資源簡介

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回歸課本知識精要 1
01 化學(xué)物質(zhì)及其變化 1
02 物質(zhì)的量 3
03 氧化還原反應(yīng)、離子反應(yīng) 5
04 金屬及其化合物 8
05 非金屬及其化合物 16
06 原子結(jié)構(gòu)元素周期律 21
07 物質(zhì)結(jié)構(gòu)和性質(zhì) 23
08 化學(xué)能與熱能 28
09 化學(xué)能和電能 29
10 化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡 33
11 電解質(zhì)溶液 36
12 有機化學(xué)基礎(chǔ) 41
13 化學(xué)實驗基礎(chǔ) 51
56
記口訣 用模型 56
一、氧化還原反應(yīng)方程式的書寫 56
二、離子方程式正誤的判斷 56
三、化學(xué)方程式的書寫 57
四、化學(xué)平衡移動 57
五、物質(zhì)結(jié)構(gòu)和元素周期律 58
六、電化學(xué) 59
七、比較溶液中粒子濃度關(guān)系 60
八、從結(jié)構(gòu)角度進(jìn)行物質(zhì)推斷 61
九、元素及其化合物綜合推斷 61
十、工業(yè)生產(chǎn)和流程綜合推斷 62
十一、同分異構(gòu)體判斷 63
十二、有機化合物推斷 63
十三、物質(zhì)（或離子）檢驗 64
十四、混合物分離 65
十五、實驗設(shè)計 66
十六、阿伏加德羅常數(shù)的判斷 67
十七、利用化學(xué)方程式的計算 67
十八、守恒法的應(yīng)用 68
70
題型精析 思維重建 70
題型1 化學(xué)與STSE 70
題型2 定量、定性分析型選擇題 71
題型3 圖表圖像型選擇題 74
題型4 與化學(xué)實驗有關(guān)的選擇題 76
題型5 元素推斷綜合題 78
題型6 化學(xué)綜合實驗與探究 80
題型7 以化學(xué)理論為中心的綜合題 82
86
解讀評分細(xì)則 明確答題規(guī)范 86
選擇題 86
非選擇題 86
設(shè)問形式一：選擇性填空－見錯零分 86
設(shè)問形式二：專業(yè)術(shù)語填空－一錯全錯 88
設(shè)問形式三：文字表述填空－采點賦分 90
設(shè)問形式四：計算結(jié)果填空－亂則易錯 92
設(shè)問形式五：其他形式填空－簡繁明顯 94
96
考前仿真模擬 96
111
高考減壓法 111
高考最后幾天，該做些什么？ 113
高考小貼士 114
考場上的30個細(xì)節(jié) 116
130
高考志愿填報攻略 130
回歸課本知識精要
01 化學(xué)物質(zhì)及其變化
1．同種元素組成的物質(zhì)不一定是純凈物。如 O2和O3 、金剛石和石墨。
2．結(jié)晶水合物是純凈物，不是混合物。如 FeSO4 7H2O、CuSO4 5H2O等。
3．高分子化合物是混合物，不是化合物。
4．基是帶有單電子的原子因；官能因一定是基，但基不一定是官能因。
5．酸性氧化物不一定是非金屬氧化物，如Mn2O7、CrO3等是金屬氧化物，但其是酸性氧化物。
6．非金屬氧化物不一定是酸性氧化物，如CO、NO等是不成鹽氧化物，不是酸性氧化物。
7．堿性氧化物一定是金屬氧化物，但是金屬氧化物不一定全是堿性氧化物，如Mn2O7、CrO3是酸性氧化物，Al2O3是兩性氧化物。
8．酸性氧化物一定為對應(yīng)酸的酸酐。例如 CO2是H2CO3的酸酐，SO3是H2SO4的酸酐。
9．酸酐不一定為酸性氧化物，如乙酸酐（ (CH3COO)2O ）不屬于氧化物。
10．酸性或堿性氧化物不一定都能與水反應(yīng)生成相應(yīng)的酸或堿，如Fe2O3、SiO2等。
11．四同 同位素：具有相同質(zhì)子數(shù)，不同中子數(shù)的同一元素的不同原子，如
H．D．T等 。
同素異形體：由同種元素組成的不同種單質(zhì)，如 O2、O3，金剛石、石墨、C60等。
同分異形體：具有相同分子式不同結(jié)構(gòu)的化合物。可以是有機物與有機物之間，也可以是有機物與無機物之間。如 尿素(COCNH2)2與NH4CNO。
同系物：同類物質(zhì)，具有相同的通式，結(jié)構(gòu)相似，分子組成相差1個或幾個CH2。
12．“三餾”：蒸餾、分餾是物理變化，干餾是化學(xué)變化。
13．“四色”：焰色反應(yīng)是物理變化，顯色反應(yīng)、顏色反應(yīng)、指示劑變色是化學(xué)變化。
14．“五解”：潮解是物理變化，分解、裂解、電解、水解是化學(xué)變化。
15．“十八化”：熔化、汽化、液化、酸化是物理變化，氫化、硫化、風(fēng)化、裂化、炭化、鈍化、水化、風(fēng)化、皂化、歧化、鹵化、裂化、酯化、硝化是化學(xué)變化。
16．電解質(zhì)溶液導(dǎo)電，熔融鹽導(dǎo)電是化學(xué)變化。
17．同素異形體之間的轉(zhuǎn)化是化學(xué)變化。
18．分散系是由分散質(zhì)和分散劑組成，其是混合物。
19．分散質(zhì)粒子大小的不同是溶液、濁液、膠體的本質(zhì)區(qū)別。
20．溶液既能透過濾紙，也能透過半透膜；膠體能透過濾紙，不能透過半透膜，而濁液既不能透過濾紙，也不能透過半透膜。
21．膠體具有丁達(dá)爾效應(yīng)、布朗運動、電泳、聚沉等性質(zhì)。
22．膠體聚沉的方法有：加熱、加入電解質(zhì)、加入帶相反電荷膠粒的膠體。
23．膠體不帶電，但一般膠體粒子帶電，不是所有的膠體粒子帶電，如淀粉膠粒。
24．制備Fe(OH)3膠體的方法：將少量FeCl3（aq）逐滴加入到沸水中，加熱至溶液的顏色變?yōu)榧t褐色，停止加熱；化學(xué)方程式為 FeCl3 + H2O Fe(OH)3（膠體） + 3HCl
25．膠體粒子是由多個分子形成的聚集體，故1mol FeCl3（aq）形成的膠體粒子數(shù)目小于NA。
