高中化学知识点规律大全
——氮族元素
1．氮和磷
[氮族元素]包括氮(7N)、磷、(15P)、砷(33As)、锑(51Sb)、铋(83Bi)五种元素．氮族元素位于元素周期表中第V A族，其代表元素为氮和磷．
[氮族元素的原子结构]
(1)相似性：
①最外层电子数均为5个；
②主要化合价：氮有－3、+1、+2、+3、+4、+5价；磷和砷有－3、+3、+5价；锑、铋有+3、+5价．
(2)递变规律：按氮、磷、砷、锑、铋的顺序，随着核电荷数的增加，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，得电子能力减弱，非金属性减弱，金属性增强．在氮族元素的单质中，氮、磷具有较明显的非金属性；砷虽然是非金属，但有一些金属性；锑、铋为金属．
[氮族元素单质的物理性质]
N2P As Sb Bi
颜色无色白磷：白色
或黄色
红磷：红棕
色
灰砷：灰色银白色
银白色或微
显红色
状态气体固体固体固体固体
密度
逐渐增大
熔点、沸点先按N2、P、As的顺序逐渐升高，而后按Sb、Bi的顺序逐渐降低
[氮气]
(1)氮元素在自然界中的存在形式：既有游离态又有化合态．空气中含N2 78％(体积分数)或75％(质量分数)；化合态氮存在于多种无机物和有机物中，氮元素是构成蛋白质和核酸不可缺少的元素．
(2)氮气的物理性质：纯净的氮气是无色气体，密度比空气略小．氮气在水中的溶解度很小．在常压下，经降温后，氮气变成无色液体，再变成雪花状固体．
(3)氮气的分子结构：氮分子(N2)的电子式为，结构式为N≡N．由于N2分子中的N≡N键很牢固，所以通常情况下，氮气的化学性质稳定、不活泼．
(4)氮气的化学性质：
①N2与H2化合生成NH3N2 +3H22NH3
说明该反应是一个可逆反应，是工业合成氨的原理．
②N2与O2化合生成NO：N2 + O22NO
说明在闪电或行驶的汽车引擎中会发生以上反应．
(5)氮气的用途：
①合成氨，制硝酸；
②代替稀有气体作焊接金属时的保护气，以防止金属被空气氧化；
⑧在灯泡中填充氮气以防止钨丝被氧化或挥发；
④保存粮食、水果等食品，以防止腐烂；
⑤医学上用液氮作冷冻剂，以便在冷冻麻醉下进行手术；
⑥利用液氮制造低温环境，使某些超导材料获得超导性能．
[NO、NO2性质的比较]
氮的氧化物一氧化氮(NO) 二氧化氮(NO2)
物理性质为无色、不溶于水、有毒的气体为红棕色、有刺激性气味、有毒的
气体，易溶于水
化学性质①极易被空气中的O2氧化：
2NO + O2= 2NO2
②NO中的氮为+2价，处于中间价
态，既有氧化性又有还原性
与H2O反应：
3NO2 + H2O＝2HNO3 + NO
(工业制HNO3原理．在此反应中，
NO2同时作氧化剂和还原剂)
[自然界中硝酸盐的形成过程]
(1)电闪雷鸣时：N2+O22NO
(2) 2NO + O2= 2NO2
(3)下雨时：3NO2 + H2O＝2HNO3 + NO
(4)生成的硝酸随雨水淋洒到土壤中，并与土壤中的矿物作用生成能被植物吸收的硝酸盐．
[光化学烟雾]NO、NO2有毒，是大气的污染物．空气中的NO、NO2污染物主要来自于石油产品和煤燃烧的产物、汽车尾气以及制硝酸工厂的废气．NO2在紫外线照射下，发生一系列光化学反应，产生一种有毒的烟雾——光化学烟雾．因此，NO2是造成光化学烟雾的主要因素．光化学烟雾刺激呼吸器官，使人生病甚至死亡．
[磷]
(1)磷元素在自然界中的存在形式：自然界中无游离态的磷．化合态的磷主要以磷酸盐的形式存在于矿石中．动物的骨骼、牙齿和神经组织，植物的果实和幼芽，生物的细胞里都含有磷．
(2)单质磷的化学性质：
①与O2反应：4P+5O 22P2O5
②磷在C12中燃烧：2P+3C12(不足量) 2PCl32P+5Cl2(足量) 2PCl5
[磷的同素异形体——白磷与红磷]
磷的同素异形体白磷红磷说明
物理性质
颜色、状态无色蜡状固体红棕色粉末
①白磷与红磷的结构不同是物理性质存在
差别的原因②由两者物理性质的不同，证明
了白磷与红磷是不同的单质密度(g·cm
－3) 1.82 2.34
溶解性不溶于水，溶于CS2不溶于水，也不溶于CS2
毒性剧毒无毒
着火点
40℃(白磷受到轻微的
摩擦就会燃烧；常温
时，白磷可被氧化而
发光)
240℃
化学性质白磷、红磷在空气中燃烧，都生成白色的P2O5
白磷与红磷燃烧都生成P2O5，证明它们都是
由磷元素形成的单质
相互转化
白磷红磷
证明白磷与红磷所含元素相同——互为同
素异形体
保存方法
密封保存，少量白磷
保存在水中
密封保存，防止吸湿切削白磷应在水中进行
用途
制造高纯度磷酸；制
造燃烧弹、烟幕弹
制造高纯度磷酸；制农药、
安全火柴
[五氧化二磷、磷酸]
(1)五氧化二磷的性质：五氧化二磷是白色粉末状固体，极易吸水(因此可作酸性气体的干燥剂)．P2O5是酸性氧化物，与水反应：
P2O5+3H2O2H3PO4
(2)磷酸的性质、用途：磷酸(H3PO4)是一种中等强度的三元酸，具有酸的通性．磷酸主要用于制造磷肥，也用于食品、纺织等工业．
[氮、磷元素及其单质、化合物性质的比较]
元素氮(N)磷(P)
自然界中存在的形式游离态和化合态只有化合态
单质与O2化合的情况N2+O22NO（易）
4P+5O22P2O5（难）
单质与H2化合的情况N2 +3H22NH3
2P(蒸汽) + 3H22PH3
单质的化学活泼性及原因单质活泼性：N2＜P
原因：N2分子中N≡N键很牢固，故N2性质稳定、不活泼
氢化物的稳定性NH3＞PH3
最高价氧化物对应水化物的
酸性
HNO3＞H3PO4非金属性N＞P
2．铵盐 [氨]
(1)氨的物理性质：
①氨是无色、有刺激性气味的气体，比空气轻；②氨易液化．在常压下冷却或常温下加压，气态氨转化为无色的液态氨，同时放出大量热．液态氨气化时要吸收大量的热，使周围的温度急剧下降；③氨气极易溶于水．在常温、常压下，1体积水中能溶解约700体积的氨气(因此，氨气可进行喷泉实验)；④氨对人的眼、鼻、喉等粘膜有刺激作用．若不慎接触过多的氨而出现病症，要及时吸入新鲜空气和水蒸气，并用大量水冲洗眼睛．
(2)氨分子的结构：NH 3的电子式为，结构式为，氨分子的结构为三角锥形，N 原子位于锥顶，三个H 原子位于锥底，键角107°18′，是极性分子． (3)氨的化学性质：
①跟水反应．氨气溶于水时(氨气的水溶液叫氨水)，大部分的NH 3分子与H 2O 分子结合成NH 3·H 2O(叫一水合
氨)．NH 3·H 2O 为弱电解质，只能部分电离成NH 4＋OH －
：NH 3 + H 2O NH 3·H 2O NH 4＋ + OH －
a ．氨水的性质：氨水具有弱碱性，使无色酚酞试液变为浅红色，使红色石蕊试液变为蓝色．氨水的浓度越大，密度反而越小(是一种特殊情况)．NH 3·H 2O 不稳定，故加热氨水时有氨气逸出：
NH 4＋+ OH －
NH 3↑+ H 2O
b ．氨水的组成：氨水是混合物(液氨是纯净物)，其中含有3种分子(NH 3、NH 3·H 2O 、H 2O)和3种离子(NH 4＋和OH －
、
极少量的H ＋
)．
c ．氨水的保存方法：氨水对许多金属有腐蚀作用，所以不能用金属容器盛装氨水．通常把氨水盛装在玻璃容器、橡皮袋、陶瓷坛或内涂沥青的铁桶里．
d ．有关氨水浓度的计算：氨水虽然大部分以NH 3·H 2O 形式存在，但计算时仍以NH 3作溶质． ②跟氯化氢气体的反应：NH 3 + HCl ＝ NH 4C1
说明 a ．当蘸有浓氨水的玻璃棒与蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时，产生大量白烟．这种白烟是氨水中挥发出来的NH 3与盐酸挥发出来的HCl 化合生成的NH 4C1晶体小颗粒．
b ．氨气与挥发性酸(浓盐酸、浓硝酸等)相遇，因反应生成微小的铵盐晶体而冒白烟，这是检验氨气的方法之—．
c ．氨气与不挥发性酸(如H 2SO 4、H 3PO 4等)反应时，无白烟生成．
③跟氧气反应： 4NH 3 + 5O 2 4NO + 6H 2O
说明 这一反应叫做氨的催化氧化(或叫接触氧化)，是工业上制硝酸的反应原理之一． (4)氨气的用途：
①是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱的原料；②是有机合成工业如合成纤维、塑料、染料、尿素等的常用原料；③用作冰机中的致冷剂．
[铵盐]
铵盐是由铵离子(NH 4＋
)和酸根阴离子组成的化合物．铵盐都是白色晶体，都易溶于水． (1)铵盐的化学性质：
①受热分解．固态铵盐受热都易分解．根据组成铵盐的酸根阴离子对应的酸的性质的不同，铵盐分解时有以下三种情况：
a ．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是非氧化性的挥发性酸时，则加热时酸与氨气同时挥发，冷却时又重新化合生成铵盐。例如： NH 4Cl(固) NH 3↑+ HCl ↑ NH 3 + HCl ＝NH 4Cl (试管上端又有白色固体附着) 又如： (NH 4)2CO 32NH 3↑+ H 2O + CO 2↑ NH 4HCO 3NH 3↑+ H 2O + CO 2↑
b ．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是难挥发性酸，加热时则只有氨气逸出，酸或酸式盐仍残留在容器中．如： (NH 4)2SO 4NH 4HSO 4 + NH 3↑ (NH 4)3PO 4H 3PO 4 + 3NH 3↑
c ．组成铵盐的酸根阴离子对应的酸是氧化性酸，加热时则发生氧化还原反应，无氨气逸出．例如： NH 4NO 3N 2O ↑+ 2H 2O ②跟碱反应——铵盐的通性．
固态铵盐 + 强碱(NaOH 、KOH)?→?
