有很大的表面积，吸附水中悬浮物而聚沉。 5．解释热的纯碱溶液去污能力强 碳酸钠溶液中存在水解平衡CO2－3＋H2O HCO－3＋OH－，升高温度，水解平衡右移，c(OH－)增大。 6．解释泡沫灭火器的反应原理 成分NaHCO3、Al2(SO4)3发生反应的离子方程式为：Al3＋＋3HCO－3===Al(OH)3↓＋3CO2↑。 第四节 沉淀溶解平衡 2 难溶电解质的溶解平衡、溶度积常数 1.说出沉淀溶解平衡的定义、特征 2.说出沉淀溶解影响因素 3.说出沉淀溶解平衡的应用 4.会溶度积与离子积进行计算 5.说出溶度积的影响因素 选择题、填空题 较难 高频考点 沉淀溶解平衡 1．概念 在一定温度下，当沉淀溶解和生成的速率相等时，形成饱和溶液，达到平衡状态，把这种平衡称为沉淀溶解平衡。 2．影响沉淀溶解平衡的因素 (1)内因 难溶电解质本身的性质，这是决定因素。 (2)外因 ①浓度：加水稀释，平衡向沉淀溶解的方向移动； ②温度：绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向沉淀溶解的方向移动； ③同离子效应：向平衡体系中加入难溶物溶解产生的离子，平衡向生成沉淀的方向移动； ④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶或更难电离或气体的离子时，平衡向沉淀溶解的方向移动。 以AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)　ΔH＞0为例，填写外因对溶解平衡的影响 外界条件 移动方向 平衡后c(Ag＋) 平衡后c(Cl－) Ksp 升高温度 正向 增大 增大 增大 加水稀释 正向 不变 不变 不变 加入少量AgNO3 逆向 增大 减小 不变 通入HCl 逆向 减小 增大 不变 通入H2S 正向 减小 增大 不变 沉淀溶解平衡的应用 1．沉淀的生成 (1)调节pH法：如工业原料氯化铵中含杂质氯化铁，使其溶解于水，再加入氨水调节pH，可使Fe3+转化为Fe(OH)3沉淀而除去，反应是Fe3++3NH3·H2O=Fe(OH)3↓+3NH_4^+。 (2)加沉淀剂法：如以Na2S、H2S等作沉淀剂，使某些金属离子(如Cu2+、Hg2+等)生成极难溶的硫化物(如CuS、HgS等)沉淀，也是分离、除去杂质常用的方法。 2．沉淀的溶解 (1)酸碱溶解法：加入酸或碱与溶解平衡体系中的相应离子反应，降低离子浓度，使平衡向溶解方向移动。如难溶于水的BaCO3可溶于酸中。 (2)用某些盐溶解：如Mg(OH)2 可溶于NH4Cl 溶液中，化学方程式为Mg(OH)2(s)+2NH4Cl(aq)=MgCl2(aq)+2NH3·H2O(aq)。 3．沉淀的转化 (1)实质 沉淀转化的实质是沉淀溶解平衡的移动。一般来说，溶解度小的沉淀转化为溶解度更小的沉淀容易实现；两种沉淀的溶解度差别越大，沉淀转化越容易。 (2)应用 在自然界也发生着溶解度小的矿物转化为溶解度更小的矿物的现象。例如，各种原生铜的硫化物经氧化、淋滤作用后可变成CuSO4溶液，并向深部渗透，遇到深层的闪锌矿(ZnS)和方铅矿(PbS)，便慢慢地转变为铜蓝(CuS)。其反应为 Cu2++ ZnS=CuS+Zn2+， Cu2++PbS=CuS+Pb2+。 