高三化学必考知识点梳理

高三化学必考知识点梳理

梳理一：金属及其化合物

一、碱金属元素要点回顾

1、钠（1）钠保存在煤油中(注：不能用汽油)，目的是防止与空气中氧气和水反应。

（2）钠暴露在空气中的变化过程为Na→Na 2O→NaOH→Na 2CO 3·10H 2O→Na 2CO 3。 （3）钠与水、乙醇反应的现象明显不同，钠与乙醇反应，钠沉在乙醇中，且反应缓慢。

（4）钠、钾合金的导热性好，常温下呈液态，可作原子反应堆的导热剂；熔点高低Na ＞K (正常金属

键决定的)，密度大小Na ＞K (反常)。 （5）钠的冶炼：2NaCl(熔融)=====电解

2Na ＋Cl 2↑。 2、Na 2O 2的结构、性质和用途

（1）Na 2O 2的电子式：

，阴、阳离子个数比为1∶2。

（2）Na 2O 2与H 2O 、CO 2的反应，氧化剂是Na 2O 2，还原剂是Na 2O 2,1 mol Na 2O 2与之完全反应，转移电子数为1N A ，其增加的质量为H 2O 中之H 2，CO 2中之CO 的质量。（3）Na 2O 2可作呼吸面具的供氧剂，可作漂白剂。 3、Na 2CO 3和NaHCO 3

（1）热稳定性：Na 2CO 3＞NaHCO 3；证明方法：套管实验，里面的试管应盛放NaHCO 3。

（2）鉴别：①如是固体，可用加热法，②如是溶液，可用C aCl 2溶液、BaCl 2溶液等，但不能用Ca(OH)2

溶液，因二者均生成白色沉淀，离子方程式分别为Ca 2＋

＋CO 2－

3===CaCO 3↓，HCO －

3＋Ca

2

＋

＋OH －

===CaCO 3↓＋H 2O(NaHCO 3少量时)或2HCO －

3＋Ca 2＋

＋2OH －

===CaCO 3↓＋CO 2－

3＋2H 2O(NaHCO 3过量

时)。

（3）①向含NaOH 、Na 2CO 3、NaHCO 3均1 mol 的混合溶液中滴加稀盐酸，产生CO 2气体的物质的量随稀盐酸的体积变化曲线为

②向含NaOH 、Ca(OH)2均1 mol 的混合溶液中，通入CO 2气体，产生沉淀的物质的量随CO 2的物质的

量变化曲线为

（4）侯氏制碱法(此处的碱指的是Na 2CO 3)①原理：NaCl ＋CO 2＋NH 3＋H 2O===NaHCO 3↓＋NH 4Cl ②过程：向饱和食盐水中先通NH 3，再通CO 2，即有NaHCO 3晶体析出，过滤得NaHCO 3晶体，加热分解，即得纯碱。

（5）NaHCO 3、Al(OH)3都可以用于治疗胃酸过多。

4、焰色反应（1）焰色反应是物理变化。（2）步骤：洗(用稀盐酸)→烧→蘸→烧→看→洗……。

（3）注意应透过蓝色钴玻璃观察钾的焰色反应。

二、镁、铝、铁、铜要点回顾 (一)镁、铝

1、镁、铝的性质、制备和用途

（1）镁、铝耐腐蚀其原因是被空气中的氧气氧化生成一薄层致密的氧化物薄膜，可阻止反应进一步进行。 （2）在酒精火焰上加热铝至熔化，熔化的铝不滴落的原因是铝易被氧化，且Al 2O 3的熔点高于Al ；Al 2O 3、MgO 的熔点均很高，可用作耐火材料。

（3）镁的重要化学性质①Mg 可以在CO 2气体中燃烧，化学方程式为2Mg ＋CO 2=====点燃

2MgO ＋C 。 ②Mg 和NH 4Cl 溶液反应，有刺激性气味的气体放出，化学方程式为Mg ＋2NH 4Cl===MgCl 2＋2NH 3↑＋H 2↑。

（4）铝的重要化学性质

①和强碱溶液的反应，离子方程式为2Al ＋2NaOH ＋2H 2O===2AlO －

2＋3H 2↑，该反应常用于含铝固体混合物的分离提纯及含量测定。

②铝热反应，铝热剂是混合物，该反应是放热反应，主要用来冶炼难熔的金属(如铁、铬、锰等)，它是中学化学中唯一一类金属单质与金属氧化物在高温条件下的置换反应。引发铝热反应的操作是高考实验考查的热点，其具体操作是先铺一层KClO 3，然后插上镁条并将其点燃。写出Al 与Fe 2O 3、MnO 2、WO 3反应的化学方程式2Al ＋Fe 2O 3=====高温2Fe ＋Al 2O 3、4Al ＋3MnO 2=====高温2Al 2O 3＋3Mn 、2Al ＋WO 3=====高温

Al 2O 3＋W 。

（5）镁、铝的冶炼 MgCl 2(熔融)=====电解

Mg ＋Cl 2↑(不能用MgO ，因为MgO 的熔点太高)

2Al 2O 3(熔融)=====电解

4Al ＋3O 2↑(不能用AlCl 3，因为AlCl 3是共价化合物)

电解MgCl 2溶液生成Mg(OH)2、H 2和Cl 2，其化学方程式为MgCl 2＋2H 2O=====电解

Mg(OH)2↓＋H 2↑＋Cl 2↑。 （6）镁、铝合金的用途 因为镁、铝质轻，抗腐蚀性能好，所以在飞机、汽车等领域有着广泛的应用。 2、铝的“主线”及“三角”转化

（1）一条主线 Al 2O 3→Al→NaAlO 2→Al(OH)3→NaAlO 2（2）三角转化

（3）Al(OH)3制备的三条途径：①由Al 3＋

制备Al(OH)3Al 3＋

＋3NH 3·H 2O===Al(OH)3↓＋3NH ＋

4。

②由AlO －

2制备Al(OH)3

2AlO －

2＋CO 2(少)＋3H 2O===2Al(OH)3↓＋CO 2－

3；AlO －

2＋CO 2(多)＋2H 2O===Al(OH)3↓＋HCO －

3。

③由Al 3＋

、AlO －

2制备Al(OH)3 Al 3＋

＋3AlO －

2＋6H 2O===4Al(OH)3↓。

3、不用试剂，相互滴加可检验的四组溶液

(1)Na 2CO 3溶液和稀盐酸(2)AlCl 3溶液和NaOH 溶液(3)NaAlO 2溶液和稀盐酸(4)AgNO 3溶液和氨水。

(二)铁、铜

1、铁的存在及其氧化物

游离态的铁存在于陨石中，FeO 、Fe 3O 4均为黑色固体，后者有磁性；Fe 2O 3呈红棕色，俗称铁红，可作油漆，钢铁烤蓝是生成一层致密的Fe 3O 4，能起到防腐蚀作用。 2、Na 2FeO 4的重要用途

在Na 2FeO 4中，铁元素的化合价为＋6价，具有强氧化性，能杀死水中病菌，可作自来水消毒剂；它与水反应生成O 2和Fe(OH)3胶体；具有吸附性能，故又可用作净水剂。 3、Fe 2＋