?无色、有刺激性气味的气体??????→?湿润的红色石蕊试纸
试纸变蓝色．例如： (NH 4)2SO 4+2NaOH Na 2SO 4 + 2NH 3↑+ 2H 2O NH 4NO 3+NaOH NaNO 3 + NH 3↑+ H 2O
说明：a ．若是铵盐溶液与烧碱溶液共热，则可用离子方程式表示为：
NH 4＋+ OH －
NH 3↑+ H 2O
b ．若反应物为稀溶液且不加热时，则无氨气逸出，用离子方程式表示
为：NH 4＋+ OH －
＝NH 3· H 2O
c．若反应物都是固体时，则只能用化学方程式表示．
(2)氮肥的存放和施用．铵盐可用作氮肥．由于铵盐受热易分解，因此在贮存时应密封包装并存放在阴凉通风处；施用氮肥时应埋在土下并及时灌水，以保证肥效．
[铵盐(NH4＋)的检验] 将待检物取出少量置于试管中，加入NaOH溶液后，加热，用湿润的红色石蕊试纸在管口检验，若试纸变蓝色，则证明待检物中含铵盐(NH4＋)．
[氨气的实验室制法]
(1)反应原理：固态铵盐[如NH4Cl、(NH4)2SO4等]与消石灰混合共热：
2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2 + 2NH3↑+ 2H2O
??气体型装置(与制O2相同)．
(2)发生装置类型：固体+固体?→
(3)干燥方法：常用碱石灰(CaO和NaOH的混合物)作干燥剂．不能用浓H2SO4、P2O5等酸性干燥剂和CaCl2干燥氨气，因为它们都能与氨气发生反应(CaCl2与NH3反应生成CaCl2·8NH3)．
(4)收集方法：只能用向下排气法，并在收集氨气的试管口放一团棉花，以防止氨气与空气形成对流而造成制得的氨气不纯．
(5)验满方法；①将湿润的红色石蕊试纸接近集气瓶口，若试纸变蓝色，则说明氨气已充满集气瓶；②将蘸有浓盐酸的玻璃棒接近集气瓶口，有白烟产生，说明氨气已充满集气瓶．
注意①制氨气所用的铵盐不能用NH4NO3、NH4HCO3、(NH4)2CO3等代替，因为NH4NO3在加热时易发生爆炸，而NH4HCO3、(NH4)2CO3极易分解产生CO2气体使制得的NH3不纯．
②消石灰不能用NaOH、KOH等强碱代替，因为NaOH、KOH具有吸湿性，易潮解结块，不利于生成的氨气逸出，而且NaOH、KOH对玻璃有强烈的腐蚀作用．
③NH3极易溶于水，制取和收集的容器必须干燥．
④实验室制取氨气的另一种常用方法：将生石灰或烧碱加入浓氨水中并加热．有关反应的化学方程式为：CaO + NH3·H2O Ca(OH)2 + NH3↑
加烧碱的作用是增大溶液中的OH－浓度，促使NH3·H2O转化为NH3，这种制氨气的发生装置与实验室制Cl2、HCl气体的装置相同．
3．硝酸
[硝酸]
(1)物理性质：
①纯硝酸是无色、易挥发(沸点为83℃)、有刺激性气味的液体．打开盛浓硝酸的试剂瓶盖，有白雾产生．(与盐酸相同)
②质量分数为98％以上的浓硝酸挥发出来的HNO3蒸气遇空气中的水蒸气形成的极微小的硝酸液滴而产生“发烟现象”．因此，质量分数为98％以上的浓硝酸通常叫做发烟硝酸．
(2)化学性质：
①具有酸的一些通性．例如：CaCO3 + 2HNO3(稀)＝Ca(NO3)2 + CO2↑+ H2O
(实验室制CO2气体时，若无稀盐酸可用稀硝酸代替)
②不稳定性．HNO3见光或受热发生分解，HNO3越浓，越易分解．硝酸分解放出的NO2溶于其中而使硝酸呈黄色．有关反应的化学方程式为：
4HNO32H2O + 4NO2↑+O2↑
③强氧化性：不论是稀HNO3还是浓HNO3，都具有极强的氧化性．HNO3浓度越大，氧化性越强．其氧化性表现在以下几方面：
a．几乎能与所有金属(除Hg、Au外)反应．当HNO3与金属反应时，HNO3被还原的程度(即氮元素化合价降低的程度)取决于硝酸的浓度和金属单质还原性的强弱．对于同一金属单质而言，HNO3的浓度越小，HNO3被还原的程度越大，氮元素的化合价降低越多．一般反应规律为：
金属+ HNO3(浓) →硝酸盐+ NO2↑+ H2O
金属+ HNO3(稀) →硝酸盐+ NO↑+ H2O
较活泼的金属(如Mg、Zn等) + HNO3(极稀) →硝酸盐+ H2O + N2O↑(或NH3等)
金属与硝酸反应的重要实例为：
3Cu + 8HNO3(稀) ＝3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O
该反应较缓慢，反应后溶液显蓝色，反应产生的无色气体遇到空气后变为红棕色(无色的NO被空气氧化为红棕色的NO2)。实验室通常用此反应制取NO气体．
Cu + 4HNO3(浓) ＝Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O
该反应较剧烈，反应过程中有红棕色气体产生．此外，随着反应的进行，硝酸的浓度渐渐变稀，反应产生的气体是NO2、NO等的混合气体．
b．常温下，浓HNO3能将金属Fe、A1钝化，使Fe、A1的表面氧化生成一薄层致密的氧化膜．因此，可用铁或铝制容器盛放浓硝酸，但要注意密封，以防止硝酸挥发变稀后与铁、铝反应．(与浓硫酸相似)
c．浓HNO3与浓盐酸按体积比1∶3配制而成的混合液叫王水．王水溶解金属的能力更强，能溶解金属Pt、Au．d．能把许多非金属单质(如C、S、P等)氧化，生成最高价含氧酸或最高价非金属氧化物．例如：
C + 4HNO3(浓) ＝CO2↑+ 4NO2↑+ 2H2O
e．能氧化某些具有还原性的物质，如H2S、SO2、Na2SO3、HI、HBr、Fe2＋等．应注意的是，NO3－无氧化性，而当NO3－在酸性溶液中时，则具有强氧化性．例如，在Fe(NO3)2溶液中加入盐酸或硫酸，因引入了H＋而使Fe2＋被氧化为Fe3＋；又如，向浓HNO3与足量的Cu反应后形成的Cu(NO3)2中再加入盐酸或硫酸，则剩余的Cu会与后来新形成的稀HNO3继续反应．
f．能氧化并腐蚀某些有机物，如皮肤、衣服、纸张、橡胶等．因此在使用硝酸(尤其是浓硝酸)时要特别小心，万一不慎将浓硝酸弄到皮肤上，应立即用大量水冲洗，再用小苏打或肥皂液洗涤．
(3)保存方法．硝酸易挥发，见光或受热易分解，具有强氧化性而腐蚀橡胶，因此，实验室保存硝酸时，应将硝酸盛放在带玻璃塞的棕色试剂瓶中，并贮存在黑暗且温度较低的地方．
(4)用途．硝酸是一种重要的化工原料，可用于制造炸药、染料、塑料、硝酸盐等．
*[亚硝酸盐]
(1)亚硝酸钠的性质：亚硝酸钠(NaNO2)是无色或浅黄色晶体，外观类似食盐，有咸味，易溶于水，有毒．既具有氧化性又具有还原性．
(2)亚硝酸钠的存在：①长时间加热煮沸或反复加热沸腾的水，由于水中NO3－浓度增大，饮用后部分NO3－在人体内被还原为NO㈠②腐烂的蔬菜中；⑧腌制的食品如酸菜、肉制品中．
(3)亚硝酸盐的用途：①用于印染、漂白等行业；②在某些食品如腊肉、香肠中用作防腐剂和增色剂；⑧用作混凝土的掺合剂等．