26．a(chǎn)代表質(zhì)子數(shù)，b代表質(zhì)量數(shù)，c代表粒子個數(shù)，d代表粒子所帶電荷，e代表化合價。
27．常見的幾種圖式：
①化學(xué)式：用元素符號表示物質(zhì)組成的式子，稱為化學(xué)式。例：二氧化硅化學(xué)式為SiO2。
②分子式：用元素符號表示物質(zhì)分成組成的式子，水的分子式為H2O。
③最簡式（實驗式）：僅表示化合物中元素原子個數(shù)比的式子。例 苯的最簡式為CH。
④電子式：在元素符號周圍用“·”或“×”表示最外層電子的式子。
⑤結(jié)構(gòu)式：用一根短線代替一對共用電子對的式子。例如H2的結(jié)構(gòu)式為H-H。
⑥結(jié)構(gòu)簡式：結(jié)構(gòu)式的簡化形式（原子的連接順序及不飽和鍵不能省略）例如乙稀的結(jié)構(gòu)簡式 CH2=CH2。
⑦原子結(jié)構(gòu)示意圖、離子結(jié)構(gòu)示意圖：用以表示原子、離子核電荷數(shù)及核外電子排布的簡圖。
⑧方程式： 方程式書寫注意點：符合實驗事實并配平； 必須注明反應(yīng)條件，尤其是有機化學(xué)方程式；“”、“ ↑”、“↓”等符合的應(yīng)用要正確。
電離方程式：強電解質(zhì)的電離寫“==”號。酸式鹽陰離子（除HSO4-）均不能拆寫出H+；弱電解質(zhì)的電離寫“ ”號，注意弱酸的一個電離方程式只能電離出一個H+，分步書寫；弱堿一般一個電離方程式即寫出所有OH-；如：H2CO3 2H＋＋CO32－（×）；應(yīng)分步寫；
水解方程式：一般寫“”號，無“ ↑”和“↓”；但100%（完全）水解寫“==”號，產(chǎn)物出現(xiàn)“ ↑”和“↓”；如：Al3＋＋3HCO3－==Al(OH)3↓＋3CO2↑；
強堿弱酸鹽水解一般一個水解方程式只結(jié)合一個H+或產(chǎn)生一個OH-，即分步書寫；
強酸弱堿鹽水解一般只用一個水解方程式表示；
實驗室制Fe(OH)3膠體的水解方程式必須寫“===”號，產(chǎn)物注明“膠體”，無“ ↑”和“↓”。如：Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3(膠體)＋3H＋
電極反應(yīng)式：寫“===”號，出現(xiàn)“ ↑”，但無“↓”；注明電極名稱，要寫得（＋ne－）或失（-ne－）電子數(shù)，若電極附近某離子能和電極產(chǎn)物反應(yīng)，則一般合并寫在電極反應(yīng)式中。
02 物質(zhì)的量
1．物質(zhì)的量是國際單位制中7個基本物理量之一，符號為n，單位是摩爾（mol）。
2．物質(zhì)的量及其單位只能運用于原子、質(zhì)子、中子、電子、離子、分子、原子因等組合，不能用于宏觀物質(zhì)。
3．使用物質(zhì)的量及其單位必須指明粒子的種類，如1mol氮，描述錯誤，沒有指明粒子名稱，是1mol N，還是1mol N2等。
4．物質(zhì)的量、質(zhì)量不受外界因素的影響。
5．1mol物質(zhì)的質(zhì)量在以g為單位時，與該物質(zhì)的摩爾質(zhì)量數(shù)值相同。
6．摩爾質(zhì)量的單位是g/mol，數(shù)值上與該物質(zhì)的相對原子（分子）質(zhì)量相等。
7． 1mol物質(zhì)的質(zhì)量、相對原子質(zhì)量、摩爾質(zhì)量是三個不同物理量，單位不同。
8． 摩爾質(zhì)量的計算方法：M = m/n = m(分子)×ρNA = ρ·Vm
9．阿伏加德羅常數(shù)，符號為NA，近似值 6．02×1023mol-1，類似于π和3．14的關(guān)系。
10．在標(biāo)準(zhǔn)狀況下，1mol任何氣體的體積約是22．4L。
12．氣體摩爾體積Vm取決于所處的T．P．，非標(biāo)準(zhǔn)狀況下，也可能為22．4L/mol。
11．標(biāo)準(zhǔn)狀況下，氣體摩爾體積約為22．4L/mol，氣體摩爾體積只適用于氣體。
13． 阿伏加德羅定律的內(nèi)容：在相同T、P下，相同V的任何氣體都具有相同數(shù)目的分子，即“三同”（T、P、V）→“一同”（N）。
14． 阿伏加德羅定律的適用范圍是任何氣體，既可以是單一氣體，也可以是混合氣體。
15． 阿伏加德羅定律可由理想氣體狀態(tài)方程 PV = nRT 或 PV = mRT/M 來推導(dǎo)。
16．標(biāo)準(zhǔn)狀況下，水、液溴、甲醇、乙醇、苯、CH2Cl2、CHCl3、CCl4、SO3、HF均不是氣態(tài)，均不能用氣體摩爾體積進(jìn)行計算。
17．物質(zhì)的量濃度CB = n B / V中V是指溶液的體積，而不是溶劑的體積，也不是溶質(zhì)與溶劑的體積和。
18．溶質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)與物質(zhì)的量濃度之間的關(guān)系是CB = 1000ρW(B) /M。
19．氣體溶于水，氣體與水反應(yīng)生成的是溶質(zhì)，例SO2溶于水，溶質(zhì)是H2SO3，但NH3溶于水，溶質(zhì)卻是NH3 H2O。
20．氣體的水溶液的體積不是溶劑的體積，也不是氣體體積與溶劑體積之和，應(yīng)根據(jù)V = [m（氣體）+ m（溶劑）]/ρ進(jìn)行計算。
21．容量瓶：平底、細(xì)頸、梨肚，瓶身上有刻線，無刻度，標(biāo)明了T、V。
22．容量瓶的規(guī)格有50ml、100ml、250ml、500ml、1000ml等。選擇容量瓶必須指明規(guī)格。
23．使用容量瓶之前需要進(jìn)行“檢漏”。
24．檢查容量瓶是否漏水的方法： 加水→正立→觀察是否漏水→正立→瓶塞旋轉(zhuǎn)180 →倒立→觀察是否漏水。
25．容量瓶是專門用來配制一定物質(zhì)的量濃度溶液的儀器，不能在其中溶解、稀釋以及作為反應(yīng)容器，更不能長時間存儲溶液。