、Fe 3＋

的检验 （1）检验Fe 3＋

，用KSCN 溶液，现象是生成血红色溶液。

（2）检验Fe 2＋

先加KSCN 溶液，无现象，再加氯水，生成血红色溶液，证明有Fe 2＋

。

4、熟悉下列转化关系并熟记重要反应方程式

（1）转化关系：Fe→FeSO 4→Fe(OH)2→Fe(OH)3→FeCl 3→Fe(SCN)3。 （2）重要反应方程式 ①Fe 在O 2中燃烧：3Fe ＋2O 2=====点燃

Fe 3O 4。 ②Fe 在高温下和水蒸气的反应：3Fe ＋4H 2O(g)=====高温

Fe 3O 4＋4H 2。

③Fe 和浓硫酸(足量)共热：2Fe ＋6H 2SO 4(浓)=====△

Fe 2(SO 4)3＋3SO 2↑＋6H 2O 。 ④过量的Fe 和浓硝酸(足量)共热

Fe ＋6HNO 3(浓)=====△

Fe(NO 3)3＋3NO 2↑＋3H 2O ； Fe ＋2Fe(NO 3)3===3Fe(NO 3)2。

⑤Fe 和稀HNO 3的反应

Fe(少)＋4HNO 3(稀)===Fe(NO 3)3＋NO↑＋2H 2O ；3Fe(足)＋8HNO 3(稀)===3Fe(NO 3)2＋2NO↑＋4H 2O 。 ⑥Fe(OH)3胶体的制备：FeCl 3＋3H 2O=====△

Fe(OH)3(胶体)＋3HCl 。

⑦Fe 2＋

和酸性KMnO 4的反应：5Fe 2＋

＋MnO －

4＋8H ＋

===5Fe 3＋

＋Mn 2＋

＋4H 2O 。

5、 铜合金 人类使用最早的合金是青铜，它是Cu —Sn 合金，黄铜是Cu —Zn 合金。现在用量最大的合金是钢，其次是铝合金。

6、 废旧电路板中铜的回收及绿矾的制备

7、铜的精炼 粗铜作阳极，精铜作阴极，含有Cu 2＋

的溶液作为电解液。

8、熟悉下列转化关系Cu→Cu 2(OH)2CO 3→CuO→CuSO 4向CuSO 4溶液中逐滴加入氨水，现象为首先生成蓝色沉淀，继续滴加氨水沉淀溶解，形成深蓝色透明溶液。

9、 熟记下列重要反应

（1）Cu 和Cl 2、S 的反应：Cu ＋Cl 2=====点燃CuCl 2，2Cu ＋S=====△

Cu 2S 。

（2）Cu 和FeCl 3溶液的反应：Cu ＋2Fe 3＋

===Cu 2＋

＋2Fe 2＋

。

（3）Cu 和浓硫酸的反应：Cu ＋2H 2SO 4(浓)=====△

CuSO 4＋SO 2↑＋2H 2O 。 （4）Cu 和稀硝酸的反应：3Cu ＋8H ＋

＋2NO －

3===3Cu 2＋

＋2NO↑＋4H 2O 。

（5）Cu 和浓硝酸的反应：Cu ＋4H ＋

＋2NO －

3===Cu 2＋

＋2NO 2↑＋2H 2O 。

梳理二：非金属及其化合物

一、卤素要点回顾

1． Cl 2是黄绿色的气体，贮存于干燥的钢瓶中；可用浓氨水检验输氯管道是否泄露，其现象是有白

烟生成，原理为3Cl 2＋8NH 3===6NH 4Cl ＋N 2；工业上H 2在Cl 2中燃烧后通入水中可制得盐酸；Cl 2通入NaOH 溶液中可制漂白液，通入石灰乳中可制漂白粉；84消毒液的主要成分是NaClO ，其漂白原理是ClO －＋H 2O ≒HClO ＋OH －

，HClO 可用于消毒漂白。 2． 氯水成分复杂，性质多样。

（1）强酸性——H ＋

的性质；（2）漂白性——HClO 的性质；（3）强氧化性——Cl 2、HClO 的性质。 3． HClO 的结构式是H —O —Cl ，具有弱酸性、氧化性、还原性、不稳定性。

4． 碘盐中加的是KIO 3，可通过加入KI-淀粉溶液、食醋来检验，在工业上通过电解KI 溶液制备。 5． 液溴应保存在棕色细口玻璃瓶中，用玻璃塞且水封。溴、碘单质、蒸气及有关溶液颜色如下：

6． （1）电解饱和食盐水：2NaCl ＋2H 2O=====电解

2NaOH ＋H 2↑＋Cl 2↑。 （2）实验室制氯气：MnO 2＋4HCl(浓)=====△

MnCl 2＋Cl 2↑＋2H 2O 。 （3）Cl

2和H 2O 的反应：Cl 2＋H 2O

HCl ＋HClO 。

（4）HClO 的不稳定性：2HClO=====光

2HCl ＋O 2↑。

（5）Cl 2和石灰乳的反应：2Cl 2＋2Ca(OH)2===CaCl 2＋Ca(ClO)2＋2H 2O 。 （6）Ca(ClO)2和少量CO 2的反应：Ca(ClO)2＋CO 2＋H 2O===CaCO 3↓＋2HClO 。 （7）FeBr 2和少量Cl 2的反应：6FeBr 2＋3Cl 2===4FeBr 3＋2FeCl 3。 （8）FeBr 2和足量Cl 2的反应：2FeBr 2＋3Cl 2===2FeCl 3＋2Br 2。

二、氧族元素要点回顾

1.自然界中既有游离态的硫，又有化合态的硫，它是淡黄色的固体，不溶于水，微溶于乙醇，易溶于CS 2，硫在空气中燃烧发出淡蓝色火焰，在纯氧中燃烧发出蓝紫色火焰，生成物都是SO 2，可用来制造硫酸。

2.粘附硫的试管可用CS 2洗涤，也可用热碱溶液其原理为3S ＋6NaOH=====△

2Na 2S ＋Na 2SO 3＋3H 2O 。 3.O 2和O 3互为同素异形体，O 3的氧化性大于O 2，能使湿润的淀粉-KI 试纸变蓝，其原理为2KI ＋O 3＋H 2O===2KOH ＋I 2＋O 2；可用臭氧消毒饮用水；多卤代烃可破坏大气中的臭氧层，形成臭氧空洞。

4. H 2O 2的电子式是

，氧的化合价为－1价，既具有氧化性，又具有还原性，它的氧化产物为

O 2，还原产物是H 2O ，如H 2O 2和FeCl 2反应的离子方程式为H 2O 2＋2Fe 2＋

＋2H ＋

===2Fe 3＋

＋2H 2O ，H 2O 2与酸性KMnO 4溶液反应的离子方程式为5H 2O 2＋6H ＋

＋2MnO －

4===5O 2↑＋2Mn 2＋

＋8H 2O(要注意O 2和

H 2O 2的系数是相同的)。H 2O 2还具有弱酸性，它遇MnO 2迅速分解生成O 2，可用作氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂、火箭燃料等。

5.SO 2具有漂白性，且具有可逆性，但不能漂白指示剂。SO 2能使溴水、FeCl 3溶液、酸性KMnO 4溶液褪

色表现其还原性；除去CO 2中的SO 2可用饱和的NaHCO 3溶液、溴水、酸性KMnO 4溶液等。S 2－

与SO 2

－

3

在酸性条件下不能大量共存，其原理是2S 2－

＋SO 2

－

3＋6H ＋

===3S↓＋3H 2O 。

6.SO 3可被浓硫酸吸收形成发烟硫酸，故SO 2中的SO 3可用饱和NaHSO 3或浓硫酸吸收，硫酸工业中的尾气可用氨水或NaOH 溶液吸收，产物经加热后可重新利用SO 2。