(4)亚硝酸盐对人体的危害．亚硝酸盐是一种潜在的致癌物质，过量或长期食用对人体会造成危害．若误食亚硝酸盐或食用含有过量的亚硝酸盐的食物，会出现嘴唇、指甲、皮肤发紫以及头晕、呕吐、腹泻等症状，严重时可致人死亡．所以，国家对食品中的亚硝酸盐的含量有严格的限制．
4．氧化还原反应方程式的配平
[氧化还原反应方程式的配平]
氧化还原反应方程式的配平包括氧化还原反应化学方程式的配平和氧化还原反应离子方程式的配平．
(1)配平的原则：
①质量守恒原则：反应前后各元素的原子个数相等．
②化合价守恒原则：氧化剂化合价降低的总数与还原剂化合价升高的总数相等．
③电荷守恒原则：离子方程式两边阴、阳离子所带的正、负电荷的总数相等．
(2)配平的一般步骤：
①“标价态”．将反应前后价态发生了改变的元素的化合价标出．
②“列变化”．根据所标价态，列出化合价升高值和降低值．
③“求总数”．用最小公倍数法使化合价升降的总数相等，以保证化合价守恒．
④“配系数”．先将氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物配平后，再配平价态未发生变化的物质(一般为酸、碱、水)，以保证质量守恒和电荷守恒．
(3)配平的一般方法：
在具体涉及到一个氧化还原反应方程式的配平时，究竟是先配反应物还是产物，或是先配氧化剂及其还原产物、再配还原剂及其氧化产物，则需根据不同的氧化还原反应方程式作具体分析．
①顺向法．配系数时，先配反应物、后配生成物．适用情况：这种配平方法适用于大多数的氧化还原反应方程式的配平，尤其是下列几类反应的配平，
a．有两种以上元素被氧化或还原的反应；
b．归中反应；
c．氧化剂或还原剂的化学式中有脚标的反应．
例1配平化学方程式：FeS2 + O2一Fe2O3 + SO2
分析从化学式可知，在反应过程中Fe：+2价→+3价，S：－1价→+4，O：0价→－2价，其中Fe、S元素化合价升高，FeS2中S元素有脚标2，故化合价升高数为：1 + 5×2＝11；O元素化合价降低且O元素有脚标2，故化合价降低数为：2×2＝4．显然，两者的最小公倍数为44，则在FeS2前配上系数4，在O2前配上系数11，这样就配好了反应物．即：4FeS2 + 11O2—Fe2O3 + SO2
再根据质量守恒原则配平生成物Fe2O3和SO2，得到配平后的化学方程式如下：
4FeS2 + 11O2＝2Fe2O3 + 8SO2答案：略．
②逆向法．配系数时，先配生成物、再配反应物．适用情况：
a．歧化反应；
b．某元素被氧化或还原成不止一种价态的产物的反应；
c．产物的化学式中有脚标的反应．
例2配平化学方程式：S + KOH —K2S + K2SO3
分析反应过程中只有S元素的化合价发生变化，且在反应后。0价的S元素部分降低至－2价，部分升高至+4价．在配平时，先配产物K2S、K2SO3，由于化合价升降的最小公倍数为4，因此，在化学式K2SO3前配系数l (注意：系数为1时通常不写，但有些题目在化学式前打上方框或括号，则此时必须将系数1填入)，在K2S前配系数2．即：S + KOH －2K2S + K2SO3
再配反应物S和KOH．为了保证反应前后O、H元素的原子个数守恒，在产物中还应加上H2O，这样得到配平后的化
学方程式如下：
3S + 6KOH ＝ 2K 2S + K 2SO 3 + 3H 2O 答案：略．
③交叉法．配系数时，先配氧化剂及其对应的还原产物(或先配还原剂及其对应的氧化产物)，再配另一反应物及其对应的产物．适用情况：
a ．某一反应物有脚标，其对应的产物也有脚标的反应；
b ．某反应物在反应中既作氧化剂(或还原剂)又起酸(既生成盐)的作用(一般为HNO 3、H 2SO 4、HCl 等酸)的反应． 例3 配平化学方程式Cu 2S + HNO 3 — Cu(NO 3)2 + H 2SO 4 + NO ，求出氧化剂与还原剂的物质的量之比．
分析 在反应中Cu 2S 为还原剂，其中的Cu 、S 两种元素均被氧化；HNO 3中的N 元素的化合价只有部分发生变化，既作氧化剂同时又起了酸的作用．因此配平时，先配Cu 2S(有脚标)及其对应氧化产物Cu(NO 3)2和H 2SO 4．Cu 2S 中化合价升高的总数为：1×2 + 8＝10，HNO 3中N 元素化合价降低数为3，故最小公倍数为30，于是有： 3Cu 2S + HNO 3 — 6Cu(NO)3 + 3H 2SO 4 + NO
再配HNO 3和NO 的系数．显然，NO 前的系数应为10，HNO 3前的系数应为参与氧化还原反应并作氧化剂的HNO 3和未参与氧化还原反应的HNO 3的总和：10 + 6×2 ＝22．最后根据各元素反应前后原子个数守恒，在产物中添加H 2O 并配上系数8．
答案：3Cu 2S + 22HNO 3 ＝ 6Cu(NO 3)2 + 3H 2SO 4 + 10NO ↑+ 8H 2O 氧化剂与还原剂的物质的量之比为10∶3．
5．有关化学方程式的计算 [有一种反应物过量的计算]
在化学反应中，反应物之间是按化学方程式所确定的质量比进行反应的．若反应中给出了一种反应物的质量，而其他反应物是足量的或过量的，则可利用已知的反应物的质量求算生成物的质量．若反应中的两种反应物的质量都已给出，则应先通过计算判断两种反应物是否恰好完全反应，如果不是恰好完全反应，应判断哪种反应物有剩余(即过量)，然后再根据不足量的反应物求算生成物的质量．
判断反应物过量的方法有：
(1)假设法．假设一种反应物A 完全反应，根据A 的质量求算出与A 恰好反应的另一反应物B 的质量χ(B)，再将χ(B)与题给的B 的质量m(B)相比较．
若χ(B)＜m(B)，则假设成立，即B 过量，A 完全反应，应以A 求算生成物的量； 若χ(B)＞m(B)，则假设不成立，即A 过量，B 完全反应，应以B 求算生成物的量．
(2)比较法．设A 与B 按化学方程式所确定的质量分别为M(A)和M(B)，然后将题目所给的质量m(A)与m(B)分别与M(A)和M(B)相比，再看比较结果的大小． 若)()(A M A m ＞)()
(B M B m ，则反应物A 过量，B 反应完全，用B 求算生成物的量； 若)()(A M A m ＜)()
(B M B m ，则反应物B 过量，A 反应完全，用A 求算生成物的量； 若
)()(A M A m ＝)
()
(B M B m ，则A 与B 恰好完全反应，用A 或B 求算生成物的量均可． (3)交叉法．将两种反应物的质量m(A)、m(B)分别列入化学方程式中对应物质的质量M(A)、M(B)之下，然后交叉
相乘，乘积大者的已知量为过量，小者则反应完全．例如，M(B)·m(A)＞M(A)·m(B)时，反应物A 过量，B 反应完全．
注意 在进行有一种反应物过量的计算时，还要考虑生成物是否与过量的反应物继续反应，若继续反应，又要进一步判断继续反应时哪一种反应物过量，再进行下一步计算．
例1 将3.3 gCO 2通入含3.7 gCa(OH)2的澄清石灰水中，问能产生CaCO 3沉淀多少克?