26．配制一定物質(zhì)的量濃度的一般步驟是：計算→稱量或量取（天平或量筒）→溶解或稀釋（燒杯、玻璃棒）→冷卻、洗滌、轉(zhuǎn)移（玻璃棒、對應(yīng)規(guī)格容量瓶）→定容（膠頭滴管）→搖勻→裝瓶貼簽。
27．定容時應(yīng)平視，將蒸餾水注入容量瓶中至離刻線1-2cm處改用膠頭滴管進(jìn)行滴加至凹液面的最低點與刻線成相平或相切。
28．計算時，若計算出來的結(jié)果是整數(shù)，稱量時應(yīng)保留1個有效數(shù)字（托盤天平精確值為0．1g）。例如，計算結(jié)果是4g，稱量時應(yīng)稱4．0g，若計算結(jié)果小數(shù)點有多位，則根據(jù)“四舍五入”精確到0．1。例如計算出4．34g，則稱量4．3g，若計算出4．36g，則應(yīng)稱量4．4g。
29．誤差分析緊抓CB = mB / V = mB /（mB V)，其中mB不變，根據(jù)mB、V來分析誤差。
30．定容時俯視刻線，造成V偏低，CB偏高；仰視刻線，造成V偏高，CB偏低，諧音為“虎大羊小”（俯大仰小）。
31．稀釋前后溶液溶質(zhì)質(zhì)量、物質(zhì)的量保持不變。m1w1 = m2w2 或 C(濃)V(濃) = C(稀)V(稀)
32．凡ρ>1g/cm3的溶液，濃度越大，ρ越大（H2SO4、HCl、HNO3、NaOH等絕大多數(shù)溶液）。
33．凡ρ<1g/cm3的溶液，濃度越大，ρ越小（乙醇水溶液、氨水）
34．同一溶質(zhì)，質(zhì)量分?jǐn)?shù)分別為W1、W2的兩種溶液混合：
ρ>1g/cm3的溶液，等體積混合，混合后質(zhì)量分?jǐn)?shù)W > (W1+W2)。
ρ<1g/cm3的溶液，等體積混合，混合后質(zhì)量分?jǐn)?shù)W < (W1+W2)。
03 氧化還原反應(yīng)、離子反應(yīng)
1．電解質(zhì)、非電解質(zhì)的研究對象是化合物。單質(zhì)和混合物既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。
2．電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電，導(dǎo)電需要條件。能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，不導(dǎo)電的物質(zhì)不一定不是電解質(zhì)（例如難溶性鹽水溶液，導(dǎo)電性很弱，但難溶性鹽是電解質(zhì)）
3．酸、堿、鹽、水、絕大多數(shù)金屬氧化物是電解質(zhì)。非金屬氧化物、大多數(shù)氫化物、絕大多數(shù)有機物（例如 CO2、NH3、蔗糖等）都是非電解質(zhì)。
4．強電解質(zhì)包括強酸、強堿、鹽、金屬氧化物，弱電解質(zhì)包括弱酸、弱堿、水等。
5．電解質(zhì)的強弱與溶解性無關(guān)。
6．電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力取決于溶液中的離子濃度和離子所帶電荷。離子濃度一定，離子所帶電荷越大，導(dǎo)電性越強；離子所帶電荷一定，離子濃度越大，導(dǎo)電性越強。
7．電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力與電解質(zhì)的強弱無必然聯(lián)系。
8．常見的有色離子 Fe3+（黃）、 Fe2+（綠）、 Cu2+（藍(lán)）、 MnO4-（紫、） Cr2O72-（橙）、 CrO4-（黃）、 Cr2+（綠）
9．有單質(zhì)參加或生成的化學(xué)反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng)（例如同素異形體之間的轉(zhuǎn)化）
10．在氧化還原反應(yīng)中，一種元素被氧化，不一定有另一種元素被還原（例如 Cl2 + H2O ≒ HCl + HClO）
11．得氧失還（得到電子，化合價降低，做氧化劑，發(fā)生還原反應(yīng)；失去電子，化合價升高，做還原劑，發(fā)生氧化反應(yīng)）
12．氧化性、還原性的強弱取決于電子得失的難易程度，與電子得失的多少無關(guān)。
13．元素的最高價只具有氧化性，最低價只具有還原性，處于中間價態(tài)既有氧化性又有還原性。
14．在酸性溶液中，不能共存的離子有：S2-、HS-、CO32-、HCO3-、SO32-、HSO3-、S2O32-、AlO2-、SiO32-、F-、ClO-、CH3COO-、OH- 等。
15． 在堿性溶液中，不能共存的離子有：Ag2+、Fe2+、Fe3+、Al3+、Cu2+、NH4+ 等。
16．發(fā)生雙水解而不能大量共存的有，F(xiàn)e3+與CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等，Al3+與S2-、HS-、CO32-、HCO3-、AlO2-等。
17．發(fā)生溶液中的氧化還原反應(yīng)而不能大量共存的有 ① Fe3+與S2- ② NO3-(H+)與Fe2+ ③ Fe3+與I- ④ ClO-與S2- ⑤ MnO4-(H+)與S2-、Fe2+、HS-、SO32-、HSO3-等 ⑥ Cr2O72-與I-、S2-、HS-、HSO3-、SO32-等。
18．Fe3+與SCN-發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)不能大量共存；Ag+與NH3 H2O發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)不能大量共存。
19．氧化劑、還原劑的氧化性、還原性強弱比較
①氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物； 還原性：還原劑>還原產(chǎn)物
②根據(jù)金屬活動順序表： K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb(H) Cu Hg Ag Pt Au