7.浓硫酸具有三大特性：（1）强氧化性；（2）吸水性；（3）脱水性。浓硫酸可干燥SO 2，但不能干燥SO 3，也不能干燥还原性气体如HBr 、HI 、H 2S 等，不要混淆浓硫酸的吸水性和脱水性。BaSO 4而非BaCO 3是X 射线透视肠胃的内服药剂。

催化剂、加热 8.熟记下列重要反应方程式：（1）SO

2的催化氧化：2SO 2＋O 2

2SO 3。

（2）SO 2和卤素单质的反应：SO 2＋X 2＋2H 2O===2HX ＋H 2SO 4(X ＝Cl 、Br 、I)。 （3）C 和浓硫酸的反应：C ＋2H 2SO 4(浓)=====△

CO 2↑＋2SO 2↑＋2H 2O 。

三、氮族元素要点回顾

1.氮的非金属性很强，但N 2非常稳定，其原因是氮氮三键很强。

2.氮的固定是指将游离态的氮转化为化合态的过程，如工业上合成氨反应，豆科植物根瘤菌固氮。

3.雷雨发庄稼的原理是N 2＋O 2=====放电

2NO(只能是NO)，2NO ＋O 2===2NO 2，3NO 2＋H 2O===2HNO 3＋NO 。 4.NO 的中毒原理和CO 相同，且都为不成盐氧化物，NO 和NO 2都可用NH 3催化还原法转化为N 2，从而消除污染。

5.在高温下NH 3具有强还原性，和H 2、CO 、C 2H 5OH 一样均可还原CuO ，NH 3遇挥发性酸(如氢卤酸、硝酸)产生白烟，氧化性酸的铵盐受热或撞击发生氧化还原反应而分解(如乘车时，NH 4NO 3不允许随身携带)。合成氨的条件是500 ℃、200～500 atm 、铁触媒，合成SO 3的条件是400～500 ℃、常压、V 2O 5。

6.NO 2和溴蒸气一样，均为红棕色气体，可用水、AgNO 3溶液、CCl 4等加以检验，但不能用湿润的淀粉-KI 试纸检验(NO 2、Br 2均具有强氧化性)。NO 2能引起酸雨、光化学烟雾、破坏臭氧层。“NO 2球”可进行平衡原理实验(2NO 2

N 2O 4 ΔH ＜0)，温度升高，颜色加深。

7.硝酸不论浓稀均有强氧化性，根据它们与铜反应的事实，可知氧化性浓HNO 3＞稀HNO 3＞浓H 2SO 4。蓝色石蕊试纸遇浓HNO 3先变红后变白，遇浓H 2SO 4先变红后变黑。常温下铝、铁遇浓H 2SO 4和浓HNO 3被钝化，加热可破坏钝化膜。

8.硝酸、硝酸银溶液均保存在细口棕色瓶中，工业浓HNO 3因其不稳定通常呈黄色(工业盐酸因含Fe 3＋

而

呈黄色)。

9.实验室制备NH 3的三种方法：

（1）NH 4Cl 和Ca(OH)2共热：Ca(OH)2＋2NH 4Cl=====△

CaCl 2＋2NH 3↑＋2H 2O 。 （2）浓氨水与CaO(NaOH 固体或碱石灰)：NH 3·H 2O ＋CaO===Ca(OH)2＋NH 3↑。

（3）加热浓氨水：NH 3·H 2O=====△NH 3↑＋H 2O 。氨气不能用浓硫酸、无水CaCl 2、P 2O 5干燥。NH 3、HCl 、SO 2、NO 2可用水作喷泉实验，溶解度小的气体可用其他溶剂作喷泉实验，如CO 2与NaOH 溶液可作喷泉实验。

10．熟记下列反应方程式：

（1）NH 3的催化氧化 4NH 3＋5O 2=====催化剂△4NO ＋6H 2O(只能是NO)。 （2）NO 与O 2、H 2O 的反应 4NO ＋3O 2＋2H 2O===4HNO 3。 （3）NO 2与O 2、H 2O 的反应 4NO 2＋O 2＋2H 2O===4HNO 3。 （4）工业上制HNO 3的总反应

（5）NH 3和CuO 的反应 2NH 3＋3CuO=====△

3Cu ＋N 2＋3H 2O 。 （6）硝酸的不稳定性 4HNO 3=====△

4NO 2↑＋O 2↑＋2H 2O 。

（7）Cu 与浓、稀硝酸的反应 3Cu ＋8HNO 3(稀)===3Cu(NO 3)2＋2NO↑＋4H 2O ； Cu ＋4HNO 3(浓)===Cu(NO 3)2＋2NO 2↑＋2H 2O 。

（8）C 和浓硝酸的反应 C ＋4HNO 3(浓)=====△

CO 2↑＋4NO 2↑＋2H 2O 。 四、碳族元素要点回顾

1.自然界中无游离态的硅，元素硅主要以SiO 2(水晶、石英、玛瑙的主要成分)和硅酸盐的形式存在。通常原子晶体不导电，但硅是很好的半导体材料，硅能制光电池板。

2.SiO 2是难溶于水的酸性氧化物，它的主要用途是制造光导纤维。SiC 是制砂轮的磨料。SiO 2、SiC 、Si 三种物质均是原子晶体。在硅的化合物中硅是＋4价(如SiC 、SiH 4)，＋2价的硅很不稳定。

3.水玻璃(泡花碱)Na 2SiO 3的水溶液，具有粘性和防火性能。除钠盐和钾盐外，其余硅酸盐均难溶于水。

4.硅胶(m SiO 2·n H 2O)是一种很好的无毒干燥剂。H 4SiO 4自动失水生成H 2SiO 3，H 2SiO 3加热失水生成SiO 2。

5.玻璃、水泥、陶瓷是传统的三大无机非金属材料，新型无机非金属材料有Al 2O 3陶瓷和 Si 3N 4陶瓷。刚玉的主要成分是Al 2O 3。

6.硅酸盐通常写成氧化物的形式，其格式为金属氧化物在前，SiO 2和水在后。如石棉(CaMg 3Si 4O 12)用氧化CaO·3MgO·4SiO 2。

7.PbO 2具有极强的氧化性，和盐酸反应类似MnO 2，把HCl 氧化成Cl 2。Pb 3O 4可写成2PbO·PbO 2。铅笔中铅芯不是金属铅而是石墨。 8.用SiO 2制取纯硅涉及的三个方程式