分析 此题中两种反应物的质量都已给出．若CO 2气体过量，则反应生成的CaCO 3与可能过量的CO 2会再发生反应，生成Ca(HCO 3)2，使生成的CaCO 3部分溶解． 解：先判断CO 2气体与Ca(OH)2哪个过量． 设3.3 g CO 2完全反应需Ca(OH)2 χ g ，则 Ca(OH)2 + CO 2 ＝ CaCO 3↓+ H 2O 74 44 χ 3.3
χ＝
44
3
.374?＝5.55 由于χ＝5.55(g)＞3.7(g)，即所需的Ca(OH)2的质量小于题给的质量，故Ca(OH)2为不足量，CO 2过量．用不足量的Ca(OH)2求算CaCO 3的质量．
Ca(OH)2 + CO 2 ＝ CaCO 3↓+ H 2O 74 44 100
3.7 m 1(CO 2) m 1(CaCO 3)
m 1(CO 2)＝
74
7
.344?＝2.2
故剩余m(CO 2)＝3.3－2.2＝1.1(g)． m l (CaCO 3) ＝
74
7
.3100?＝5.0 又判断CO 2与CaCO 3哪个过量． CaCO 3 + CO 2 + H 2O ＝ Ca(HCO 3)2 100 44 5.0 1.1
1000.5＞44
1
.1，比值大者为过量．所以CaCO 3过量，用CO 2求算溶解的CaCO 3的质量． CaCO 3 + CO 2 + H 2O ＝ Ca(HCO 3)2 100 44 m 2 (CaCO 3) 1.1 m 2 (CaCO 3) ＝
44
1
.1100?＝2.5(g) 所以最后剩余的CaCO 3的质量为：m(CaCO 3)＝m l (CaCO 3)－m 2 (CaCO 3)＝5.0－2.5＝2.5（g ） 即生成的CaCO 3沉淀为2.5 g ．答案：略．
[多步反应的计算]
从最初的原料反应物经过多步反应变成最后的产物，要求根据反应物的量计算生成物的量或者根据生成物的量求算反应物的量时，可用关系式法求解．关系式法的解题原理是：根据多步反应中的每一步化学方程式，找出最初反应物与最终生成物之间的物质的量的关系，一步列式进行计算． 多步反应计算的一般步骤为：
(1)写出各步反应的化学方程式并配平；
(2)根据化学方程式找出可作为中介的物质，并确定最初反应物、中介物质及最终生成物之间量的关系； (3)确定最初反应物和最终生成物之间的量的关系；
(4)根据所确定的最初反应物与最终生成物之间的量的关系和已知条件进行计算
注意 ①若最初的反应物与最终的生成物含有相同元素，则可直接利用元素的原子个数守恒来列式计算．例如，接触法制H 2SO 4时，若用FeS 2为原料，则有：FeS 2～2H 2SO 4；若用S 为原料，则有：S ～H 2SO 4． ②若在反应的各步均有反应物损失，可利用下列关系进行计算： a ．每步反应的转化率可累积到原料或产物上；
b ．某一化合物中的某一元素的损失率等于该化合物的损失率．例如： S 的损失率＝FeS 2的损失率；
c ．原料利用率＝1－原料损失率．
例2 接触法制硫酸尾气中的SO 2可用氨水吸收，吸收达到饱和后的溶液再与93％的硫酸反应，可放出SO 2并得到(NH 4)2SO 4溶液．此法可制得较纯的SO 2，将(NH 4)2SO 4溶液经结晶、分离、干燥后可制得固体硫酸铵肥料． (1)写出有关反应的化学方程式．
(2)某厂每天排放含SO 2的体积分数为0.2％的尾气10 000 m 3，问每天要消耗同温、同压下(标准状况)的氨气多少立方米？可得到硫酸铵多少千克?
解 (1)①SO 2 + 2NH 3·H 2O ＝ (NH 4)2SO 3 + H 2O
②(NH 4)2SO 3 + SO 2 + H 2O ＝ 2NH 4HSO 3
③2NH 4HSO 3 + H 2SO 4 ＝ (NH 4)2SO 4 + 2SO 2↑+ 2H 2O ④(NH 4)2SO 3 + H 2SO 4 ＝ (NH 4)2SO 4 + SO 2↑+ H 2O (2)从上述反应①、②可知：
2SO 2～2NH 3·H 2O ～2NH 3～2NH 4HSO 3～(NH 4)2SO 4 则SO 2与NH 3之间的比例关系为： SO 2 ～ NH 3 1 l 10 000×0.2％ V(NH 3) V(NH 3) ＝
1
2.01000010
0??＝20 (m 3)
又由上述关系知，SO 2与(NH 4)2SO 4的关系为： 2SO 2 ～ (NH 4)2SO 4 2×64 132
64104.222.01000000??? m[(NH 4)2SO 4]
m[(NH 4)2SO 4]＝64
2104.22641322.010000300??????-＝58.9 （kg ）
故每天消耗氨气20m 3，可生产硫酸铵58.9 kg ． 答案：略．
说明此题利用关系式求硫酸铵的质量时，要注意SO2最后并未进入硫酸铵中，但通过与NH3反应生成NH4HSO3再与H2SO4反应制得硫酸铵，各步反应的化学计量数一定，不考虑损耗则量比关系一定，因此仍可找出SO2与硫酸铵之间的关系．
高中化学基础知识整理 Ⅰ、基本概念与基础理论： 一、阿伏加德罗定律 1．内容：在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同”。2．推论 （1）同温同压下，V1/V2=n1/n2 同温同压下，M1/M2=ρ1/ρ2 注意：①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。 3、阿伏加德罗常这类题的解法： ①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01×105Pa、25℃时等。 ②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。 ③物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。 二、离子共存 1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。 （1）有气体产生。如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。 （2）有沉淀生成。如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存；Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存；Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。 （3）有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、 CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存；一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存；NH4+与OH-不能大量共存。 （4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在；如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应。如3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。 2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。 （1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。 （2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存；SO32-和S2-在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。 3．能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。 例：Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等；Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。 4．溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。
高中化学重要知识点详细总结一、俗名 无机部分： 纯碱、苏打、天然碱、口碱：Ｎa2CO3小苏打：NaHCO3大苏打：Na2S2O3石膏（生石膏）：CaSO4.2H2O 熟石膏：2CaSO4·.H2O 莹石：CaF2重晶石：BaSO4（无毒）碳铵：NH4HCO3 石灰石、大理石：CaCO3生石灰：CaO 食盐：NaCl 熟石灰、消石灰：Ca(OH)2芒硝：Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠：NaOH 绿矾：FaSO4·7H2O 干冰：CO2明矾：KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉：Ca (ClO)2、CaCl2（混和物）泻盐：MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾：CuSO4·5H2O 双氧水：H2O2皓矾：ZnSO4·7H2O 硅石、石英：SiO2刚玉：Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶：Na2SiO3铁红、铁矿：Fe2O3磁铁矿：Fe3O4黄铁矿、硫铁矿：FeS2铜绿、孔雀石：Cu2 (OH)2CO3菱铁矿：FeCO3赤铜矿：Cu2O 波尔多液：Ca (OH)2和CuSO4石硫合剂：Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分：Na2SiO3、CaSiO3、SiO2过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2和CaSO4重过磷酸钙（主要成分）：Ca (H2PO4)2天然气、沼气、坑气（主要成分）：CH4水煤气：CO和H2硫酸亚铁铵（淡蓝绿色）：Fe (NH4)2 (SO4)2溶于水后呈淡绿色 光化学烟雾：NO2在光照下产生的一种有毒气体王水：浓HNO3与浓HCl按体积比1：3混合而成。 铝热剂：Al + Fe2O3或其它氧化物。尿素：CO（NH2) 2 有机部分： 氯仿：CHCl3电石：CaC2电石气：C2H2 (乙炔) TNT：三硝基甲苯酒精、乙醇：C2H5OH 氟氯烃：是良好的制冷剂，有毒，但破坏O3层。