溶度积和离子积 以AmBn(s) mAn＋(aq)＋nBm－(aq)为例： 溶度积 离子积 概念 沉淀溶解平衡的平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积 符号 Ksp Qc 表达式 Ksp(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度是平衡浓度 Qc(AmBn)＝cm(An＋)·cn(Bm－)，式中的浓度是任意浓度 应用 判断在一定条件下沉淀能否生成或溶解 ①Qc>Ksp：溶液过饱和，有沉淀析出 ②Qc＝Ksp：溶液饱和，处于平衡状态 ③Qc＜Ksp：溶液未饱和，无沉淀析出 Ksp的意义和影响因素 1．Ksp的意义 Ksp可以反映难溶电解质在水中的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子个数比相同时，Ksp越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强，一般溶解度也越大；但阴、阳离子个数比不相同时，Ksp大的难溶电解质的溶解度不一定大。 2．Ksp的影响因素 溶度积只与难溶电解质的性质和温度有关，而与沉淀的量和溶液中离子的浓度无关。绝大多数难溶盐的溶解是吸热过程，升高温度，平衡向溶解方向移动，Ksp增大。 章节复习 复习课 专项测试 3 第九章 有机化学基础 分课题/分小节 内容 课时 课时主题 课时 学习目标 考查方式/难度 基本知识点 第一节 有机化合物的结构特点与研究方法 3 有机物的分类、有机物的命名 1 1.说出有机化合物依据元素组成分类 2.说出有机化合物的成键特点 3.写出有机物的表示方法(分子式、实验式、结构简式、键线式) 4.会命名烷烃、烯烃、炔烃、苯的同系物 4.含氧衍生物的命名 选择题、填空题 简单 高频考点 有机化合物的分类和命名 一、有机化合物的分类 1.依据组成元素分类 有机化合物烃：烷烃、烯烃、炔烃、苯及其同　系物等烃的衍生物：卤代烃、醇、酚、醛、　酮、羧酸、酯等 2.依据碳骨架分类 3.依据官能团分类 (1)官能团：决定有机化合物特殊性质的原子或原子团。 (2)有机物主要类别与其官能团 类别 官能团 通式 典型代表物 结构 名称 名称 结构简式 烃 (1)烷烃 － － CnH2n＋2(n≥1) (链状烷烃) 甲烷 CH4 (2)烯烃 碳碳双键 CnH2n(n≥2)(单烯烃) 乙烯 CH2==CH2 (3)炔烃 －C≡C－ 碳碳三键 CnH2n－2(n≥2) (单炔烃) 乙炔 CH≡CH (4)芳香烃 － － CnH2n－6(n≥6) (苯及其同系物) 苯 烃的衍生物 (5)卤代烃 —X 卤素原子 (碳卤键) 饱和一卤代烃： CnH2n＋1X 溴乙烷 CH3CH2Br (6)醇 —OH(与链烃基相连) (醇)羟基 饱和一元醇： CnH2n＋2O 乙醇 CH3CH2OH (7)酚 —OH(与苯环直接相连) (酚)羟基 － 苯酚 (8)醚 醚键 － 乙醚 C2H5OC2H5 (9)醛 醛基 饱和一元醛：CnH2nO 乙醛 CH3CHO (10)酮 酮羰基 － 丙酮 CH3COCH3 (11)羧酸 羧基 饱和一元羧酸：CnH2nO2 乙酸 CH3COOH (12)酯 酯基 饱和一元酯：CnH2nO2 乙酸乙酯 CH3COOC2H5 (13)胺 —NH2 氨基 － 甲胺 CH3NH2 (14)酰胺 酰胺基 － 乙酰胺 CH3CONH2 (15)氨基酸 —NH2、 氨基、羧基 － 甘氨酸 二、有机化合物的表示方法和命名 1.