金屬活動性逐漸減弱；單質(zhì)還原性依次減弱；對應(yīng)的金屬陽離子氧化性逐漸增強
③根據(jù)非金屬活動順序表： F O Cl Br I S
單質(zhì)的氧化性遞減；對應(yīng)陰離子的還原性遞增。
④根據(jù)電化學(xué)： 原電池中，一般是負(fù)極物質(zhì)的還原性大于正極物質(zhì)。
電解池中，越容易在陽極放電，陰離子的還原性越強，越容易在陰極放電，陽離子的氧化性越強。
⑤根據(jù)元素周期表：
同一周期，從左到右，金屬的還原性逐漸減弱，非金屬氧化性逐漸增強。
同一主族，從上到下，金屬的還原性逐漸增強，非金屬氧化性逐漸減弱。
⑥根據(jù)被氧化或被還原的程度
2Fe + Cl2 2FeCl3
Fe + S FeS 氧化性 Cl3 > S
2Cu + S Cu2S 還原性 Fe > Cu
⑦根據(jù)反應(yīng)條件的難易程度：
2KMnO4 + 16HCl（濃） = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O
MnO2 + 4HCl（濃） MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O 氧化性： KMnO4 > MnO2
⑧根據(jù)反應(yīng)中的能量變化
H2 + X2 = 2HX （放熱Q1）
H2 + Y2 = 2HY （放熱Q2） 若Q1 > Q2，則氧化性：X2 > Y2
⑨根據(jù)濃度及溶液酸堿性： 濃HNO3 > 稀HNO3 （氧化性）； KMnO4在酸性條件下的氧化性比在中性、堿性條件強
04 金屬及其化合物
一．鈉及其化合物
1． 鈉跟氧氣常溫下一般認(rèn)為生成氧化鈉,加熱(燃燒)生成過氧化鈉．
2．金屬鈉在空氣中點燃實驗現(xiàn)象：熔化成小球，劇烈燃燒，產(chǎn)生黃色火焰，生成淡黃色固體。3． 鈉跟硫能劇烈反應(yīng),甚至爆炸。2Na + SNa2S
4．鈉與水反應(yīng)的現(xiàn)象及解釋：①浮：說明鈉的密度比水的密度小 ②熔：說明鈉的熔點低；反應(yīng)為放熱反應(yīng) ③游：說明有氣體產(chǎn)生 ④響：說明有氣體產(chǎn)生 ⑤紅：溶液中滴入酚酞顯紅色，生成的溶液顯堿性。
5．Na與酸溶液反應(yīng)．例如： 2Na + 2HCl＝2NaCl + H2↑ 2Na + H2SO4＝Na2SO4 + H2↑
由于酸中H＋濃度比水中H＋濃度大得多，因此Na與酸的反應(yīng)要比水劇烈得多．
鈉與酸的反應(yīng)有兩種情況：
①酸足量(過量)時：只有溶質(zhì)酸與鈉反應(yīng)．
②酸不足量時：鈉首先與酸反應(yīng)，當(dāng)溶質(zhì)酸反應(yīng)完后，剩余的鈉再與水應(yīng)．因此，在涉及有關(guān)生成的NaOH或H2的量的計算時應(yīng)特別注意這一點．
6． 鈉與鹽的溶液反應(yīng)：鈉不能置換出溶液中的金屬，鈉是直接與水反應(yīng)。反應(yīng)后的堿再與溶液中的其他物質(zhì)反應(yīng)。如鈉投入到硫酸銅溶液的反應(yīng)式：2Na+CuSO4+2H2OCu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑。
7．鈉與熔融的鹽反應(yīng)時，可置換出鹽中較不活潑的金屬．例如：4Na + TiCl4(熔融) 4NaCl + Ti
8． 鈉與與醇反應(yīng) 2Na + 2CH3CH2OH → 2CH3CH2ONa + H2↑
9．由于鈉的密度比煤油大且不與煤油反應(yīng)，所以在實驗室中通常將鈉保存在煤油里，以隔絕與空氣中的氣體和水接觸．
10．由于鈉的性質(zhì)很活潑，故鈉在自然界中只能以化合態(tài)的形式(主要為NaCl，此外還有Na2SO4、Na2CO3、NaNO3等)存在．
11．Na的制備：工業(yè)上采用電解熔融的氯化鈉來制備。
12．Na的用途：①制取鈉的重要化合物 ②作為原子反應(yīng)堆的導(dǎo)熱劑 ③冶煉鈦鈮鋯釩等金屬 ④鈉光源
13．Na－K合金(常溫下為液態(tài))作原子反應(yīng)堆的導(dǎo)熱劑的原因：Na－K合金熔點低、導(dǎo)熱性好
14．制高壓鈉燈的原因： 發(fā)出的黃色光射程遠(yuǎn)，透霧能力強。
15．Na2O2與H2O、CO2發(fā)生反應(yīng)的電子轉(zhuǎn)移情況如下：
每生成1mol氧氣轉(zhuǎn)移2mol電子。
16．在上述反應(yīng)中，Na2O2既是氧化劑又是還原劑，H2O或CO2只作反應(yīng)物，不參與氧化還原反應(yīng)．
17．能夠與Na2O2反應(yīng)產(chǎn)生O2的，可能是CO2、水蒸氣或CO2和水蒸氣的混合氣體．
18． 氧化鈉的化學(xué)式與化合價是，過氧化鈉的化學(xué)式與化合價是。
19．兩種氧化物的陰陽離子個數(shù)比是1：2。
20．氧化鈉是堿性氧化物，過氧化鈉是過氧化物，不是堿性氧化物。
21． 2Na2O2+2H2O= 4NaOH+O2↑中每生成1mol氧氣固體質(zhì)量增加2mol氫氣的質(zhì)量，即4g。
22． 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+ O2中每生成1mol氧氣固體質(zhì)量增加2mol一氧化碳的質(zhì)量，即56g。
23． Na2CO3俗名純堿、蘇打，俗名小蘇打。
24． Na2CO3白色粉末．碳酸鈉結(jié)晶水合物的化學(xué)式為Na2CO3·10H2O，而NaHCO3是白色晶體．無結(jié)晶水合物。
25． Na2CO3易溶于水，而NaHCO3溶于水，但溶解度比Na2CO3小。
26． 由于NaHCO3在水中的溶解度小于Na2CO3，因此，向飽和的Na2CO3溶液中通入CO2氣體，能析出NaHCO3晶體。Na2CO3 + CO2+ H2O=2NaHCO3↓