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH 裂解气成分（石油裂化）：烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3 焦炉气成分（煤干馏）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蚁醛：甲醛HCHO 福尔马林：35%—40%的甲醛水溶液蚁酸：甲酸HCOOH 葡萄糖：C6H12O6果糖：C6H12O6蔗糖：C12H22O11麦芽糖：C12H22O11淀粉：（C6H10O5）n 硬脂酸：C17H35COOH 油酸：C17H33COOH 软脂酸：C15H31COOH 草酸：乙二酸HOOC—COOH 使蓝墨水褪色，强酸性，受热分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。二、颜色 铁：铁粉是黑色的；一整块的固体铁是银白色的。Fe2+——浅绿色Fe3O4——黑色晶体 Fe(OH)2——白色沉淀Fe3+——黄色Fe (OH)3——红褐色沉淀Fe (SCN)3——血红色溶液FeO——黑色的粉末Fe (NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色Fe2O3——红棕色粉末FeS——黑色固体 铜：单质是紫红色Cu2+——蓝色CuO——黑色Cu2O——红色CuSO4（无水）—白色CuSO4·5H2O——蓝色Cu2(OH)2CO3—绿色Cu(OH)2——蓝色[Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液 BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl 、Mg (OH)2、三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3白色絮状沉淀H4SiO4（原硅酸）白色胶状沉淀 Cl2、氯水——黄绿色F2——淡黄绿色气体Br2——深红棕色液体I2——紫黑色固体 HF、HCl、HBr、HI均为无色气体，在空气中均形成白雾 CCl4——无色的液体，密度大于水，与水不互溶KMnO4--——紫色MnO4-——紫色 Na2O2—淡黄色固体Ag3PO4—黄色沉淀S—黄色固体AgBr—浅黄色沉淀 AgI—黄色沉淀O3—淡蓝色气体SO2—无色，有剌激性气味、有毒的气体 SO3—无色固体（沸点44.8 0C）品红溶液——红色氢氟酸：HF——腐蚀玻璃 N2O4、NO——无色气体NO2——红棕色气体NH3——无色、有剌激性气味气体 三、现象： 1、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的； 2、Na与H2O（放有酚酞）反应，熔化、浮于水面、转动、有气体放出；(熔、浮、游、嘶、红) 3、焰色反应：Na 黄色、K紫色（透过蓝色的钴玻璃）、Cu 绿色、Ca砖红、Na+（黄色）、K+（紫色）。 4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟； 5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰； 6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟； 7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾； 8、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色； 9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟；10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光； 11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧
化学键 【学习目标】 1．了解离子键、共价键、极性键、非极性键以及化学键的含义||。 2．了解离子键和共价键的形成||，增进对物质构成的认识||。 3．明确化学键与离子化合物、共价化合物的关系||。 4．会用电子式表示原子、离子、离子化合物、共价化合物以及离子化合物和共价化合物的形成过程||。 重点：离子键、共价键、离子化合物、共价化合物的涵义||。 难点：用电子式表示原子、离子、化合物以及化合物的形成过程||。 【要点梳理】 要点一、离子键 1．定义：带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键||。 要点诠释： 原子在参加化学反应时||，都有通过得失电子或形成共用电子对使自己的结构变成稳定结构的倾向||。例如Na与Cl2反应过程中||，当钠原子和氯原子相遇时||，钠原子的最外电子层的1个电子转移到氯原子的最外电子层上||，使钠原子和氯原子分别形成了带正电荷的钠离子和带负电荷的氯离子||。这两种带有相反电荷的离子通过静电作用||，形成了稳定的化合物||。我们把带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键||。 2．成键的粒子：阴阳离子||。 3．成键的性质：静电作用||。 阴阳离子间的相互作用(静电作用)包括： ①阳离子与阴离子之间的吸引作用； ②原子核与原子核之间的排斥作用； ③核外电子与核外电子之间的作用||。 4．成键原因：通过电子得失形成阴阳离子||。 5．成键条件： (1)活泼金属与活泼的非金属化合时||，一般都能形成离子键||。如IA、ⅡA族的金属元素(如Li、Na、K、Mg、Ca等)与ⅥA、ⅦA族的非金属元素(如O、S、F、Cl、Br、I等)之间化合||。 (2)金属阳离子(或铵根离子)与某些带负电荷的原子团之间(如Na+与OH-、SO42-等)含有离子键||。 6．存在离子键的物质：强碱、低价态金属氧化物和大部分盐等离子化合物||。 7．离子键的形成过程的表示： 要点二、共价键 1．定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用称为共价键||。 要点诠释：
重点高中化学选修五知识点全汇总
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备战高中：梳理选修五知识点 结构相似，在分子组成上相差一个或若干个CH2原子团的物质物质。 同系物的判断要点： 1、通式相同，但通式相同不一定是同系物。 2、组成元素种类必须相同 3、结构相似指具有相似的原子连接方式，相同的官能团类别和数目。结构相似不一定完全相同，如CH3CH2CH3和(CH3)4C，前者无支链，后者有支链仍为同系物。 4、在分子组成上必须相差一个或几个CH2原子团，但通式相同组成上相差一个或几个CH2原子团不一定是同系物，如CH3CH2Br和 CH3CH2CH2Cl都是卤代烃，且组成相差一个CH2原子团，但不是同系物。（马上点标题下蓝字"高中化学"关注可获取更多学习方法、干货！） 5、同分异构体之间不是同系物。 二、同分异构体 化合物具有相同的分子式，但具有不同结构的现象叫做同分异构现象。具有同分异构现象的化合物互称同分异构体。 1、同分异构体的种类：
⑴碳链异构：指碳原子之间连接成不同的链状或环状结构而造成的异构。如C5H12有三种同分异构体，即正戊烷、异戊烷和新戊烷。 ⑵位置异构：指官能团或取代基在在碳链上的位置不同而造成的异构。如1—丁烯与2—丁烯、1—丙醇与2—丙醇、邻二甲苯与间二甲苯及对二甲苯。 ⑶异类异构：指官能团不同而造成的异构，也叫官能团异构。如1—丁炔与1，3—丁二烯、丙烯与环丙烷、乙醇与甲醚、丙醛与丙酮、乙酸与甲酸甲酯、葡萄糖与果糖、蔗糖与麦芽糖等。 ⑷其他异构方式：如顺反异构、对映异构（也叫做镜像异构或手性异构）等，在中学阶段的信息题中屡有涉及。 各类有机物异构体情况：
高考化学知识归纳总结（打印版） 第一部分化学基本概念和基本理论 一．物质的组成、性质和分类： （一）掌握基本概念 1．分子 分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。 （1）分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒． （2）按组成分子的原子个数可分为： 单原子分子如：He、Ne、Ar、Kr… 双原子分子如：O2、H2、HCl、NO… 多原子分子如：H2O、P4、C6H12O6… 2．原子 原子是化学变化中的最小微粒。确切地说，在化学反应中原子核不变，只有核外电子发生变化。 （1）原子是组成某些物质（如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体）和分子的基本微粒。 （2）原子是由原子核（中子、质子）和核外电子构成的。 3．离子 离子是指带电荷的原子或原子团。 （1）离子可分为： 阳离子：Li+、Na+、H+、NH4+… 阴离子：Cl–、O2–、OH–、SO42–… （2）存在离子的物质： ①离子化合物中：NaCl、CaCl2、Na2SO4… ②电解质溶液中：盐酸、NaOH溶液… ③金属晶体中：钠、铁、钾、铜… 4．元素 元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同—类原子的总称。 （1）元素与物质、分子、原子的区别与联系：物质是由元素组成的（宏观看）；物质是由分子、原子或离子构成的（微观看）。 （2）某些元素可以形成不同的单质（性质、结构不同）—同素异形体。 （3）各种元素在地壳中的质量分数各不相同，占前五位的依次是：O、Si、Al、Fe、Ca。 5．同位素 是指同一元素不同核素之间互称同位素，即具有相同质子数，不同中子数的同一类原子互称同位素。如H有三种同位素：11H、21H、31H（氕、氘、氚）。 6．核素 核素是具有特定质量数、原子序数和核能态，而且其寿命足以被观察的一类原子。 （1）同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。 （2）同一种元素的各种核素尽管中子数不同，但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相同，因而它们的化学性质几乎是相同的。 7．原子团 原子团是指多个原子结合成的集体，在许多反应中，原子团作为一个集体参加反应。原子团有几下几种类型：根（如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ等）、官能团（有机物分子中能反映物质特殊性质的原子团，如—OH、—NO2、—COOH等）、游离基（又称自由基、具有不成价电子的原子团，如甲基游离基·CH3）。 8．基 化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子团，或化合物分子中去掉某些原子或原子团后剩下的原子团。 （1）有机物的官能团是决定物质主要性质的基，如醇的羟基（—OH）和羧酸的羧基（—COOH）。 （2）甲烷（CH4）分子去掉一个氢原子后剩余部分（·CH3）含有未成对的价电子，称甲基或甲基游离基，也包括单原子的游离基（·Cl）。