有机化合物常用的表示方法 有机物名称 结构式 结构简式 键线式 2.烃基 烃分子失去一个氢原子所剩余的原子团。常见的烃基：甲基—CH3，乙基—CH2CH3，正丙基—CH2CH2CH3，异丙基 。 3.有机化合物的命名 (1)烷烃的命名 ①习惯命名法 当碳原子数n≤10时，用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸表示；当n＞10时，用汉字数字表示。 当碳原子数n相同时，用正、异、新来区别。 如：CH3CH2CH2CH2CH3称为正戊烷，(CH3)2CHCH2CH3称为异戊烷，C(CH3)4称为新戊烷。 ②系统命名法 (2)含官能团有机物的系统命名 研究有机物的一般方法 1 1.说出研究有机物的一般步骤 2.说出分离提纯有机物常用方法 3.会利用李比希法确定有机物分子式的确定 4.有机物结构的确定 选择题、填空题 一般 低频考点 1.研究有机化合物的基本步骤 2.有机化合物的分离、提纯 (1)蒸馏和重结晶 适用对象 要求 蒸馏 常用于分离、提纯互溶的液态有机物 ①该有机物热稳定性较强 ②该有机物与杂质的沸点相差较大(一般大于30 ℃) 重结晶 常用于分离、提纯固态有机物 ①杂质在所选溶剂中溶解度很小或很大 ②被提纯的有机物在此溶剂中溶解度受温度影响较大 (2)萃取分液 ①液—液萃取 利用有机物在两种互不相溶的溶剂中的溶解性不同，将有机物从一种溶剂转移到另一种溶剂的过程。 ②固—液萃取 用有机溶剂从固体物质中溶解出有机物的过程。 ③分液 用分液漏斗将互不相溶且密度不同的两液体分开的过程。 3.有机化合物分子式的确定 (1)元素分析 (2)相对分子质量的测定——质谱法 质荷比(分子离子、碎片离子的相对质量与其电荷数的比值)最大值即为该有机化合物的相对分子质量。 4.分子结构的确定——波谱分析 (1)红外光谱 原理 不同的化学键或官能团的吸收频率不同，在红外光谱图上将处于不同的位置 作用 获得分子中所含化学键或官能团的信息 (2)核磁共振氢谱 原理 处于不同化学环境中的氢原子因产生共振时吸收电磁波的频率不同，在谱图上出现的位置也不同，具有不同的化学位移 作用 获得有机物分子中氢原子的种类及相对数目，吸收峰数目＝氢原子种类，吸收峰面积比＝氢原子数目比 举例 分子式为C2H6O的有机物A，其核磁共振氢谱图如下，则A的结构简式为CH3CH2OH (3)X射线衍射 ①原理：X射线和晶体中的原子相互作用产生衍射谱图。 ②作用：获得分子结构的有关数据，包括键长、键角等分子结构信息。 有机物的空间结构、同系物、同分异构体 1 1.说出有机物同分异构现象 2.烷烃同分异构体的书写 3.会判断同分异构体的种类 4.常见官能团异构的举例 选择题、填空题 难 高频考点 一、有机化合物的空间结构 1．四种基本模型 (1)甲烷分子中所有原子一定不共平面，最多有3个原子处在一个平面上，即分子中碳原子若以四个单键与其他原子相连，则所有原子一定不能共平面(如图1)。 (2)乙烯分子中所有原子一定共平面，若用其他原子代替其中的任何H原子，所得有机物中的所有原子仍然共平面(如图2)。 (3)苯分子中所有原子一定共平面，若用其他原子代替其中的任何H原子，所得有机物中的所有原子也仍然共平面(如图3)。 (4)乙炔分子中所有原子共直线，若用其他原子代替H原子，所得有机物中的所有原子仍然共直线(如图4)。 2．注意碳碳单键的旋转 碳碳单键两端碳原子所连原子或原子团能以“C－C”为轴旋转，例如 ，因①键可以旋转，故 的平面和 确定的平面可能重合，也可能不重合。因而 分子中的所有原子可能共面，也可能不共面。 3．结构不同的基团连接后原子共面分析 (1)直线与平面连接，则直线在这个平面上。如苯乙炔，所有原子共平面。 (2)平面与平面连接：如果两个平面结构通过单键相连，由于单键的旋转性，两个平面可以重合 ，但不一定重合。 (3)平面与立体连接：如果甲基与平面结构通过单键相连，则由于单键的旋转性，甲基的一个氢原子可能暂时处于这个平面上。 4．审准题目要求 题目要求中常有“可能”“一定”“最多”“最少”“所有原子”“碳原子”等限制条件。如 分子中所有原子可能共平面， 分子中所有碳原子一定共平面而所有原子一定不能共平面。 二、同系物和同分异构体 1．同系物 (1)定义：结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质互称为同系物。 (2)特点：官能团种类、数目均相同；具有相同的分子通式。 (3)性质：同系物的化学性质相似，物理性质呈现一定的递变规律。 2．同分异构现象　同分异构体 (1)定义：分子式相同、结构不同的现象称为同分异构现象。存在同分异构现象的化合物互为同分异构体。 (2)同分异构体类型 异构类型 形成途径 示例 碳架异构 碳骨架不同而产生的异构 CH3CH2CH2CH3和 位置异构 官能团位置不同而产生的异构 CH2===CH—CH2—CH3和CH3—CH===CH—CH3 官能团异构 官能团种类不同而产生的异构 CH3CH2OH与CH3—O—CH3 顺反异构 碳碳双键两端的原子或原子团在空间的排列方式不同而产生的异构 (3)常见官能团异构 组成通式 可能的类别 CnH2n 烯烃、环烷烃 CnH2n－2 炔烃、二烯烃、环烯烃 CnH2n＋2O 醇、醚 CnH2nO 醛、酮、烯醇、环醇、环醚 CnH2nO2 羧酸、酯、羟基醛、羟基酮 CnH2n－6O 酚、芳香醇、芳香醚 CnH2n＋1NO2 硝基烷烃、氨基酸 3.判断同分异构体数目的常用方法和思路 (1)烃基法：将有机物看作由基团连接而成，由基团的异构数目可推断有机物的异构体数目。如：丁基有4种，C4H9Cl、C4H9OH、C4H9COOH均为4种。 (2)代换法：将有机物分子中的不同原子或基团换位进行思考。如：乙烷分子中共有6个H，若有一个氢原子被Cl取代所得一氯乙烷只有一种结构，那么五氯乙烷也只有一种。假设把五氯乙烷分子中的Cl看作H，而H看成Cl，其情况跟一氯乙烷完全相同，故五氯乙烷也有一种结构。同理二氯乙烷和四氯乙烷均有2种，二氯苯和四氯苯均有3种。 (3)等效氢法：分子中等效氢原子有如下情况：①分子中同一个碳原子上连接的氢原子等效；②同一个碳原子上所连接的甲基氢原子等效；③分子中处于对称位置上的氢原子等效。 (4)定一移一法：分析二元取代产物的方法：如分析C3H6Cl2的同分异构体数目，可先固定其中一个氯原子位置，然后移动另一个氯原子。 (5)组合法：饱和酯R1COOR2，—R1有m种，—R2有n种，则酯共有m×n种。 