27．Na2CO3加熱不分解，而NaHCO3加熱易分解．化學(xué)方程式為：2NaHCO3 Na2CO3 + CO2↑+ H2O
28．Na2CO3與酸反應(yīng)較緩慢．反應(yīng)分兩步進(jìn)行：CO32－+ H＋= HCO3－，HCO3－+ H＋= CO2↑+ H2O，而NaHCO3較劇烈，放出CO2的速度快，HCO3－+ H＋= CO2↑+H2O。
29． Na2CO3與NaHCO3的鑒別方法
①固態(tài)時： 分別加熱，能產(chǎn)生使澄清石灰水變渾濁氣體的是NaHCO3。
②溶液中： 分別加入CaCl2或BaCl2溶液，有白色沉淀產(chǎn)生的是Na2CO3。
③溶液中：分別加入鹽酸，立刻出現(xiàn)氣泡的是NaHCO3，開始無現(xiàn)象，然后才有氣泡的是Na2CO3。
30． Na2CO3與NaHCO3的相互轉(zhuǎn)化關(guān)系是
31．侯氏制堿法制NaHCO3和Na2CO3的原理： 在飽和NaCl溶液中依次通入足量的NH3、CO2氣體，有NaHCO3從溶液中析出．有關(guān)反應(yīng)的化學(xué)方程式為：
NH3 + H2O + CO2 ＝NH4HCO3 NH4HCO3 + NaCl ＝NaHCO3↓+ NH4Cl
2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2↑，
32． 在飽和NaCl溶液中依次通入足量的NH3、CO2氣體的原因是NH3在水溶液中的溶解度，吸收二氧化碳更充分。
33． 焰色反應(yīng)：金屬或它的化合物在燃燒時，火焰所呈現(xiàn)的特殊的顏色。
①焰色反應(yīng)是物理性質(zhì)。
②步驟：洗：用鹽酸洗鉑絲；燒：在酒精燈外焰中燃燒至與火焰顏色相同；蘸：蘸取待測物；燒：在火焰中燃燒，觀察火焰的顏色。
③K—紫色（透過藍(lán)色鈷玻璃）；Na—黃色
④沒有鉑絲用鐵絲也可以，鉑絲用鹽酸洗的原因是金屬氯化物在高溫情況下易氣化而揮發(fā)，不影響觀察到的顏色。
34． 堿金屬元素包括鋰(Li)、鈉(Na)、鉀(K)、銣(Rb)、銫(Cs)和放射性元素鈁(Fr)．
35．堿金屬的物理性質(zhì)
(1)相似性：①都具有銀白色金屬光澤(其中銫略帶金黃色)；②柔軟；③熔點低；④密度小，其中Li、Na、K的密度小于水的密度；⑤導(dǎo)電、導(dǎo)熱性好．
(2)遞變規(guī)律：從Li → Cs，隨著核電荷數(shù)的遞增，密度逐漸增大(特殊：K的密度小于Na的密度)，但熔點、沸點逐漸降低．
36． 堿金屬與O2等非金屬反應(yīng)．從Li → Cs，與O2反應(yīng)的劇烈程度逐漸增加．
37．Li與O2反應(yīng)只生成Li2O： 4Li + O22Li2O
38．在室溫下， K、Rb、Cs與O2反應(yīng)生成相應(yīng)的超氧化物KO2、RbO2、CsO2．
39． 堿金屬與H2O反應(yīng)．發(fā)生反應(yīng)的化學(xué)方程式可表示為：
2R + 2H2O = 2ROH + H2↑ (R代表Li、Na、K、Rb、Cs)．
從Li→Na，與H2O反應(yīng)的劇烈程度逐漸增加．K與H2O反應(yīng)時能夠燃燒并發(fā)生輕微爆炸；Rb、Cs遇H2O立即燃燒并爆炸．生成的氫氧化物的堿性逐漸增強(其中LiOH難溶于水)．
二．鎂及其化合物
1． Mg能與空氣中的O2反應(yīng)，生成一層堅固而致密的氧化物保護(hù)膜．所以，金屬鎂有抗腐蝕性。
2．Mg在空氣中的燃燒主要反應(yīng)：2Mg+O22MgO，次要反應(yīng)：與N2反應(yīng)生成少量的Mg3N2(離子化合物)3Mg+N2Mg3N2，與少量CO2反應(yīng)2Mg + CO2 2MgO + C
3．與Cl2的反應(yīng)：Mg+Cl2MgCl2
4． ．與S的反應(yīng)：Mg + SMgS
5．與水的反應(yīng)(熱水)：Mg+2H2OH2↑+Mg(OH)2
6． 與稀H2SO4、稀HCl等弱氧化性酸(產(chǎn)生H2)：Mg+2H+Mg2++H2↑，H+有氧化性但弱，表現(xiàn)為H+變價產(chǎn)生H2。
7．與濃HNO3反應(yīng)出NO2：Mg+4HNO3Mg(NO3)2+2H2O+2NO2↑
8．與稀HNO3反應(yīng)(3Mg+8HNO3=4H2O+3Mg(NO3)2+2NO↑，稀酸濃度不同產(chǎn)物不同，濃度越小N的化合價越低。
9．與濃H2SO4反應(yīng)Mg+2H2SO4SO2↑+2H2O+MgSO4， 由于濃H2SO4氧化性不如HNO3，需要加熱。
10．與CuSO4溶液：Mg+CuSO4+2H2O=Cu(OH)2↓+MgSO4+H2↑，與鈉和鹽溶液反應(yīng)的原理類似。
11．鎂的特征反應(yīng)，與濃NH4Cl反應(yīng) Mg + 2NH4Cl = MgCl2 + 2NH3↑ + H2↑
原理：濃NH4+易分解，溶液顯酸性，加入鎂后出H2，反應(yīng)放熱，促進(jìn)NH4+水解，水解程度加大，NH4+水分解產(chǎn)生NH3。
12．鎂的工業(yè)冶煉法——熔融電解法，用MgCl2為原料進(jìn)行電解。
13．原料選擇MgCl2而不用MgO的原因是MgCl2的熔點低，易熔融，耗能少，而MgO的熔點高，耗能大。
三．鋁及其化合物
1．鋁是地殼中最多的金屬元素，主要是以化合態(tài)存在，鋁土礦主要成分是Al2O3。
2．常溫下與空氣中的氧氣反應(yīng)生成堅固的氧化膜并牢固地覆蓋在鋁表面，阻止了內(nèi)部的鋁與空氣接觸(加熱發(fā)紅，但不滴落)，4Al+3O22Al2O3，在氧氣中點燃劇烈燃燒。4Al+3O22Al2O3
3．與硫高溫反應(yīng)， 2Al + 3SA12S3，只能在干態(tài)下制備，原因是A12S3遇水立即發(fā)生反應(yīng)。A12S3+6H2O= 2Al(OH)3↓+3H2S↑
4．與非氧化性酸反應(yīng) 2Al+6HCl2AlCl3+3H2↑；2Al+3H2SO4Al2(SO4)3+3H2↑
5．鋁在冷的濃硫酸、濃硝酸中鈍化。