授课教案 常见的简单离子化合物、共价化合物分子的形成过程 教学内容（①温故而知新；②新课知识要点；③例题经典分析；④课堂作业（5—10分钟）；⑤家庭作业；○6下次课预授内容（和学生讨论下次课要上的内容）） 【新课内容】 （一）化学键 一、离子键 1、定义：使阴、阳离子结合成化合物的静电作用，叫做离子键。 2、成键粒子：阴、阳离子 3、形成条件：活泼金属与活泼非金属之间化合时，已形成离子键，如第ⅠA族、第ⅡA族中的金属与第ⅥA族、第ⅦA族中的非金属化合时易形成离子键。 二、离子化合物 1、定义：由离子键构成的化合物 2、表示方法： ①电子式：在元素符号周围用“?”或“×”来表示原子的最外层电子(价电子)的式子。如： Na、Cl、Mg、S的电子式可分别表示为： ②用电子式表示离子化合物的形成过程： AB型(如NaCl)： AB2型(如MgCl2)： A2B型(如Na2O)： 注意： 1. 2. 3. 4.不能把“→”写成“==== 5.用箭头标明电子转移方向(也可不标) 三、共价键 1、定义：原子间通过共用电子对所形成的的相互作用。如： 用电子式表示Cl2的形成过程： 2、成键粒子：原子 3、形成条件：一般是同种或不同种非金属元素的原子间课形成共价键，某些金属与非金属（特别是不活
离子化合物与共价化合物的比较、化学反应的本质：
7. 晶体共有五种：金属晶体、离子晶体、原子晶体、分子晶体和过度晶体 金属晶体熔化破坏金属键，离子晶体熔化破坏离子键，原子晶体破坏共价键，分子晶体破坏分子间作用力（即范德华力和氢键），过度晶体（主要是石墨）破坏共价键和范德华力。所以，熔化时破坏共价键的是原子晶体和过度晶体，原子晶
化学键 ——2016.3.20 一、化学键与物质类别 【例1】 化学键使得一百多种元素构成了世界的万事万物。关于化学键的下列叙述中正确的是( ) A ．离子化合物可能含共价键，共价化合物中可能含离子键 B ．共价化合物可能含离子键，离子化合物中只含离子键 C ．构成单质分子的微粒一定含有化学键 D ．在氧化钠中，除氧离子和钠离子的静电吸引作用外，还存在电子与电子、原子核与 原子核之间的排斥作用 【例2】 下列反应过程中，同时有离子键、极性共价键和非极性共价键的断裂和形成的反 应是( ) A ．NH 4Cl=====△ NH 3↑＋HCl ↑ B ．NH 3＋CO 2＋H 2O===NH 4HCO 3 C ．2NaOH ＋Cl 2===NaCl ＋NaClO ＋H 2O D ．2Na 2O 2＋2CO 2===2Na 2CO 3＋O 2 总结：化学键与物质的类别 除稀有气体内部无化学键外，其他物质内部都存在化学键。化学键与物质的类别之间的关系可概括如下： ①只含有极性共价键的物质一般是不同种非金属元素形成的共价化合物，如 SiO 2、 HCl 、 CH 4等。 ②只含有非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质，如 Cl 2、 P 4、金刚石等。 ③既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由多个原子组成，如 H 2O 2、 C 2H 4等。 ④只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如 Na 2S 、 CaCl 2、 NaCl 等。 ⑤既有离子键又有极性共价键的物质，如 NaOH 、 K 2SO 4等；既有离子键又有非极性共价键的物质，如 Na 2O 2等。 ⑥仅由非金属元素形成的离子化合物，如 NH 4Cl 、 NH 4NO 3等。 ⑦金属元素和非金属元素间可能存在共价键，如 AlCl 3等。 二、八电子稳定结构 【例3】 含有极性键且分子中各原子都满足8电子稳定结构的化合物是 ( ) A ．CH 4 B ．CH 2===CH 2 C ．CO 2 D ．N 2 【例4】 下列物质中所有原子均满足最外层8电子稳定结构的化合物是 ( ) A ．PCl 5 B ．P 4 C ．CCl 4 D ．NH 3
人教版高中化学必修二《化学键》精选教案 第一章物质结构元素周期律 【教学目标】 一、知识与技能 1、理解共价键的概念，初步掌握共价键的形成 2、通过学生对离子键和共价键的认识与理解，培养学生的抽象思维能力； 3、通过电子式的书写，培养学生的归纳比较能力 二、过程与方法培养学生从宏观到微观，从现象到本质的认识事物的科 学方法 三、情感态度价值观 通过共价键形成过程的分析，培养学生怀疑、求实、创新的精神【教学重点】 共价键的形成及特征 【教学难点】 用电子式表示共价分子的形成过程 【教学过程】 [ 复习] 复习离子键，原子、离子、分子的电子式以及离子化合物的形成过程的书写。 [ 引言] 我们知道钠在氯气中燃烧学生成氯化钠分子，它是由钠离子和氯离子间的静电作用形成的。那我们在初中学习过的共价化合物HCl 的形成
和NaCl 一样吗？H2和Cl 2在点燃或光照的情况下，H2 和Cl2分子被破坏成原子，当氢原子和氯原子相遇时是通过什么样的方式结合在一起的呢，是通过阴阳离子间静电作用结合在一起呢？ [ 讲] 氢原子最外层有一个电子要达到稳定结构就需要得到一个电子，氯原子最外有7 个电子要达到8电子稳定结构需要得到一个电子，两原子各提供一个电子形成共用电子对，两原子都可以达到稳定结构 象氯化氢分子这样，原子间通过共用电子对所形成的相互作用就叫做共价键。 [ 板书] 二. 共价键 1、定义：原子间通过共用电子对所形成的相互作用。 [讲]让我们进一 步深入的对概念进行一下剖析 [ 板书](1) 成键粒子：原子 (2) 成键性质：共用电子对间的相互作用 [ 问] 那么什么样的元素原子之间能够形成共用电子对呢？ (对照离子键形成的条件) [ 讲] 得失电子能力较强的形成离子键，得失电子能力较差的一般形成共用电子对，这也就说明了形成共价键的条件。 [ 板书]2. 形成条件： 同种或不同种非金属元素原子结合；部分金属元素元素原子与非金属元素原子，如AlCl 3，FeCl3；[ 讲] 象HCl 这样以共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。
离子键 一离子键与离子化合物 1．氯化钠的形成过程： 2．离子键 （1）概念：带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键。 （2）实质： （3）成键微粒：阴、阳离子。 （4）离子键的形成条件：离子键是阴、阳离子间的相互作用，如果是原子成离子键时，一方要容易失去电子，另一方要容易得到电子。 ①活泼金属与活泼的非金属化合时，一般都能形成离子键。如第IA、ⅡA族的金属元素（如Li、Na、K、Mg、Ca等）与第ⅥA、ⅦA族的非金属元素（如O、S、F、Cl、Br、I等）化合时，一般都能形成离子键。 ②金属阳离子与某些带负电荷的原子团之间（如Na+与OH-、SO4-2等）形成离子键。 ③铵根离子与酸根离子（或酸式根离子）之间形成离子键，如NH4NO3、NH4HSO4。 【注意】①形成离子键的主要原因是原子间发生了电子的得失。 ②离子键是阴、阳离子间吸引力和排斥力达到平衡的结果，所以阴、阳离子不会无限的靠近，也不会间距很远。 3．离子化合物 （1）概念：由离子键构成的化合物叫做离子化合物。 （2）离子化合物主要包括强碱[NaOH、KOH、B a(O H)2等]、金属氧化物（K2O、Na2O、
MgO 等)和绝大数盐。 【注意】离子化合物中一定含有离子键，含有离子键的化合物一定是离子化合物。 二 电子式 1．电子式的概念 在元素符号周围，用“· ”或“×”来表示原子的最外层电子的式子叫电子式。 （1）原子的电子式：元素周围标明元素原子的最外层电子，每个方向不能超过2个电子。当最外层电子数小于或等于4时以单电子分步，多于4时多出部分以电子对分布。例如： （2）简单阳离子的电子式：简单阳离子是由金属原子失电子形成的，原子的最外层已无电子，故用阳离子的符号表示，如： Na +、Li +、Mg +2、Al +3等。 （3）简单阴离子的电子式：不但要画出最外层电子数，而且还应用括号“[ ]”括起来，并在右上角标出“- n ”电荷字样。例如：氧离子 、氟离子 。 （4）多原子离子的电子式：不仅要画出各原子最外层电子数，而且还应用括号“[ ]”括 起来，并在右上角标出“-n ”或“+ n 电荷字样。例如：铵根离子 氢氧根离子 。 （5）离子化合物的电子式：每个离子都要单独写，而且要符合阴阳离子相邻关系，如MgCl 2要写成 ，不能写成，也不能写成 。 2．用电子式表示离子化合物的形成过程 例如：NaCl 的形成过程：； Na 2O 的形成过程： CaBr 2的形成过程： F
最全高一化学知识点总结5篇 高一化学很多同学的噩梦，知识点众多而且杂，对于高一的新生们很不友好，建议同学们通过总结知识点的方法来学习化学，这样可以提高学习效率。 高一化学知识点总结1 1.原子定义 原子：化学变化中的最小微粒。 (1)原子也是构成物质的一种微粒。例如少数非金属单质(金刚石、石墨等);金属单质(如铁、汞等);稀有气体等。 (2)原子也不断地运动着;原子虽很小但也有一定质量。对于原子的认识远在公元前5世纪提出了有关原子的观念。但没有科学实验作依据，直到19世纪初，化学家道尔顿根据实验事实和严格的逻辑推导，在1803年提出了科学的原子论。 2.分子是保持物质化学性质的最小粒子。 (1)构成物质的每一个分子与该物质的化学性质是一致的，分子只能保持物质的化学性质，不保持物质的物理性质。因物质的物理性质，如颜色、状态等，都是宏观现象，是该物质的大量分子聚集后所表现的属性，并不是单个分子所能保持的。 (2)最小;不是绝对意义上的最小，而是;保持物质化学性质的最小;
3.分子的性质 (1)分子质量和体积都很小。 (2)分子总是在不断运动着的。温度升高，分子运动速度加快，如阳光下湿衣物干得快。 (3)分子之间有间隔。一般说来，气体的分子之间间隔距离较大，液体和固体的分子之间的距离较小。气体比液体和固体容易压缩，不同液体混合后的总体积小于二者的原体积之和，都说明分子之间有间隔。 (4)同种物质的分子性质相同，不同种物质的分子性质不同。我们都有这样的生活体验：若口渴了，可以喝水解渴，同时吃几块冰块也可以解渴，这就说明：水和冰都具有相同的性质，因为水和冰都是由水分子构成的，同种物质的分子，性质是相同的。 4.原子的构成 质子：1个质子带1个单位正电荷原子核(+) 中子：不带电原子不带电 电子：1个电子带1个单位负电荷 5.原子与分子的异同 分子原子区别在化学反应中可再分，构成分子中的原子重新组合成新物质的分子在化学反应中不可再分，化学反应前后并没有变成其它原子相似点 (1)都是构成物质的基本粒子 (2)质量、体积都非常小，彼此间均有一定间隔，处于永恒的运