SiO 2＋2C=====高温Si ＋2CO↑(只能是CO)、Si ＋2Cl 2=====△SiCl 4、SiCl 4＋2H 2=====高温

Si ＋4HCl 。 9.制玻璃的两个反应

SiO 2＋Na 2CO 3=====高温Na 2SiO 3＋CO 2↑；SiO 2＋CaCO 3=====高温

CaSiO 3＋CO 2↑。

10.熟记下列四个方程式

（1）Si和NaOH溶液的反应：Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑。

（2）SiO2和NaOH溶液的反应：SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O。

（3）SiO2和氢氟酸的反应：SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O。

（4）向Na2SiO3溶液中通入少量CO2气体：Na2SiO3＋CO2＋H2O===Na2CO3＋H2SiO3↓。

11．氧化再氧化（连续氧化）总结：

（1）C→CO→CO2

（2）N2→NO→NO2

（3）NH3→NO→NO2

（4）S→SO2→SO3

（5）H2S→SO2→SO3

（6）Na→Na2O→Na2O2

梳理三：基本概念（一）

（一）物质的组成、分类、性质和变化

1．与水反应可生成酸的氧化物都是酸性氧化物（×）2．既能与酸反应又能与碱反应的物质一定是两性氧化物或是两性氢氧化物（×）3．非金属氧化物不一定是酸性氧化物，金属氧化物不一定是碱性氧化物（√）4．只含一种元素的物质一定是纯净物，只用同一化学式表示的物质也一定是纯净物（×）5．天然高分子化合物、汽油、牛油均属混合物（√）6．电解、电离、电化学腐蚀均需在通电的条件下才能进行，均为化学变化（×）7．指示剂遇酸、碱发生颜色改变，发生了化学变化（√）8．同素异形体之间的相互转变，因为没有新物质生成，所以应是物理变化（×）9．金属导电、电解质溶液导电均发生了化学变化（×）10．蒸馏、分馏、干馏均属化学变化（×）11．颜色反应、显色反应、焰色反应均为化学变化（×）12．潮解、分解、电解、水解、裂解都是化学变化（×）13．晶体的熔化、水的汽化和液化、KMnO4溶液的酸化以及煤的气化和液化均属物理变化（×）14．化学变化中一定存在化学键的断裂和形成，而物理变化中一定不存在化学键的断裂和形成（×）15．蛋白质的盐析和变性均是化学变化（×）16．明矾净水、甲醛浸制生物标本、Na2FeO4消毒净水均发生化学变化（√）17．化学反应必定会引起化学键的变化，会产生新的物质，会引起物质状态的变化，也必然伴随着能量的变化（×）18．金属氧化物均为碱性氧化物（×）（二）化学计量

1．阿伏加德罗常数常考考点归纳——判断正误并纠错

（1）常温常压下，3.2 g O3所含的氧原子数为0.2N A （√）

（2）常温常压下，1摩尔氦气所含原子数为N A （√）

（3）标准状况下，2.24 L H2和C2H2的混合气体所含分子数约为0.1N A （√）

（4）标准状况下，2.24 L Cl2与氢氧化钠完全反应转移电子0.2N A （×）

（5）标准状况下，2.24 L Cl2完全溶于水转移电子数为0.1N A （×）

（6）标准状况下，22.4 L HF所含分子数为N A （×）

（7）7.8 g Na2O2与CO2完全反应，转移电子数为0.2N A （×）

（8）3.4 g H2O2完全分解转移电子0.2N A （×）

（9）2.4 g Mg无论与O2还是与N2完全反应，转移电子数都是0.2N A （√）

（10）5.6 g Fe与Cl2完全反应，转移电子数为0.2N A （×）

（11）6.4 g Cu与S完全反应，转移电子数为0.2N A （×）

（12）1 mol白磷分子中含有P—P键数为1.5N A （×）

（13）12 g金刚石中含C—C键数为4N A （×）

（14）6.0 g SiO2晶体中含有0.2N A个Si—O键（×）

（15）1 L 1 mol·L－1 CH3COOH溶液中，所含CH3COO－、CH3COOH的总数为N A （√）

（16）1 L 1 mol·L－1饱和FeCl3溶液滴入沸水中完全水解生成Fe（OH）3胶粒数为N A个（×）（17）1 mol·L－1 CH3COOH溶液中，所含CH3COO－小于N A （×）

（18）1 mol —OH中所含电子数为9N A （√）

（19）25 ℃ 1 mL H2O中所含OH－数为10－10N A （√）

（20）过量的Fe粉加入稀硝酸中，当溶解5.6 g时转移的电子数为0.3N A （×）

2．物质的量、气体摩尔体积

（1）磷酸的摩尔质量（以g·mol－1为单位）与6.02×1023个磷酸分子的质量（以g为单位）在数值上相等（√）

（2）0.5 mol氢的质量为0.5 g （×）

（3）摩尔是用来衡量微观粒子多少的一种物理量（×）

（4）在一定的温度和压强下，各种气体的摩尔体积相等（√）

（5）同种气体的摩尔体积总是相同的（×）

（6）不同的气体，若体积不同，则它们所含的分子数一定不同（×）

（7）在一定的温度和压强下，各种气态物质体积的大小由构成气体的分子数决定（√）

（8）物质的量是表示物质所含微粒数目多少的物理量，它的基本单位是摩尔（√）

（9）物质的量可以用于度量分子、原子及离子等微粒（√）

（10）物质的量是表示一定数目微粒集合体的一个物理量（√）

3．阿伏加德罗定律及推论

（1）同温、同压、同体积的两种气体，分子个数一定相同，原子个数也一定相同（×）

（2）标准状况下，1.12 L16O2和1.12 L 18O2含有相同数目的氧原子（√）

（3）同温、同压、同体积的12C 18O 和14N 2质子数相等，质量不等

（√ ）

（4）同温、同压下，同体积的任何气体的质量之比等于摩尔质量之比也等于密度之比（m 1m 2＝M 1M 2＝D 1

D 2）（√ ）

（5）同温同压下，任何气体的体积之比等于其物质的量之比（V 1V 2＝n 1

n 2）

（√ ） （6）任何气体的压强之比等于其物质的量之比（p 1p 2＝n 1

n 2）

（× ） （7）任何气体的密度之比等于其摩尔质量之比（D 1D 2＝M 1

M 2

）

（× ）

（8）在同温同压下，相同质量的任何气体的体积与其摩尔质量成反比（V 1V 2＝M 2

M 1） （√ ）

（9）相同温度、相同物质的量时，任何气体的压强与其体积成反比（p 1p 2＝V 2

V 1

）

（√ ）

（10）同温、同体积、同质量，则同密度，任何气体的压强与其摩尔质量成反比（p 1p 2＝M 2

M 1）（√ ）

（三）氧化还原反应

1.有单质参加或生成的反应不一定是氧化还原反应 （√ ）

2.在氧化还原反应中，非金属单质一定作氧化剂 （× ）

3.元素从化合态变为游离态，该元素不一定被还原 （√ ）

4.强氧化剂不一定能与还原剂发生氧化还原反应

（√ ） 5.向新制氯水中加入FeBr 2、FeI 2的混合物，最先被氧化的是Fe 2

＋

（× ）

6.Ca （ClO ）2溶液中通入SO 2、FeS ＋HNO 3、Na 2SO 3＋HNO 3、Fe （OH ）2＋HNO 3、Fe （OH ）3＋HI 均发生氧化还原反应