第二节 烃 3 脂肪烃的结构与性质 1 1.烷烃、烯烃、炔烃代表物的比较 2.甲烷、乙烯、乙炔的物理性质及其递变规律 3.写出烷烃、烯烃、炔烃的化学性质 4.写出乙烯、乙炔的实验室制法 选择题、填空题 简单 高频考点 脂肪烃 1．烷烃、烯烃、炔烃的组成、结构特点和通式 2．脂肪烃的物理性质 性质 变化规律 状态 常温下含有1～4个碳原子的烃都是气态，随着碳原子数的增多，逐渐过渡到液态、固态 沸点 随着碳原子数的增多，沸点逐渐升高；同分异构体之间，支链越多，沸点越低 相对密度 随着碳原子数的增多，相对密度逐渐增大，密度均比水小 水溶性 均难溶于水 3.脂肪烃的化学性质 (1)烷烃的取代反应 在光照条件下，烷烃与气态卤素单质反应，生成多种卤代产物和相应的卤化氢气体。烷烃与卤素单质发生一卤代反应的通式为：CnH2n＋2＋X2――→光照 CnH2n＋1X＋HX。 (2)烯、炔烃的加成反应 (3)加聚反应 ①丙烯加聚反应的化学方程式为： 。 ②乙炔加聚反应的化学方程式为： (4)二烯烃的加成反应和加聚反应 ①加成反应 ②加聚反应：nCH2==CH—CH==CH2 。 (5)氧化反应 ①烷烃不能使酸性高锰酸钾溶液褪色，烯烃、炔烃能使酸性高锰酸钾溶液褪色。 ②烃完全燃烧的通式：CxHy＋x＋y4 O2――→点燃 xCO2＋y2 H2O。 芳香烃 1 1.写出苯的同系物通式、键的特点及其特征反应 2.说出苯及同系物的结构特点 3.写出苯及其同系物的化学性质 选择题、填空题 简单 高频考点 芳香烃 (1)含义：分子里含有一个或多个苯环的烃。 (2)分类 2.苯的化学性质 (1)氧化反应：燃烧时火焰明亮，有浓烟，反应方程式为：2C6H6＋15O2――→点燃12CO2＋6H2O。 (2)取代反应： 苯与液溴的反应： ； 苯的硝化反应： 。 (3)加成反应： 一定条件下与H2加成： 。 3．苯的同系物 (1)概念：苯环上的氢原子被烷基取代的产物，其通式为CnH2n－6(n≥6)。 (2)苯的同系物的同分异构体 写出分子式符合C8H10属于苯的同系物的结构简式及名称： 结构简式 名称 乙苯 邻二甲苯 间二甲苯 对二甲苯 4．苯的同系物与苯的性质比较 (1)相同点 ①取代（卤化、硝化、磺化）②加氢→环烷烃（反应比烯、炔烃困难）③点燃：有浓烟 因都含有苯环 (2)不同点 烷基对苯环有影响，所以苯的同系物比苯易发生取代反应；苯环对烷基也有影响，所以苯环上的甲基能被酸性高锰酸钾溶液氧化。 完成下列有关苯的同系物的化学方程式： ①硝化： ＋3HO—NO2――→浓H2SO4△ 。 ②卤代： ＋Br2――→FeBr3 。 ＋Cl2――→光 。 ③易氧化，能使酸性KMnO4溶液褪色： ――→酸性KMnO4溶液 。 小节复习 1 第三节 烃的衍生物 8 卤代烃 1 1.说出卤代烃的概念 2.说出卤代烃的物理、化学性质 3.写出卤代烃的获取方法 填空题 简单 高频考点 卤代烃 1.卤代烃的概念 (1)卤代烃是烃分子里的氢原子被卤素原子取代后生成的化合物。通式可表示为R—X（其中R—表示烃基）。 (2)官能团是—X。 2.物理性质 (1)状态：通常情况下，除一氯甲烷、氯乙烷、氯乙烯等少数为气体外，其余为液体或固体； (2)沸点：比同碳原子数的烃沸点要高； (3)溶解性：水中不溶，有机溶剂中易溶； (4)密度：一般一氟代烃、一氯代烃比水小，其余比水大。 3.