高二化学知识点归纳大全 相信大家在高一的时候已经选好文科和理科，而理科的化学是理科生最烦恼的。以下是我整理高二化学知识点归纳，希望可以帮助大家把知识点归纳好。 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念： 当化学反应在一定的温度下进行时，反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应，简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q>0时，反应为吸热反应;Q<0时，反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计，可测出反应前后溶液温度的变化，根据体系的热容可计算出反应热，计算公式如下： Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容，T1、T2分别表示反应前和反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质，可以用称为“焓”的物理量来描述，符号为H，单位为kJ·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变，用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。 对于等压条件下进行的化学反应，若反应中物质的能量变化全部转化为热
能，则该反应的反应热等于反应焓变，其数学表达式为：Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应，放热反应的关系： ΔH>0，反应吸收能量，为吸热反应。 ΔH<0，反应释放能量，为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式： 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式，如：H2(g)+ O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1 书写热化学方程式应注意以下几点： ①化学式后面要注明物质的聚集状态：固态(s)、液态(l)、气态(g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH，ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1，且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍，ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应，无论是一步完成，还是分几步完成，其反应焓变一样，这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式，合并出题目所求的热化学方程式，根据盖斯定律可知，该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。
高一年级化学秋季班 教师日期 学生 课程编号14课型同步 课题化学键 教学目标 1、理解化学键、离子键、共价键 2、用电子式表示离子化合物和共价分子 教学重点 1、化学键 2、离子键、离子化合物 3、共价键、共价化合物（共价键的本质、共价分子物质与原子直接以共价键构成的物质的差异） 4、共价化合物与共价分子电子式的书写 教学安排 版块时长 1知识温习10mins 2每识每课5mins 3新知精讲60mins 4课堂小憩5mins 5典例解析40mins 6师生总结5mins 7课后作业30mins
1． 海带提取碘的过程如下： 海带??→?灼烧 海带??→?1 操作滤液?→?A 碘水???→?四氯化碳 碘的CCl 4溶液?→ ?3 单质碘 (1) 1、3的操作名称分别是______________、______________。 (2) A 所需加入的物质是______________，发生的离子反应方程式是______________。 (3) CCl 4的作用是______________，CCl 4加入到碘水中，充分震荡静置后，看到的现象是__________________________________________，用______________（仪器名称）可分离得到碘的CCl 4溶液，对应操作称为______________。 2． 将氯气通入溴化钠溶液，充分反应后，用苯进行溴的萃取与分液操作。操作步骤有：①把分液漏 斗放在铁架台上，静置片刻；①右手压住漏斗口的塞子，左手握活塞部分，将漏斗倒转过来，用力振荡；①打开漏斗下端活塞待下层液体流出后再关上；①向装有氯气和溴化钠反应产物的分液漏斗中加入适量的苯；①让分液漏斗的下端紧靠烧杯内壁；①从分液漏斗上口倾倒出液体；①把分液漏斗上口的活塞打开。 (1)上面操作步骤的正确排列顺序是__________________________； (2)操作①的目的是________________________________________； (3)可以得到溴的苯溶液的一步操作序号是____________________。 我们所处的世界有各种类型的物质，有点硬度大，难溶于水；有点可溶于水，熔点高；有的像水一样在常温下以液体形式存在，也可以形成美丽的固体…… 这是为什么呢？ 化学键 知识温习 每识每课
第一章从实验学化学-1- 化学实验基本方法 过滤一帖、二低、三靠分离固体和液体的混合体时，除去液体中不溶性固体。（漏斗、滤纸、玻璃棒、烧杯） 蒸发不断搅拌，有大量晶体时就应熄灯，余热蒸发至干，可防过热而迸溅把稀溶液浓缩或把含固态溶质的溶液干，在蒸发皿进行蒸发 蒸馏①液体体积②加热方式③温度计水银球位置④冷却的水流方向⑤防液体暴沸利用沸点不同除去液体混合物中难挥发或不挥发的杂质（蒸馏烧瓶、酒精灯、温度计、冷凝管、接液管、锥形瓶） 萃取萃取剂：原溶液中的溶剂互不相溶；②对溶质的溶解度要远大于原溶剂；③要易于挥发。利用溶质在互不相溶的溶剂里溶解度的不同，用一种溶剂把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来的操作，主要仪器：分液漏斗 分液下层的液体从下端放出，上层从上口倒出把互不相溶的两种液体分开的操作，与萃取配合使用的 过滤器上洗涤沉淀的操作向漏斗里注入蒸馏水，使水面没过沉淀物，等水流完后，重复操作数次 配制一定物质的量浓度的溶液需用的仪器托盘天平（或量筒）、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管 主要步骤：⑴计算⑵称量（如是液体就用滴定管量取）⑶溶解（少量水，搅拌，注意冷却）⑷转液（容量瓶要先检漏，玻璃棒引流）⑸洗涤（洗涤液一并转移到容量瓶中）⑹振摇⑺定容⑻摇匀 容量瓶①容量瓶上注明温度和量程。②容量瓶上只有刻线而无刻度。①只能配制容量瓶中规定容积的溶液；②不能用容量瓶溶解、稀释或久贮溶液；③容量瓶不能加热，转入瓶中的溶液温度20℃左右 第一章从实验学化学-2- 化学计量在实验中的应用 1 物质的量物质的量实际上表示含有一定数目粒子的集体 2 摩尔物质的量的单位 3 标准状况 STP 0℃和1标准大气压下 4 阿伏加德罗常数NA 1mol任何物质含的微粒数目都是6．02×1023个 5 摩尔质量 M 1mol任何物质质量是在数值上相对质量相等 6 气体摩尔体积 Vm 1mol任何气体的标准状况下的体积都约为 7 阿伏加德罗定律（由PV=nRT推导出) 同温同压下同体积的任何气体有同分子数 n1 N1 V1 n2 N2 V2 8 物质的量浓度CB 1L溶液中所含溶质B的物质的量所表示的浓度 CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB 9 物质的质量m m=M×n n=m/M M=m/n 10 标准状况气体体积V V=n×Vm n=V/Vm Vm=V/n 11 物质的粒子数N N=NA×n n =N/NA NA=N/n 12 物质的量浓度CB与溶质的质量分数ω 1000×ρ×ω M 13 溶液稀释规律 C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀） 以物质的量为中心
高中化学有机知识点总结 1．需水浴加热的反应有： （1）、银镜反应（2）、乙酸乙酯的水解（3）苯的硝化（ 4 ）糖的水解 凡是在不高于100℃的条件下反应，均可用水浴加热，其优点：温度变化平稳，不会大起大 落，有利于反应的进行。 2．需用温度计的实验有： （1）、实验室制乙烯 170℃）（2）、蒸馏（ 3 ）、乙酸乙酯的水解（70－80℃）（4）（制硝基苯（50－ 〔说明〕：（1）凡需要准确控制温度者均需用温度计。（2）注意温度计水银球的位置。3．能与Na反应的有机物有：醇、酚、羧酸等——凡含羟基的化合物。 4．能发生银镜反应的物质有： 醛、甲酸、甲酸盐、甲酸酯、葡萄糖、麦芽糖——凡含醛基的物质。 5．能使高锰酸钾酸性溶液褪色的物质有： （1）含有碳碳双键、碳碳叁键的烃和烃的衍生物、苯的同系物 （2）含有羟基的化合物如醇和酚类物质 （3）含有醛基的化合物 （4）具有还原性的无机物（如SO2 、FeSO4 、KI 、HCl、H2O2、HI 、H2S、H2 SO3 等）不能使酸性高锰酸钾褪色的物质有：烷烃、环烷烃、苯、乙酸等 6．能使溴水褪色的物质有： 含有碳碳双键和碳碳三键的烃和烃的衍生物（加成） 含醛基物质（氧化） 【1】遇溴水褪色苯酚等酚类物质（取代） 碱性物质（如NaOH、Na2 CO3）（氧化还原――歧化反应） 较强的无机还原剂（如SO2、KI 、FeSO4、H2S、H2SO3 等） 【2】只萃取不褪色：液态烷烃、环烷烃、苯、甲苯、二甲苯、乙苯、卤代烃、酯类（有 机溶剂） 7．密度比水大的液体有机物有：溴乙烷、溴苯、硝基苯、四氯化碳等。 8、密度比水小的液体有机物有：烃、大多数酯、一氯烷烃。 9．能发生水解反应的物质有：卤代烃、酯（油脂）、二糖、多糖、蛋白质（肽）、盐。 10．不溶于水的有机物有：烃、卤代烃、酯、淀粉、纤维素。 11．常温下为气体的有机物有： 分子中含有碳原子数小于或等于 4 的烃（新戊烷例外）、一氯甲烷、甲醛。 12．浓硫酸（H2SO4）、加热条件下发生的反应有： 苯及苯的同系物的硝化、磺化、醇的脱水反应、酯化反应、水解反应。 13．能被氧化的物质有： 含有碳碳双键或碳碳叁键的不饱和化合物（KMnO）4、苯的同系物、酚 大多数有机物都可以燃烧，燃烧都是被氧气氧化。 醇（还原）（氧化）醛（氧化）羧酸。 14．显酸性的有机物有：含有酚羟基和羧基的化合物。