（√ ）

7.失电子越多，还原性就越强，得电子越多，氧化性越强 （× ） 8.金属阳离子只能作氧化剂

（× ） 9.一种物质作氧化剂，就不可能作还原剂

（× ） 10.在原电池中，作负极的金属一定比作正极的金属活泼 （× ） 11.含氧酸的价态越高，氧化性一定越强 （× ） 12.含金属元素的离子一定都是阳离子

（× ） 13.不容易得到电子的物质，肯定容易失去电子 （× ） 14.置换反应一定是氧化还原反应

（√ ） 15.复分解反应一定不是氧化还原反应

（√ ）

16.金属单质在化学反应中一定作为还原剂，非金属单质在反应中一定作为氧化剂（× ）

梳理四：基本概念（二）

（四）离子反应 1． 概念正误判断

（1）一种物质不是电解质就是非电解质

（× ） （2）含强极性键的微粒构成的物质一定是强电解质

（× ）

（3）强电解质溶液中没有分子（×）（4）强电解质溶液的导电能力不一定强，弱电解质溶液的导电能力不一定弱（√）（5）离子反应都能用离子方程式表示（×）（6）离子化合物是强电解质，共价化合物是弱电解质（×）（7）电解质溶液能导电，是因为在通电时电解质电离产生了自由移动的离子（×）（8）凡是强酸和强碱反应的离子方程式都可以用H＋＋OH－===H2O表示（×）（9）离子方程式有时只表示某个反应。如Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO2－4===BaSO4↓＋2H2O只表示H2SO4和Ba（OH）2的反应（×）（10）BaSO4溶于水导电能力弱，属于弱电解质（×）（11）SO2、NH3溶于水能导电，SO2、NH3属于非电解质（√）（12）液态HCl不导电，因为只有HCl分子；液态NaCl能导电，因为有自由移动的离子（√）（13）HClO是弱酸，所以NaClO是弱电解质（×）（14）HCl溶液和NaCl溶液均通过离子导电，所以HCl和NaCl均是离子化合物（×）2．离子方程式正误判断并纠错

（1）Ca（ClO）2溶液中通入少量SO2：Ca2＋＋2ClO－＋SO2＋H2O===CaSO3↓＋2HClO（×）（2）FeS＋HNO3（稀）：FeS＋2H＋===Fe2＋＋H2S↑（×）（3）Na2SO3＋HNO3（稀）：SO2－3＋2H＋===SO2↑＋H2O （×）（4）Fe（OH）2＋HNO3（稀）：Fe（OH）2＋2H＋===Fe2＋＋2H2O （×）（5）Fe（OH）3＋HI：Fe（OH）3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O （×）（6）Ca（OH）2溶液中通入少量CO2（CO2的检验）：Ca2＋＋2OH－＋CO2===CaCO3↓＋H2O（√）Ca（OH）2溶液中通入过量CO2：OH－＋CO2===HCO－3（√）（7）NaAlO2溶液中通入过量CO2：2AlO－2＋CO2＋3H2O===2Al（OH）3↓＋CO2－3（×）（8）C6H5ONa溶液中通入少量CO2：2C6H5O－＋CO2＋H2O―→2C6H5OH＋CO2－3（×）（9）氨水中通入过量SO2：NH3·H2O＋SO2===NH＋4＋HSO－3（√）（10）NaAlO2溶液中加入少量盐酸：AlO－2＋H＋＋H2O===Al（OH）3↓（√）（11）向碳酸钠溶液中通入少量SO2：2CO2－3＋SO2＋H2O===2HCO－3＋SO2－3（√）（12）NaHSO4溶液和Ba（OH）2溶液反应呈中性：H＋＋SO2－4＋Ba2＋＋OH－===BaSO4↓＋H2O（×）（13）碳酸氢钠溶液与足量的澄清石灰水反应：HCO－3＋Ca2＋＋OH－===CaCO3↓＋H2O（√）（14）FeBr2溶液中通入足量氯气：2Fe2＋＋2Br－＋2Cl2===2Fe3＋＋Br2＋4Cl－（×）（15）FeI2溶液中通入少量氯气：2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－（×）（16）NaClO溶液与FeCl2溶液混合：2ClO－＋Fe2＋＋2H2O===Fe（OH）2↓＋2HClO（×）（17）HF与NaOH反应：H＋＋OH－===H2O （×）（18）NaOH与H3PO4等物质的量反应：OH－＋H3PO4===H2PO－4＋H2O （√）（19）NH4HCO3与足量NaOH溶液反应：HCO－3＋OH－===CO2－3＋H2O （×）（20）NH4HSO3与少量NaOH溶液反应：NH＋4＋OH－===NH3·H2O （×）

（21）NaHCO 3与NaHSO 4溶液混合：CO 2－

3＋2H ＋

===H 2O ＋CO 2↑

（× ） （22）Na 2S 水解：S 2－

＋2H 2O===H 2S ＋2OH

－

（× ） （23）NH 4Al （SO 4）2溶液中加入少量氢氧化钠溶液：NH ＋

4＋OH －

===NH 3·H 2O

（× ）

（24）Ca （HCO 3）2溶液中加入少量澄清石灰水：HCO －

3＋Ca 2＋

＋OH －

===CaCO 3↓＋H 2O （√ ） （25）过氧化钠溶于水：2O 2－

2＋2H 2O===4OH －

＋O 2↑

（× ） （26）将少量二氧化硫通入次氯酸钠溶液中：SO 2＋H 2O ＋ClO －

===SO 2－

4＋Cl －

＋2H ＋

（× ） （27）硫酸亚铁的酸性溶液中加入过氧化氢溶液：2Fe 2＋

＋H 2O 2＋2H ＋

===2Fe 3＋

＋2H 2O

（√ ）

（28）等摩尔的氢氧化钡溶液和明矾溶液反应：

3Ba 2＋

＋6OH －

＋2Al 3＋

＋3SO 2－

4===3BaSO 4↓＋2Al （OH ）3↓

（√ ）

（29）向稀硝酸中加入少量铁粉：3Fe ＋8H ＋

＋2NO －

3===3Fe 2＋

＋2NO ↑＋4H 2O （× ）

（30）用惰性电极电解MgCl 2溶液：2H 2O ＋2Cl －

=====电解

Cl 2↑＋H 2↑＋2OH －

（× ）

3． 离子共存正误判断与归纳

（1）H ＋

、I －

、SiO 2－

3、F －

不能大量共存

（√ ）

归纳 所有的弱酸根离子：CH 3COO －

、F －

、ClO －

、AlO －

2、SiO 2－

3、CN －

与H ＋

都不能大量共存。 （2）NH ＋

4、OH －

、Cl －

、HCO －

3不能大量共存

（√ ）

归纳 酸式弱酸根离子如HCO －

3、HS －

、HSO －

3既不能与OH －

大量共存，也不能与H ＋

大量共存。 （3）Ca 2＋

、Cl －

、Mg 2＋

、SO 2－

4能够大量共存

（× ）

归纳 有沉淀生成包括有微溶物生成的离子不能大量共存，如Ba 2＋

、Ca 2＋

、Mg 2＋

、Ag ＋

等不能与SO 2－

4、CO 2－

3等大量共存。

（4）①S 2－

、SO 2－

3、OH －

、Na ＋

能够大量共存

（√ ） ②Al 3＋

、Cu 2＋

、H ＋

、Fe 2＋

能够大量共存

（√ ） ③在中性溶液中Fe 3＋

、NO －

3、Na ＋

、Cl －

能大量共存

（× ）

归纳 一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO －

2、S 2－

、CO 2－

3、C 6H 5O －

等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe 2＋

、Al 3＋

、Cu 2＋

等必须在酸性条件下才能在溶液中存在；

Fe 3＋

必须在酸性较强的条件下才能在溶液中存在（常温下，pH ＝7时不能存在）。

（5）①H ＋

、Fe 2＋

、NO －

3、Cl －

不能大量共存

（√ ） ②Fe 3＋

、I －

、Cl －

、Na ＋

能够大量共存

（× ）

归纳 能发生氧化还原反应的离子不能大量共存。如S 2－

、HS －

、SO 2－

3、

I －

和Fe 3＋

不能大量共存；MnO －

4、（NO －

3、H ＋

）、ClO －

与S 2－

、HS －

、SO 2－

3、HSO －

3、I －

、Fe 2＋

等不能大量共存；SO 2－

3和S 2－

在碱性条件

下可以大量共存，但在酸性条件下则由于发生反应2S 2－

＋SO 2－

3＋6H ＋

===3S ↓＋3H 2O 不能共存；H

＋

与S 2O 2－

3不能大量共存。

（6）判断下列离子能否大量共存，能大量共存的划“√”，不能大量共存的划“×”