化学性质 (1)水解反应 ①反应条件：强碱的水溶液、加热。 ②C2H5Br在碱性条件下水解的化学方程式为CH3CH2Br＋NaOH――→水△CH3CH2OH＋NaBr。 ③用R—CH2—X表示卤代烃，碱性条件下水解的化学方程式为R—CH2—X＋NaOH――→水△R—CH2OH＋NaX。 (2)消去反应 ①概念：有机化合物在一定条件下，从一个分子中脱去一个或几个小分子(如H2O、HX等)，而生成含不饱和键的化合物的反应。 ②卤代烃消去反应条件：强碱的醇溶液、加热。 ③溴乙烷发生消去反应的化学方程式为CH3CH2Br＋NaOH――→乙醇△CH2===CH2↑＋NaBr＋H2O。 ④用R—CH2—CH2—X表示卤代烃，消去反应的化学方程式为 R—CH2—CH2—X＋NaOH――→乙醇△R—CH===CH2＋NaX＋H2O。 【特别提醒】卤代烃消去反应的规律 (1)两类卤代烃不能发生消去反应 结构特点 实例 与卤素原子相连的碳没有邻位碳原子 CH3Cl 与卤素原子相连的碳有邻位碳原子，但邻位碳原子上无氢原子 (2)有两种或三种邻位碳原子，且碳原子上均带有氢原子时，发生消去反应可生成不同的产物。例如： ＋NaOH――→醇△NaCl＋H2O＋CH2===CH—CH2—CH3↑(或CH3—CH===CH—CH3↑)。 (3) 型卤代烃，发生消去反应可以生成R—C≡C—R。 例如：BrCH2CH2Br＋2NaOH――→醇△CH≡CH↑＋2NaBr＋2H2O。 4.卤代烃(RX)中卤素原子的检验方法 (1)实验流程 (2)注意事项 ①卤代烃不能电离出X－，必须转化成X－，酸化后方可用AgNO3溶液来检验。 ②将卤代烃中的卤素原子转化为X－，可用卤代烃的水解反应，也可用消去反应(与卤素原子相连的碳原子的邻位碳原子上有氢原子)。 5.卤代烃的制备 (1)不饱和烃与卤素单质、卤代氢等能发生加成反应，如： CH3—CH===CH2＋Br2―→CH3CHBrCH2Br CH3—CH===CH2＋HBr――→催化剂△ (2)取代反应 如：乙烷与Cl2：CH3CH3＋Cl2――→光照CH3CH2Cl＋HCl CH3CH2OH与HBr：CH3CH2OH＋HBr――→△C2H5Br＋H2O 乙醇及醇类 1 1.醇和酚的结构 2.醇的分类及常见的醇 3.醇物理性质的变化规律 4.醇的化学性质 选择题、填空题 简单 高频考点 醇 1．概念：羟基与烃基或苯环侧链上的饱和碳原子相连的化合物称为醇。 2．饱和一元醇的分子通式：CnH2n＋2O(或CnH2n＋1OH)(n≥1)。 3．分类 4．物理性质的变化规律 (1)水溶性：低级脂肪醇易溶于水，饱和一元醇的溶解度随着分子中碳原子数的递增而减小。 (2)密度：一元脂肪醇的密度一般小于1 g·cm－3。 (3)沸点 ①直链饱和一元醇的沸点随着分子中碳原子数的递增而逐渐升高。 ②醇分子间存在氢键，所以相对分子质量相近的醇和烷烃相比，醇的沸点远远高于烷烃。 5．由断键方式理解醇的化学性质 如果将醇分子中的化学键进行标号如图所示，那么醇发生化学反应时化学键的断裂情况 以1­丙醇为例，完成下列条件下的化学方程式，并指明断键部位。 (1)与Na反应：2CH3CH2CH2OH＋2Na―→2CH3CH2CH2ONa＋H2↑，①。 (2)催化氧化：2CH3CH2CH2OH＋O2――→Cu△ 2CH3CH2CHO＋2H2O，①③。 (3)与HBr的取代：CH3CH2CH2OH＋HBr――→△ CH3CH2CH2Br＋H2O，②。 (4)消去反应：CH3CH2CH2OH――→浓硫酸△ CH3CH===CH2↑＋H2O，②⑤。 (5)与乙酸的酯化反应：CH3CH2CH2OH＋CH3COOH CH3COOCH2CH2CH3＋H2O，①。 6．常见几种醇的性质及应用 名称 甲醇 乙二醇 丙三醇 俗称 木精、木醇 甘油 结构简式 CH3OH 状态 液体 液体 液体 溶解性 易溶于水和乙醇 易溶于水和乙醇 易溶于水和乙醇　　 应用 重要的化工原料，可用于制造燃料电池 用作汽车发动机的抗冻剂，重要的化工原料 作护肤剂，制造烈性炸药硝化甘油，重要的化工原料 苯酚及酚类 1 1.说出苯酚的物理性质 2.写出酚的化学性质 选择题、填空题 简单 高频考点 酚 1．概念：羟基与苯环直接相连而形成的化合物，最简单的酚为 。 2．物理性质 (1)纯净的苯酚是无色晶体，有特殊气味，易被空气氧化呈粉红色。 (2)苯酚常温下在水中的溶解度不大，当温度高于65 ℃时，能与水混溶，苯酚易溶于乙醇等有机溶剂。 (3)苯酚有毒，对皮肤有强烈的腐蚀作用，如果不慎沾到皮肤上，应立即用酒精洗涤，再用水冲洗。 3.苯酚的化学性质 （1）羟基中氢原子的反应 a.弱酸性：苯酚的电离方程式为 ＋H2O ＋H3O＋，俗称石炭酸，但酸性很弱，不能使紫色石蕊溶液变红； b.与活泼金属反应：与Na反应的化学方程式为 ； c.与碱反应：苯酚的浑浊液――→加入NaOH溶液变澄清――→再通入CO2气体溶液又变浑浊。 （2）苯环上氢原子的取代反应 苯酚与饱和溴水反应的化学方程式为 ，反应产生白色沉淀，此反应常用于苯酚的定性检验和定量测定。 （3）显色反应：苯酚与FeCl3溶液作用显紫色，利用这一反应可以检验酚类物质的存在。 （4）加成反应：与H2反应的化学方程式为 。 （5）氧化反应 苯酚易被空气中的氧气氧化而显粉红色；易被酸性KMnO4 溶液氧化；易燃烧。 4．苯酚的用途和对环境的影响 苯酚是重要的医用消毒剂和化工原料，广泛用于制造酚醛树脂、染料、医药、农药等。酚类化合物均有毒，是重点控制的水污染物之一。 醛、酮 1 1.说出醛的概念，找出对应官能团 2.写出甲醛、乙醛的分子组成和结构 3.说出甲醛、乙醛的物理性质及其化学性质 4.说出醛的应用 5.写出酮的结构和性质 选择题、填空题 一般 高频考点 醛和酮 1．醛、酮的概述 (1)醛、酮的概念 物质 概念 表示方法 醛 由烃基或氢原子与醛基相连的化合物 RCHO 酮 酮羰基与两个烃基相连的化合物 (2)醛的分类 醛按烃基脂肪醛饱和脂肪醛不饱和脂肪醛芳香醛按醛基数一元醛（甲醛、乙醛、苯甲醛）二元醛（乙二醛）…… 饱和一元醛的通式：CnH2nO(n≥1)，饱和一元酮的通式：CnH2nO(n≥3)。 2．常见的醛、酮及物理性质 名称 结构简式 状态 气味 溶解性 甲醛(蚁醛) HCHO 气体 刺激性气味 易溶于水 乙醛 CH3CHO 液体 刺激性气味 与水以任意比互溶 丙酮 液体 特殊气味 与水以任意比互溶 3.醛的化学性质 (1)请写出乙醛主要反应的化学方程式。 ①银镜反应：CH3CHO＋2[Ag(NH3)2]OH――→△ CH3COONH4＋3NH3＋2Ag↓＋H2O。 ②与新制Cu(OH)2反应：CH3CHO＋2Cu(OH)2＋NaOH――→△ CH3COONa＋Cu2O↓＋3H2O。 ③催化氧化反应：2CH3CHO＋O2――→催化剂△ 2CH3COOH。 ④还原(加成)反应：CH3CHO＋H2――→催化剂△ CH3CH2OH。 (2)具有极性键共价分子与醛、酮的酮羰基发生加成反应 。 4．醛的应用和对环境、健康产生的影响 (1)醛是重要的化工原料，广泛应用于合成纤维、医药、染料等行业。 (2)35%～40%的甲醛水溶液俗称福尔马林：具有杀菌(用于种子杀菌)和防腐性能(用于浸制生物标本)。 (3)劣质的装饰材料中挥发出的甲醛是室内主要污染物之一。 羧酸及衍生物 1 1.说出羧酸的概念、分类 2.写出乙酸的化学性质 3.酯类的概念和性质 4.油脂的组成和性质 5.胺与酰胺的结构和性质 选择题、填空题 一般 高频考点 羧酸 1．概念及分子结构 (1)概念：由烃基与羧基相连构成的有机化合物。 (2)官能团：—COOH(填结构简式)。 (3)饱和一元羧酸的通式CnH2nO2(n≥1)。 2．甲酸和乙酸的分子组成和结构 物质 分子式 结构简式 官能团 甲酸 CH2O2 HCOOH —COOH和—CHO 乙酸 C2H4O2 CH3COOH —COOH 3.化学性质(以CH3COOH为例) 羧酸的性质取决于羧基，反应时的主要断键位置如图： ①酸的通性：乙酸是一种弱酸，酸性比碳酸强，在水溶液里的电离方程式为CH3COOH H＋＋CH3COO－。 ②酯化反应：CH3COOH和CH3CH182OH发生酯化反应的化学方程式为 CH3COOH＋CH3CH182OH 浓硫酸△CH3CO18OCH2CH3＋H2O。 酯和油脂 1 1.说出酯与油脂的基本概念和性质。 2.能够区分酯与油脂的不同特性，理解酯的合成和油脂的应用。 选择题 简单 低频考点 酯 1．概念及分子结构特点 （1）羧酸分子羧基中的—OH被—OR′取代后的产物，可简写为RCOOR′(结构简式)，官能团为 。 （2）低级酯的物理性质：具有芳香气味的液体，密度一般比水小，易溶于有机溶剂。 （3）化学性质（以CH3COOC2H5为例） 在酸或碱存在的条件下，酯可以发生水解反应生成相应的羧酸和醇，酯的水解反应是酯化反应的逆反应。在酸性条件下的水解是可逆反应，但在碱性条件下的水解是不可逆的。 条件 化学方程式 稀H2SO4 CH3COOC2H5＋H2O 浓硫酸△CH3COOH＋C2H5OH NaOH溶液 CH3COOC2H5＋NaOH――→△CH3COONa＋C2H5OH 胺和酰胺 1 1.通过与氨的类比说出胺的结构和性质。 2.能对胺类化合物进行命名。 3.能运用胺的性质解释某些制药工艺。 4.说出酰胺的结构特征，能类比酯说明酰胺的主要性质。 5.能举例说明胺、酰胺类化合物在药物合成中的重要作用。 选择题、填空题 简单 低频考点 胺 (1)定义：烃基取代氨分子中的氢原子而形成的化合物。 (2)三种分子结构通式 (3)化学性质(胺的碱性) RNH2＋H2O RNH＋3 ＋OH－； RNH2＋HCl―→RNH3Cl； RNH3Cl＋NaOH―→RNH2＋NaCl＋H2O。 2．酰胺 (1)定义：羧酸分子中羟基被氨基所替代得到的化合物。 (2)分子结构通式 (3)几种常见酰胺及其名称 (4)化学性质——水解反应 RCONH2＋H2O＋HCl――→△ RCOOH＋NH4Cl； RCONH2＋NaOH――→△ RCOONa＋NH3↑。 $