6．鈍化：某些金屬在常溫下遇強氧化性酸如濃硫酸、濃硝酸時在表面生成致密的氧化膜，從而阻止內(nèi)部金屬進(jìn)一步發(fā)生反應(yīng)。常見的會發(fā)生鈍化的金屬主要有鋁、鐵。
7．與強堿反應(yīng)：2Al+2NaOH+2H2O2NaAlO2+3H2↑化合價降低，得6e-，被還原，反應(yīng)的實質(zhì)：分兩步進(jìn)行2Al+6H2O2A1(OH)3+3H2↑，Al(OH)3+NaOHNaAlO2+H2O
8．鋁熱反應(yīng)：2Al+Fe2O32Fe+ Al2O3 ，其中Al+Fe2O3為鋁熱劑，是混合物。
9．因鋁熱反應(yīng)放出大量的熱，因此其應(yīng)用有①焊接冶煉難熔的金屬；②冶煉難熔的金屬(Fe，Mn，Rb)
10．剛玉的主要成分是Al2O3，其中把含少量鉻元素的剛玉稱為紅寶石；含少量的鐵和鈦元素的剛玉稱為藍(lán)寶石。
11． 電解熔融的氧化鋁制備單質(zhì)鋁：2Al2O34Al+3O2↑，由于氧化鋁的熔點很高，故在氧化鋁中添加冰晶石Na3AlF6，降低其熔點。
12． Al2O3是兩性氧化物(既能與酸反應(yīng)又能與堿反應(yīng)生成鹽和水的氧化物)，與酸反應(yīng)：Al2O3+6HCl2AlCl3+3H2↑；Al2O3+3H2SO4Al2(SO4)3+3H2O，與堿反應(yīng)： Al2O3+2NaOH2NaAlO2+H2O。
13． 氫氧化鋁是白色膠狀物質(zhì)，不溶于水，有強的吸附性，可用于吸附水中的懸浮物和各種色素。
14．Al(OH)3是兩性氫氧化物，①與酸反應(yīng)：Al(OH)3+3HClAlCl3+3H2O
②與堿反應(yīng)：Al(OH)3+NaOHNaAlO2+2H2O
15．受熱分解2Al(OH)3Al2O3+3H2O，難溶于水的氫氧化物加入分解為對應(yīng)的相同價態(tài)的氧化物和水。
16．將NaOH滴加入AlCl3溶液中至過量現(xiàn)象：先有白色沉淀后沉淀消失。
Al3++3OH-Al(OH)3 ↓ Al3++4OH-AlO2-+2H2O
17． AlCl3滴加入NaOH溶液中至過量現(xiàn)象：先無任何現(xiàn)象后有白色沉淀生成。
Al3++4OH-AlO2-+2H2O Al3++ 3AlO2-+6H2O4Al(OH)3 ↓
18．實驗室常用可溶性鋁鹽 + 弱堿反應(yīng)制備氫氧化鋁，弱堿選擇足量氨水
Al2(SO4)3+6NH3 H2O2Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4
19．明礬：十二水合硫酸鋁鉀[KAl(SO4)2 12H2O]易溶于水，其凈水原理：明礬溶于水發(fā)生水解反應(yīng)，生成Al(OH)3膠體，吸附水中的雜質(zhì)，使水澄清。
四．鐵及其化合物
1．鐵在地殼中的含量居第四位，僅次于氧、硅和鋁．
2．與氧氣反應(yīng)，緩慢氧化生成Fe2O3，點燃生成Fe3O4方程式為3Fe + 2O2Fe3O4。
3．鐵絲在氯氣中燃燒時，生成棕黃色的煙，加水振蕩后，溶液顯黃色．2Fe + 3C122FeCl3
4． 鐵跟硫反應(yīng)時，只能生成+2價鐵，F(xiàn)e + SFeS。
5．鐵跟氯氣、硫反應(yīng)時，分別生成+2價和+3價的鐵，說明氧化性：氯氣＞硫．
6．在常溫下，在水和空氣中的O2、CO2等的共同作用下，F(xiàn)e易被腐蝕(鐵生銹)．
7．在高溫下，鐵能與水蒸氣反應(yīng)生成H2：3Fe + 4H2O(g) Fe3O4 + 4H2
8．．鐵與非氧化性酸(如稀鹽酸、稀H2SO4等)的反應(yīng)．例如： Fe + 2H＋ ＝ Fe2＋ + H2↑
9．鐵遇到冷的濃H2SO4、濃HNO3時，產(chǎn)生鈍化現(xiàn)象，因此金屬鐵難溶于冷的濃H2SO4或濃HNO3中．可以用鐵制品或鋁制品盛裝冷的濃硫酸和濃硝酸。
10． 鐵與與稀HNO3反應(yīng)，鐵少量Fe + 4H+ + NO3- = Fe3+ + NO↑ + 2H2O，鐵過量3Fe + 8H+ + 2NO3- = 3Fe2+ + 2NO↑ + 4H2O
11．鐵與比鐵的活動性弱的金屬的鹽溶液發(fā)生置換反應(yīng)．例如： Fe + Cu2＋ ＝ Fe2＋ + Cu
12． ①氧化鐵(鐵紅)：
與酸反應(yīng)：Fe2O3+6HCl2FeCl3+3H2O
12． FeO是黑色固體，F(xiàn)e2O3是紅棕色固體，F(xiàn)e3O4是黑色晶體。
13．FeO 中鐵元素的化合價是+2價，F(xiàn)e2O3中鐵元素的化合價是+3價，F(xiàn)e3O4中鐵元素的化合價是既有+2價又有+3價，其平均化合價是＋8/3價。
14．FeO在空氣中加熱時，被迅速氧化；6FeO + O2 2Fe3O4
15．FeO與鹽酸反應(yīng)：FeO+2HClFeCl2+H2O；4FeCl2+O2+4HCl4FeCl3+2H2O(總：4FeO+12HCl+O24FeCl3+6H2O)
16．Fe2O3俗稱鐵紅，F(xiàn)e3O4俗稱磁性氧化鐵。
17． FeO、Fe2O3是堿性氧化物，F(xiàn)e3O4是復(fù)雜的氧化物。
18． Fe2O3與鹽酸等反應(yīng)：Fe2O3 + 6H＋＝2Fe3＋+ 3H2O
19．Fe2O3在高溫時，被CO、C、A1等還原：Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2
20．Fe3O4兼有FeO和Fe2O3的性質(zhì)，如Fe3O4 + 8H＋＝2Fe3＋+ Fe2＋+ 4H2O
21． Fe(OH)2在水中為白色絮狀沉淀，F(xiàn)e(OH)3在水中為紅褐色絮狀沉淀。
22． 實驗室制備Fe(OH)2可以利用可溶性亞鐵鹽與強堿溶液或氨水反應(yīng)：Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 或Fe2+ + 2NH3 H2O = Fe(OH)2↓ + 2NH4+