①1.0 mol·L

－1

的KNO 3溶液：H ＋

、Fe 2＋

、Cl －

、SO 2－

4

（× ） ②甲基橙呈红色的溶液：NH ＋

4、Ba 2＋

、AlO －

2、Cl －

（× ） ③pH ＝12的溶液：K ＋

、Na ＋

、CH 3COO －

、Br －

（√ ）

④与铝反应产生大量氢气的溶液：Na ＋

、K ＋

、CO 2

－

3、NO －

3

（× ）

⑤由水电离出c （H ＋）＝1×10

－14

mol·L

－1

的溶液中：Ca 2＋

、K ＋

、Cl －

、HCO －

3（× ）

⑥c (H ＋

)c (OH －)

＝1012的溶液中：NH ＋4、Al 3＋、NO －3、Cl － （√ ）

⑦无色溶液：Ca 2＋

、H ＋

、Cl －

、HSO －

3

（× ）

（五）溶液和胶体

1． 饱和溶液不一定是浓溶液，但一定是该条件下该物质最浓的溶液，不饱和溶液一定是稀溶液（× ） 2． 温度越高，固体物质的溶解度一定越大

（× ） 3． 向足量的Na 2CO 3溶液中加入m g 无水Na 2CO 3，则析出晶体的质量等于143m 53

g

（× ）

4． 一定温度下向饱和的澄清石灰水中加入少量CaO ，则溶液中溶解的Ca 2＋

的数目减少，但各微粒的浓

度不变

（√ ） 5． 将某饱和KNO 3溶液升高温度，溶液即变成不饱和溶液，其浓度也将变小

（× ）

6． 一定温度下用惰性电极电解饱和碳酸钠溶液，一段时间后有晶体析出，pH 不变，溶液中钠离子的数

目也不变

（× ）

7． 氯气在饱和食盐水中的溶解度小于在纯水中的溶解度，碘在碘化钾溶液中的溶解度也小于在纯水中的

溶解度

（√ ） 8． A 盐的溶解度在同温下比B 盐的大，则A 盐溶液的溶质质量分数比B 盐溶液的大

（× ）9． 5.3 g Na 2CO 3溶于水，配成100 mL 溶液，其CO 2－

3浓度为0.5 mol·

L －1

（× ）

10．密度大于水的溶液，浓度越大密度也越大，反之，密度小于水的溶液，浓度越大，则密度越小（√ ） 11．欲配制质量分数为10%的ZnSO 4溶液，将10 g ZnSO 4·7H 2O 溶解在90 g 水中

（× ）

12．配制一定物质的量浓度的溶液，加水定容时，若不慎超过了刻度线，可用胶头滴管将多余的溶液吸出

（× ） 13．向饱和FeCl 3溶液中滴加过量氨水，可制取Fe （OH ）3胶体

（× ）

14．依据丁达尔现象可将分散系分为溶液、胶体与浊液（×）15．AgI胶体在电场中定向运动，是因为胶体是带电的（×）16．通电时，溶液中的溶质粒子分别向两极移动，胶体中的分散质粒子向某一极移动（×）17．欲制备Fe（OH）3胶体，应向盛有沸水的烧杯中滴加FeCl3饱和溶液并长时间煮沸（×）18．将Fe（OH）3固体溶于热水中，也可以制备Fe（OH）3胶体（×）19．蛋白质溶液、淀粉溶液和葡萄糖溶液都是胶体（×）20．0.1 mol FeCl3滴入沸水形成的胶体粒子的数目为0.1N A （×）21．溶液和胶体的本质区别是有无丁达尔效应（×）22．饱和FeCl3溶液、淀粉溶液、牛奶都是胶体（×）23．向沸水中逐滴加入少量饱和FeCl3溶液，可制得Fe（OH）3胶体（×）24．沸水中滴加适量饱和FeCl3溶液，形成带电的胶体，导电能力增强（×）25．饱和石灰水中加入少量CaO，恢复至室温后溶液的pH值不变（√）

梳理五：基本理论（一）

一、原子的构成

1．在6Li、7Li、23Na、24Mg、14C、14N 6种微粒中，包含5种元素，6种核素，其中互为同位素的是6Li、7Li，中子数相等的核素是23Na、24Mg。

2．氯的原子结构示意图为，铝的离子结构示意图为。

3．原子最外层电子数是次外层电子数2倍、3倍的元素分别是C和O。

二、元素周期表结构及应用

1．用实线画出元素周期表的边界、非金属与金属的分界线，在边界的上方、左方分别注明族和周期，并填写Na、Fe、Se、Ne、Si、Br的位置。

2．根据上述六种元素，回答下列问题。

（1）属于短周期元素的是Na、Ne、Si，属于长周期元素的是Fe、Se、Br。

（2）属于主族元素的是Na、Se、Si、Br，属于过渡元素的是Fe。

（3）Na的原子序数比同主族下一周期元素的原子序数小8；Br的原子序数比同主族上一周期元素的原子序数大18。

（4）能作半导体材料的是Si。

3．对角线规则Li与Mg，Be与Al，B与Si这三对元素在周期表中处于对角线位置，性质相似。

4．几种特殊原子序数关系

（1）三角相邻关系：7N＋8O＝15P；1H＋11Na＝12Mg。

（2）同主族2倍关系：16S＝2×8O；2(1H＋11Na)＝8O＋16S。

三、元素性质的递变规律

1．同主族元素性质的递变规律

（1）对于元素Na、K。

金属性：Na

（2）对于元素Cl、Br。

非金属性：Cl>Br；氢化物稳定性：HCl>HBr；最高价氧化物对应水化物的酸性：HClO4>HBrO4。

（3）试比较沸点高低。H2O>H2S PH3＜NH3HF>HCl CH4

2．同周期元素性质的递变规律

现有元素：Na、Mg、Al、S、Cl。

（1）五种元素的原子半径由大到小的顺序为Na>Mg>Al>S>Cl，其简单离子的半径由大到小的顺序为S2－>Cl－>Na＋>Mg2＋>Al3＋。

（2）Na、Mg、Al单质置换水或酸中的氢，由易到难的顺序为Na、Mg、Al；最高价氧化物对

应水化物的碱性由强到弱的顺序为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。

（3）S、Cl2与氢气化合时，由易到难的顺序为Cl2、S，气态氢化物的稳定性由强到弱的顺序为HCl>H2S，最高价氧化物对应水化物的酸性由强到弱的顺序为HClO4>H2SO4。