第一章物质结构元素周期律 第三节化学键第1课时 三维目标 知识与技能 1．掌握离子键的概念。 2．掌握离子键的形成过程和形成条件，并能熟练地用电子式表示离子化合物的形成过程。 过程与方法 1．通过对离子键形成过程的教学，培养学生抽象思维和综合概括能力； 2．通过电子式的书写，培养学生的归纳比较能力，通过分子构型的教学培养学生的空间想像能力。 情感、态度与价值观 1．培养学生用对立统一规律认识问题。 2．通过对离子键形成过程的分析，培养学生怀疑、求实、创新的精神。 3．培养学生由个别到一般的研究问题的方法。从宏观到微观，从现象到本质的认识事物的科学方法。 教学重点 1．离子键和离子化合物的概念 2．用电子式表示离子化合物的形成过程。 教学难点 用电子式表示离子化合物的形成过程 教具准备 多媒体课件、投影仪、盛有氯气的集气瓶、金属钠、小刀、滤纸、镊子、铁架台、石棉网、酒精灯、火柴。 教学过程 [新课导入] 化学键：（1）定义：使离子相结合或原子相结合的作用力通称化学键。 （2）化学反应的本质：反应物分子内旧化学键的断裂和产物分子中新化学键的形成 离子键 （3）化学键的类型共价键 金属键 一．离子键 【实验1—2】 操作取绿豆大的金属钠（切去氧化层）用滤纸吸净煤油放在石棉网上，用酒精灯微热。待钠熔成球状时，将盛有氯气的集气瓶迅速倒扣在钠的上方（如图1—10） 现象钠在氯气中燃烧，产生白烟 化学方程式2Na ＋Cl2点燃 2NaCl 【图1—10】 解释：Na原子与Cl原子化合时，Na失去一个电子Cl原子得到一个电子达到8电子的稳定定结构，因此，Na原子的最外层的1个电子转移到Cl原子的最外电子层上，形成带正电荷的钠离子和带负电荷的氯离子，阴阳离子通过静电作用结合在一起。
整个高中化学非常详细的知识点的总结 化学中琐碎的知识点 1．氢离子的氧化性属于酸的通性，即任何可溶性酸均有氧化性。 2．不是所有的物质都有化学键结合。如：稀有气体。 3．不是所有的正四面体结构的物质键角为109。28，如：白磷。 5．电解质溶液导电，电解抛光，等都是化学变化。 6．常见气体溶解度大小：NH3.>HCL>SO2>H2S>CL2>CO2 7.相对分子质量相近且等电子数，分子的极性越强，熔点沸点越高。如：CO>N2 8．有单质参加或生成的反应不一定为氧化还原反应。如：氧气与臭氧的转化。 9．氟元素既有氧化性也有还原性。 F－是F元素能失去电子具有还原性。 10．HCL ,SO3,NH3的水溶液可以导电，但是非电解质。 11．全部由非金属元素组成的物质可以使离子化合物。如：NH4CL。 12．ALCL3是共价化合物，熔化不能导电。 13．常见的阴离子在水溶液中的失去电子顺序： F- 16．CL2 ,SO2,NA2O2都有漂白作用，但与石蕊反应现象不同： SO2使溶液变红，CL2则先红后褪色，Na2O2则先蓝后褪色。 17．氮气分子的键能是所有双原子分子键能中最大的。 18．发烟硝酸和发烟硫酸的“发烟”原理是不相同的。 发烟硝酸发出的"烟"是HNO3与水蒸气形成的酸雾 发烟硫酸的"烟"是SO3 19．镁和强酸的铵盐溶液反应得到氨气和氢气。 20．在金属铝的冶炼中，冰晶石起溶剂作用，要不断补充碳块和氯化铝。 21．液氨，乙二醇，丙三醇可作制冷剂。光纤的主要原料为SiO2。 22．常温下，将铁，铝，铬等金属投入浓硝酸中，发生了化学反应，钝化。 23．钻石不是最坚硬的物质，C3N4的硬度比钻石还大。 24．在相同的条件下，同一弱电解质，溶液越稀，电离度越大，溶液中离子浓度未必增大，溶液 的导电性未必增大。 25．浓稀的硝酸都具有氧化性，但NO3-不一定有氧化性。如：Fe(过量)+ Fe(NO3)3 26．纯白磷是无色透明晶体，遇光逐渐变为黄色。白磷也叫黄磷。 27．一般情况下，反应物浓度越大，反应速率越大； 但在常温下，铁遇浓硝酸会钝化，反应不如稀硝酸快。 28．非金属氧化物不一定为酸酐。如：NO2 29．能和碱反应生成盐的不一定为酸酐。如：CO+NaOH (=HCOONa)(高温,高压) 30．少数的盐是弱电解质。如：Pb（AC）2,HgCL2 31．弱酸可以制备强酸。如：H2S+Cu（NO4）2 高中化学之化学键知识点 一、离子键 【实验】取一块绿豆大的金属钠（切去氧化层），用滤纸吸净煤油，放在石棉网上，用酒精灯微热。待钠熔成球状时，将盛有氯气的集气瓶迅速扣在钠上方。 2Na + Cl22NaCl 根据钠原子和氯原子的核外电子排布，钠原子要达到8电子的稳定结构，需要失去1个电子；而氯原子要达到8电子稳定结构，就需要获得一个电子。钠与氯气反应是，钠原子的最外层电子上的1个电子转移到氯原子的最外电子层上，形成带正电的钠离子和带负电的氯原子。带相反电荷的钠离子和氯离子，通过静电作用结合在一起，从而形成单质钠和了长期性质完全不同的氯化钠。 1.概念：阴、阳离子通过静电作用而形成的化学键。 ①成键微粒：活泼金属的阳离子与活泼非金属的阴离子。 ②成键本质：阴阳离子的静电作用。 2.离子化合物：由离子键构成的化合物。 （1）活波金属与活泼非金属形成的化合物。如： （2）强碱。如：NaOH、KOH等。 （3）大多数盐。如：等。 注意：酸不是离子化合物。离子化合物一定存在离子键，有离子键的化合物一定是离子化合物。 3.电子式表示形成过程： 二、共价键 氯原子的最外层由七个电子，要达到稳定的8电子结构，都需要获得1个电子，所以氯原子间难以发生电子得失；如果两个氯原子各提供一个电子，形成共用电子对，两个氯原子就都形成了8电子稳定结构 1.概念：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用。 ①成键微粒：原子（非金属）。 ②成键本质：原子间通过共用电子对所产生的相互作用。 2.共价化合物：以共用电子对形成分子的化合物叫共价化合物。 共价键的存在： 非金属单质：等。 共价化合物：等。 复杂离子化合物：强碱、铵盐、含氧酸盐。 3.电子式表示形成过程： 高一化学必修-知识全点 第一章从科学实验中学习化学 一、常见物质的分离、提纯和鉴别混合物的物理分离方法： 可以用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物。结晶的原理是根据混合物中各成分在某种溶剂里的溶解度的不同，通过蒸发减少溶剂或降低温度使溶解度变小，从而使晶体析出。加热蒸发皿使溶液蒸发时、要用玻璃棒不断搅动溶液，防止由于局部温度过高，造成液滴飞溅。当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热，例如用结晶的方法分离NaCl 和KNO3混合物。 ii、蒸馏蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。 操作时要注意： ①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸。 ②温度计水银球的位置应与支管底口下缘位于同一水平线上。 ③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于l/3。 ④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。 ⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。 常见物质除杂方法 ②几种重要阳离子的检验 （l）H+能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。 （2）K+用焰色反应来检验时，它的火焰呈浅紫色（通过钴玻片）。 （3）Ba2+能使用稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。 （4）Al3+能与适量的NaOH溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的NaOH溶液。（5）Ag+能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl沉淀，不溶于稀HNO3，但溶于氨水，生成［Ag(NH3)2］（6）NH4+铵盐（或浓溶液）与NaOH浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味NH3气体。 （7）Fe2+能与少量NaOH溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，立即显红色。 （8）Fe3+能与KSCN溶液反应，变成血红色Fe(SCN)3溶液，能与NaOH溶液反应，生成红褐色Fe(OH)3沉淀。（9）Cu2+蓝色水溶液（浓的CuCl2溶液显绿色），能与NaOH溶液反应，生成蓝色的Cu(OH)2沉淀，加热后可转变为黑色的CuO沉淀。含Cu2+溶液能与Fe、Zn片等反应，在金属片上有红色的铜生成。 ③几种重要的阴离子的检验 （1）OH－能使无色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示剂分别变为红色、蓝色、黄色。 （2）Cl－能与硝酸银反应，生成白色的AgCl沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生成[Ag(NH3)2]+。 （3）Br－能与硝酸银反应，生成淡黄色AgBr沉淀，不溶于稀硝酸。 （4）I－能与硝酸银反应，生成黄色AgI沉淀，不溶于稀硝酸；也能与氯水反应，生成I2，使淀粉溶液变蓝。（5）SO42－能与含Ba2+溶液反应，生成白色BaSO4沉淀，不溶于硝酸。 （6）SO32－浓溶液能与强酸反应，产生无色有刺激性气味的SO2气体，该气体能使品红溶液褪色。能与BaCl2溶液反应，生成白色BaSO3沉淀，该沉淀溶于盐酸，生成无色有刺激性气味的SO2气体。 （7）S2－能与Pb(NO3)2溶液反应，生成黑色的PbS沉淀。 （8）CO32－能与BaCl2溶液反应，生成白色的BaCO3沉淀，该沉淀溶于硝酸（或盐酸），生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的CO2气体。 二、常见事故的处理 三、化学计量 ①物质的量 定义：表示一定数目微粒的集合体符号n 单位摩尔符号 mol 阿伏加德罗常数：0.012kgC-12中所含有的碳原子数。用NA表示。约为6.02x1023 N 公式：n= NA ②摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量用M表示单位：g/mol 数值上等于该物质的分子量 m 公式：n= M ③物质的体积决定：①微粒的数目②微粒的大小③微粒间的距离 V 公式：n= Vm 标准状况下，1mol任何气体的体积都约为22.4L高中化学之化学键知识点
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