23． 制備Fe(OH)2時，為防止Fe(OH)2被氧化，應(yīng)將裝有NaOH溶液的滴管插入FeSO4溶液的液面下，以及在FeSO4溶液上方加入苯或汽油等溶劑、以及將NaOH溶液加熱煮沸等。
24． Fe(OH)2極易被氧化，沉淀特征顏色變化：白色→灰綠色→紅褐色，方程式是4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4 Fe(OH)3
25． 實驗室制備Fe(OH)3可以利用可溶性鐵鹽與強堿溶液、氨水反應(yīng)。Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3↓ 或Fe3+ + 3NH3 H2O = Fe(OH)3↓ + 3NH4+
26． Fe(OH)2 、Fe(OH)3都能與非氧化性酸如鹽酸等中和。
27． Fe(OH)3受熱分解2 Fe (OH)3 Fe 2O3+3H2O，難溶于水的氫氧化物加入分解為對應(yīng)的相同價態(tài)的氧化物和水。Fe(OH)3受熱分解固體顏色變化：紅褐色→紅棕色。
28． 亞鐵鹽很容易被空氣中的O2氧化成鐵鹽，為防止氧化，可向亞鐵鹽溶液中加入一定量的鐵屑．
29．可以利用2Fe3＋ + Fe ＝ 3Fe2＋除去亞鐵鹽(含F(xiàn)e2＋)溶液中混有的Fe3＋
30． 氯化鐵溶液中混有氯化亞鐵時，可向溶液中通入足量氯氣或滴加新制的氯水，除去Fe2＋離子．離子方程式是2Fe2＋+ Cl2＝2Fe3＋+ 2Cl－。
31． Fe2＋、Fe3＋之間可以進(jìn)行相互轉(zhuǎn)化Fe2＋ Fe3＋
32．Fe2＋的檢驗方法：①向待檢液中滴加NaOH溶液或氨水，產(chǎn)生白色絮狀沉淀，露置在空氣中一段時間后，沉淀變?yōu)榛揖G色，最后變?yōu)榧t褐色，說明含F(xiàn)e2＋；
；②向待檢液中先滴加KSCN溶液，無變化，再滴加新制的氯水，溶液顯紅色，說明含F(xiàn)e2＋．有關(guān)的離子方程式為：2Fe2＋ + Cl2 ＝ 2Fe3＋ + 2Cl－ Fe3＋ + 3SCN－ ＝ Fe(SCN)3
③取待檢測溶液少許，往里滴加K3[Fe(CN)6]，立即出現(xiàn)藍(lán)色沉淀
33．Fe3＋的檢驗方法：
①向待檢液中滴加NaOH溶液或氨水，產(chǎn)生紅褐色沉淀，說明含F(xiàn)e3＋；
②向待檢液中滴加KSCN溶液，溶液呈血紅色，說明含F(xiàn)e3＋；
③取待檢測溶液少許，往里滴加K4[Fe(CN)6]，立即出現(xiàn)藍(lán)色沉淀；
④取待檢測溶液少許，往里滴加苯酚，立即出現(xiàn)紫色
五．銅及其化合物
1．銅紫紅色、不能被磁體吸引。
2．銅與O2反應(yīng)，加熱時：2Cu＋O22CuO；常溫下在潮濕的空氣中：2Cu+O2+H2O+CO2 ====Cu2(OH)2CO3。
3．與Cl2反應(yīng)：Cu＋Cl2CuCl2(棕黃色煙)。
4．銅與非氧化性酸不反應(yīng)，與濃硫酸、稀濃硝酸都反應(yīng)。
5． 銅與濃硫酸的反應(yīng)：Cu＋2H2SO4(濃)CuSO4＋SO2↑＋2H2O。
6．銅與濃硝酸的反應(yīng)：Cu＋4HNO3(濃)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O；銅與稀硝酸的反應(yīng)：3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O。
7．銅與硝酸銀溶液的反應(yīng)：Cu+2Ag+====Cu2++2Ag，與氯化鐵溶液的反應(yīng)：2Fe3++Cu====2Fe2++Cu2+。
8．氧化銅是黑色固體和氧化亞銅是磚紅色固體。
9． 氧化銅是堿性氧化物，能與酸反應(yīng)CuO＋2H＋===Cu2＋＋H2O。
10． 氧化亞銅與酸反應(yīng)發(fā)生歧化反應(yīng)Cu2O＋2H＋===Cu2＋＋Cu＋H2O。
11． 氧化銅加熱能分解生成氧化亞銅。4CuO2Cu2O＋O2↑。
12．氫氧化銅是藍(lán)色不溶于水的固體，屬于弱堿 ，能與酸反應(yīng)生成鹽和水。
13．CuSO4·5H2O為藍(lán)色晶體，俗稱藍(lán)礬、膽礬。無水CuSO4為白色粉末，遇水變藍(lán)色(生成CuSO4·5H2O)，可作為水的檢驗依據(jù)。
六．金屬材料與礦物冶煉
1．從礦石中提取金屬的一般步驟有三步：①礦石的富集．除去雜質(zhì)，提高礦石中有用成分的含量；②冶煉．利用氧化還原反應(yīng)原理，在一定條件下，用還原劑將金屬礦石中的金屬離子還原成金屬單質(zhì)；③精煉．采用一定的方法，提煉純金屬．
2．冶煉金屬的實質(zhì)：用還原的方法，使金屬化合物中的金屬離子得到電子變成金屬原子．
3．金屬冶煉的一般方法有：①加熱法②熱還原法⑧電解法。
4．加熱法．適用于冶煉在金屬活動順序表中，位于氫之后的金屬(如Hg、Ag等)．例如：
2HgO2Hg + O2↑ 2Ag2O4Ag + O2↑
5．熱還原法．適用于冶煉金屬活動順序表中Zn、Fe、Sn、Pb等中等活潑的金屬．常用的還原劑有C、CO、H2、Al等．例如：Fe2O3 + 3CO2Fe + 3CO2(煉鐵) Cr2O3 + 2Al2Cr + A12O3(制高熔點的金屬)
6．電解法．適用于冶煉活動性強的金屬如K、Ca、Na、Mg、A1等活潑的金屬，通過電解其熔融鹽氯化物或氧化物的方法來制得．例如：2A12O3 4Al + 3O2↑ 2NaCl 2Na + C12↑
7． 金屬的分類：
根據(jù)冶金工業(yè)標(biāo)準(zhǔn)分類：鐵(鉻、錳)為黑色金屬，其余金屬(鈉鎂鋁等)為有色金屬。
根據(jù)密度分類：密度大于4．5g/cm3的金屬是重金屬：如鐵、銅、鉛、鋇；密度小于4．5g/cm3的金屬是輕金屬：如鈉、鎂、鋁。
8． 合金是由兩種或兩種以上的金屬（或金屬與非金屬）熔合而成的具有金屬特性的物質(zhì)。
9．合金的性能：硬度比 組分金屬硬度大，熔點比組分金屬的熔點低。
05 非金屬及其化合物
一、碳、硅及其重要化合物