四、化学键

1．对于下列物质：①NaOH、②Na2O2、③Cl2、④NaCl、⑤C2H6、⑥H2O、⑦H2O2、⑧AlCl3、⑨Ar、⑩NH4Cl、?Cu、?CO2。

（1）只含离子键的有④。（2）只含共价键的有③⑤⑥⑦⑧?。

（3）既含离子键又含共价键的有①②⑩。

（4）不含化学键的有⑨。（5）含有金属键的有?。（6）属于离子化合物的是①②④⑩。

（7）属于共价化合物的是⑤⑥⑦⑧?。

2．熟记常见的20种电子式

五、吸热反应和放热反应

有下列变化：①H2在Cl2中燃烧②碳酸钙分解③铝热反应④酸碱中和反应⑤缓慢氧化

⑥Na2CO3水解⑦NaOH固体溶于水⑧铁和稀H2SO4反应⑨Ba(OH)2·8H2O和NH4Cl反应⑩

工业合成氨

1．属于放热反应的有：①③④⑤⑧⑩，这些反应的进行，实现了化学能向热能的转变。

2．属于吸热反应的有：②⑥⑨，这些反应的进行，实现了热能向化学能的转变。

六、反应热

下表中的数据是破坏1 mol物质中的化学键所消耗的能量(kJ)：

1．反应2H2(g)＋O22是放热( 2 mol H2(g)和1 mol O2(g)具有的能量比2 mol H2O(g)具有的能量高(填“高”或“低”)。断裂反应物中化学键吸收的能量小于(填“大于”或“小于”)形成生成物中化学键放出的能量。

2．请用图示表示出2 mol H2(g)与1 mol O2(g)生成2 mol H2O(g)的反应过程。

答案

3．根据表中数据，写出H2(g)与O2(g)完全反应生成H2O(g)的热化学方程式：2H2(g)＋O2(g)===2H2O(g)ΔH＝－484 kJ·mol－1。

4． 若已知：H 2O(g)===H 2O(l) ΔH ＝－44 kJ·mol －

1，则表示H 2燃烧热的热化学方程式为H 2(g)＋

12

O 2(g)===H 2O(l) ΔH ＝－286 kJ·mol －

1。

七、原电池和电解池

1． 原电池 根据氧化还原反应：2Ag ＋

(aq)＋Cu(s)===Cu 2＋

(aq)＋2Ag(s)设计的原电池如图所示，其中

盐桥内装琼脂-饱和KNO

3溶液。请回答下列问题：

（1）电极X 的材料是Cu ；电解质溶液Y 是AgNO 3溶液。 （2）银电极为电池的正极，写出两电极的电极反应式： 银电极：2Ag ＋

＋2e －

===2Ag ；X 电极：Cu －2e －

===Cu 2＋

。

（3）外电路中的电子是从Cu 电极流向Ag 电极。 （4）盐桥中向CuSO 4溶液中迁移的离子是B (填序号)。 A ．K ＋

B ．NO －

3

C ．Ag ＋

D ．SO 2－

4

（5）其中CuSO 4溶液能(填“能”或“否”，下同)被H 2SO 4(稀)溶液代替；Ag 电极能被石墨代替。 2． 电解池

（1）按要求回答下列问题

①用惰性电极电解CuSO 4溶液，电极反应式：

阴极：2Cu 2＋

＋4e －

===2Cu ，阳极：4OH －

－4e －

===2H 2O ＋O 2↑，

电解总反应离子方程式：2Cu 2＋＋2H 2O=====电解2Cu ＋4H ＋

＋O 2↑。 ②用铁作电极电解NaOH 溶液，电极反应式：

阴极：2H 2O ＋2e －===H 2↑＋2OH －，阳极：Fe －2e －＋2OH －

===Fe(OH)2， 电解总反应化学方程式：Fe ＋2H 2O=====电解

Fe(OH)2＋H 2↑。 ③用铁作阴极，碳作阳极电解熔融Al 2O 3，电极反应式： 阳极：6O 2－

－12e －

===3O 2↑，阴极：4Al 3＋

＋12e －

===4Al ，

电解总反应化学方程式：2Al 2O 3=====电解

4Al ＋3O 2↑。

（2）根据右图回答问题：

①电解时，a 极是阴极，电极反应式为2H ＋

＋2e －

===H 2↑；b 极发生氧化反应，电极反 2Cl －

－2e －

===Cl 2↑；电解总反应离子方程式为2Cl －

＋

2H 2O=====电解2OH －

＋H 2↑＋Cl 2↑。

②电解完成后，若溶液的体积为1 L ，整个电解过程中共转移

0.1 mol e －

，则溶液的pH 为13，若使电解质溶液复原，需通入氯化氢的物质的量为 0.1 mol 。

③ 若用该装置给铁钉镀铜，则应用铜作阳极，用铁钉作阴极，电解质溶液应为CuSO 4溶液。九、化学电源 按要求回答下列有关问题：

1． 已知海水电池的总反应式为4Al ＋3O 2＋6H 2O===4Al(OH)3，试写出电极反应式：

负极：4Al－12e－===4Al3＋，正极：3O2＋6H2O＋12e－===12OH－。

2．爱迪生可逆电池的总反应式为Fe＋NiO2＋2H2O 放电

充电Fe(OH)2＋Ni(OH)2。

（1）放电时，负极反应式：Fe－2e－＋2OH－===Fe(OH)2，正极反应式：NiO2＋2e－＋2H2O===Ni(OH)2＋2OH－。

（2）充电时，负极与外接电源的负极相连，作阴极，正极与外接电源的正极相连，作阳极，电极反应式分别为阴极：Fe(OH)2＋2e－===Fe＋2OH－，阳极：Ni(OH)2－2e－＋2OH－===NiO2＋2H2O。

梳理六：基本理论（二）

一、化学反应速率和化学平衡

（一）、化学反应速率

1、化学反应速率（v）

?定义：用来衡量化学反应的快慢，单位时间内反应物或生成物的物质的量的变化

?表示方法：单位时间内反应浓度的减少或生成物浓度的增加来表示

?计算公式：v=Δc/Δt（υ：平均速率，Δc：浓度变化，Δt：时间）单位：mol/（L?s）

?影响因素：①决定因素（内因）：反应物的性质（决定因素）②条件因素（外因）：反应所处的条件

※注意：（1）参加反应的物质为固体和液体，由于压强的变化对浓度几乎无影响，可以认为反应速率不变。

（2）惰性气体对于速率的影响

①恒温恒容时：充入惰性气体→总压增大，但是各分压不变，各物质浓度不变→反应速率不变

②恒温恒体时：充入惰性气体→体积增大→各反应物浓度减小→反应速率减慢

（二）、化学平衡

1、定义：化学平衡状态：一定条件下，当一个可逆反应进行到正逆反应速率相等时，更组成成分浓度不再改变，达到表面上静止的一种“平衡”，这就是这个反应所能达到的限度即化学平衡状态。

2、化学平衡的特征逆（研究前提是可逆反应）等（同一物质的正逆反应速率相等）动（动态平衡）定（各物质的浓度与质量分数恒定）变（条件改变，平衡发生变化）

3、判断平衡的依据

，因均指

4、影响化学平衡移动的因素

4-1、浓度对化学平衡移动的影响（1）影响规律：在其他条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减少生成物的浓度，都可以使平衡向正方向移动；增大生成物的浓度或减小反应物的浓度，都可以使平衡向逆方向移动

（2）增加固体或纯液体的量，由于浓度不变，所以平衡不移动

（3）在溶液中进行的反应，如果稀释溶液，反应物浓度减小，生成物浓度也减小，V正减小，V逆也减小，但是减小的程度不同，总的结果是化学平衡向反应方程式中化学计量数之和大的方向移动。

4-2、温度对化学平衡移动的影响

影响规律：在其他条件不变的情况下，温度升高会使化学平衡向着吸热反应方向移动，温度降低会使化学平衡向着放热反应方向移动。

4-3、压强对化学平衡移动的影响

影响规律：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向着体积缩小方向移动；减小压强，会使平衡向着体积增大方向移动。

注意：（1）改变压强不能使无气态物质存在的化学平衡发生移动

（2）气体减压或增压与溶液稀释或浓缩的化学平衡移动规律相似

4-4、催化剂对化学平衡的影响：由于使用催化剂对正反应速率和逆反应速率影响的程度是等同的，所以平衡不移动。但是使用催化剂可以影响可逆反应达到平衡所需的_时间_。

4-5、勒夏特列原理（平衡移动原理）：如果改变影响平衡的条件之一（如温度，压强，浓度），平衡向着能够减弱这种改变的方向移动。

5、化学平衡常数

5-1、定义：在一定温度下，当一个反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值是一个常数比值。符号：K

5-2、使用化学平衡常数K应注意的问题：

1、表达式中各物质的浓度是变化的浓度，不是起始浓度也不是物质的量。

2、K只与温度（T）关，与反应物或生成物的浓度无关。

3、反应物或生产物中有固体或纯液体存在时，由于其浓度是固定不变的，可以看做是“1”而不代入公式。

4、稀溶液中进行的反应，如有水参加，水的浓度不必写在平衡关系式中。

5-3、化学平衡常数K的应用:

1、化学平衡常数值的大小是可逆反应进行程度的标志。K值越大，说明平衡时生成物的浓度越大，它

的正向反应进行的程度越大，即该反应进行得越完全，反应物转化率越高。反之，则相反。

2、可以利用K值做标准，判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡。（Q：浓

度积）Q〈K：反应向正反应方向进行;Q=K：反应处于平衡状态;Q〉K：反应向逆反应方向进行

3、利用K值可判断反应的热效应

若温度升高，K值增大，则正反应为吸热反应若温度升高，K值减小，则正反应为放热反应（四）、化学反应进行的方向

1、反应熵变与反应方向：

（1）熵:物质的一个状态函数，用来描述体系的混乱度，符号为S. 单位：J???mol-1?K-1

（2）体系趋向于有序转变为无序，导致体系的熵增加，这叫做熵增加原理，也是反应方向判断的依据。.

（3）同一物质，在气态时熵值最大，液态时次之，固态时最小。即S(g)〉S(l)〉S(s)

2、反应方向判断依据

在温度、压强一定的条件下，化学反应的判读依据为：

ΔH-TΔS〈0 反应能自发进行ΔH-TΔS=0 反应达到平衡状态ΔH-TΔS〉0 反应不能自发进行注意：（1）ΔH为负，ΔS为正时，任何温度反应都能自发进行

（2）ΔH为正，ΔS为负时，任何温度反应都不能自发进行

二、水溶液中的离子平衡

（一）、弱电解质的电离

1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。

非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物。

强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。

弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

2、电解质与非电解质本质区别：

电解质——离子化合物或共价化合物非电解质——共价化合物

注意：①电解质、非电解质都是化合物②SO2、NH3、CO2等属于非电解质

③强电解质不等于易溶于水的化合物（如BaSO4不溶于水，但溶于水的BaSO4全部电离，

故BaSO4 为强电解质）——电解质的强弱与导电性、溶解性无关。

3、电离平衡：在一定的条件下，当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率时，电离过程

就达到了平衡状态，这叫电离平衡。

4、影响电离平衡的因素：

A、温度：电离一般吸热，升温有利于电离。

B、浓度：浓度越大，电离程度越小；溶液稀释时，电离平衡向着电离的方向移动。

C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质，会减弱电离。

D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时，有利于电离。

9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写（第一步为主）

10、电离常数：在一定条件下，弱电解质在达到电离平衡时，溶液中电离所生成的各种离子浓度的乘积，

跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数。叫做电离平衡常数，（一般用Ka表示酸，Kb表示碱。）表示方法：AB A++B- Ki=[ A+][ B-]/[AB]

11、影响因素：

a、电离常数的大小主要由物质的本性决定。

b、电离常数受温度变化影响，不受浓度变化影响，在室温下一般变化不大。

C、同一温度下，不同弱酸，电离常数越大，其电离程度越大，酸性越强。如：

H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO

（二）、水的电离和溶液的酸碱性

1、水电离平衡：:水的离子积：K W = c[H+]·c[OH-]

25℃时, [H+]=[OH-] =10-7 mol/L ; K W = [H+]·[OH-] = 1×10-14

注意：K W只与温度有关，温度一定，则K W值一定。K W不仅适用于纯水，适用于任何溶液（酸、碱、盐）

2、水电离特点：（1）可逆（2）吸热（3）极弱

3、影响水电离平衡的外界因素：

①酸、碱：抑制水的电离K W〈1*10-14

②温度：促进水的电离（水的电离是吸热的）

③易水解的盐：促进水的电离K W〉1*10-14

4、溶液的酸碱性和pH：

（1）pH=-lgc[H+]

（2）pH的测定方法：

酸碱指示剂——甲基橙、石蕊、酚酞。

变色范围：甲基橙3.1~4.4（橙色）石蕊5.0~8.0（紫色）酚酞8.2~10.0（浅红色）

pH试纸使用操作：用玻璃棒(干燥洁净)取少量待测液点在干燥的(不能湿润) pH试纸上，待变色后与标准比色卡对照。

注意：①事先不能用水湿润PH试纸；②广泛pH试纸只能读取整数值或范围

（三）、混合液的pH值计算方法公式

1、强酸与强酸的混合：（先求[H+]混：将两种酸中的H+离子物质的量相加除以总体积，再求其它）c(H+)

混=（c(H+)1V1+c(H+)2V2）/（V1+V2）

2、强碱与强碱的混合：（先求[OH-]混：将两种酸中的OH-离子物质的量相加除以总体积，再求其它）

c(OH-)混＝（c(OH-)1V1+c(OH-)2V2）/（V1+V2）(注意:不能直接计算c(H+)混)

3、强酸与强碱的混合：（先据H+ + OH- ==H2O计算余下的H+或OH-，①H+有余，则用余下的H+数

除以溶液总体积求[H+]混；OH-有余，则用余下的OH-数除以溶液总体积求[OH-]混，再求其它）（四）、酸碱中和滴定：

1、中和滴定的原理

实质：H++OH—=H2O 即酸能提供的H+和碱能提供的OH-物质的量相等。

2、中和滴定的操作过程：

（1）仪器：滴定管（酸式、碱式）、铁架台、锥形瓶、滴定管夹（蝴蝶夹）

滴定管使用时注意事项：