1．自然界中碳元素既有游離態(tài)，又有化合態(tài)，而硅元素僅有化合態(tài)，且以二氧化硅和硅酸鹽形式存在
2．硅不能與HCl、H2SO4、HNO3反應(yīng)，僅能與HF反應(yīng)。化學(xué)方程式為 Si + 4HF = SiF4↑ + 2H2↑
3．硅是唯一能與NaOH溶液反應(yīng)放出H2的非金屬單質(zhì)。化學(xué)方程式為： Si +2NaOH + H2O = Na2SiO3 + 2H2↑
4．工業(yè)制取粗硅的方法： SiO2 + 2C == Si +2CO↑，生成的是CO，不是CO2。
5．工業(yè)制取純硅的方法：
6． SiO2 + 2C == Si +2CO↑的反應(yīng)原理是高溫條件下，生成 物CO從體系逸出，有利于反應(yīng)進(jìn)行，而不是氧化還原反應(yīng)，不能說明碳的還原性強于硅（事實上是硅的還原性強于碳）
7．酸性氧化物一般能與水反應(yīng)生成酸，但二氧化硅不溶于水；酸性氧化物一般不與酸反應(yīng)，但SiO2能與HF反應(yīng)，方程式為 SiO3 + 4HF = SiF4↑ + 2H2O（SiF4不是鹽）
8．硅是良好的半導(dǎo)體材料，而SiO3不導(dǎo)電，是光導(dǎo)纖維的主要成份。
9．工業(yè)上制取玻璃的反應(yīng)方程式是 Na2CO3 + SiO3 == Na2SiO3 + CO2↑ CaCO3 + SiO3 == CaSiO3 + CO2↑ 其反應(yīng)原理是難揮發(fā)的SiO2固體生成易揮發(fā)的CO2氣體，是個熵增的反應(yīng)。
10．盛裝NaOH溶液的試劑瓶能用玻璃瓶，但不能用玻璃塞（磨口），其原因是磨口玻璃塞中的二氧化硅裸露在外，與NaOH反應(yīng)生成Na2SiO3，使瓶身瓶塞黏在一起，不易打開。化學(xué)方程式為 SiO3 + 2NaOH = Na2SiO3 + H2O
11． Na2SiO3水溶液俗稱水玻璃，是混合物。 Na2SiO3俗稱泡花堿，是純凈物。
12．硅酸是高中階段唯一的固體酸、沉淀酸。
13．二氧化碳的化學(xué)式（分子式）為CO2，表示一個分子的組成。而二氧化硅沒有分子式，其化學(xué)式是SiO3。
14． SiO3表示每個硅原子周圍4個氧原子，每個氧原子周圍2個硅原子，按照硅氧原子個數(shù)為1：2形成的正四面體。
15．可以用HF在玻璃上雕刻花紋，且HF不能用玻璃容器盛裝。
16． SiO3是H2SiO3的酸酐，但它不溶于水，不能直接用它與水反應(yīng)制備H2SiO3
17．因H2CO3的酸性大于H2SiO3，所以在Na2SiO3溶液中通人CO2能發(fā)生下列反應(yīng)：Na2SiO3+CO2+H2O= H2SiO3↓+Na2CO3，但在高溫下SiO2+Na2CO3Na2SiO3+CO2↑也能發(fā)生。
18．水泥、玻璃、陶瓷是三大傳統(tǒng)的無機非金屬材料；碳化硅、氮化硅等是新型無機非金屬材料。
19． 普通水泥的主要成分是硅酸三鈣（3CaO·SiO2）、硅酸二鈣（2CaO·SiO2）和鋁酸三鈣（3CaO·Al2O3），水泥具有水硬性，水泥、沙子和碎石的混合物叫混凝土。
20． 制造陶瓷的主要原料是石灰石、石英、純堿，，玻璃是無固定熔點的混合物。加入氧化鈷后的玻璃呈藍(lán)色，加入氧化亞銅后的玻璃呈紅色，普通玻璃一般呈淡綠色，這是因為原料中混有二價鐵的緣故。
21．制造陶瓷的主要原料是黏土，黏土的主要成分：Al2O3·2SiO2·2H2O。
二、鹵素及其重要化合物
1．液氯密封保存在鋼瓶中，而氯水、次氯酸應(yīng)保存在棕色試劑瓶中。
2．液氯、氯氣是單質(zhì)、純凈物，而氯水是混合物，氯水的成份是“四離子，三分子”，分別是：H+、Cl-、ClO-、OH-及H2O、HClO、Cl2等。
3．1mol Cl2參加反應(yīng)，轉(zhuǎn)移的電子數(shù)可能為2NA。例 氯氣與金屬和非金屬反應(yīng)；也有可能為NA，例氯氣與堿溶液反應(yīng)；也有可能小于NA，例Cl2與水的反應(yīng)為可逆反應(yīng)。
4．次氯酸HClO的結(jié)構(gòu)式是H-O-Cl
5．次氯酸HClO的化性有 ①弱酸性 ②不穩(wěn)定性2HClO = 2HCl + O2↑ ③強氧化性（漂白性）
6． HClO和ClO-都具有強氧化性，ClO-無論是在酸性、堿性、中性都有強氧化性。
7．ClO-與Fe3+、Al2+、NH4+ 因雙水解不能大量共存。
8． 漂白液的主要成份是NaCl、NaClO，有效成份是NaClO。漂白粉的主要成份是CaCl2、Ca(ClO)2，有效成份是Ca(ClO)2
9．84消毒液（NaClO）和潔廁靈（HCl）不能混用（ClO- + ClO- + H+ = Cl2↑ + H2O）
10．漂白粉漂白原理：Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3↓ + 2HClO ，
漂白粉失效原理：Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3↓ + 2HClO ． 2HClO=====2HCl + O2↑
11．向Ca(ClO)2溶液中通入CO2氣體，之后沉淀生成，后沉淀消失。 Ca(ClO)2 + H2O + CO2 = CaCO3↓ + 2HClO CaCO3 + H2O + CO2 = Ca(HCO3)2
12．向Ca(ClO)2溶液中通入SO2氣體生成的是CaSO4，其離子方程式為：Ca2+ + 3ClO- + SO2 + H2O = CaSO4↓ + Cl- + 2HClO
13． Fe和Cl2反應(yīng)，無論Fe過量或不足，只能生成FeCl3
14．實驗室制Cl2，除了用MnO2和濃HCl加鹽反應(yīng)制備外，還可以用KMnO4、KClO3與濃HCl反應(yīng)，且不需要加熱
15．實驗室可以用飽和食鹽水收集Cl2，原因為 Cl2 + H2O HCl + HClO，飽和食鹽水中（Cl-）大，降低了Cl2在水的溶解度，使平衡逆向進(jìn)行。
16． 向NaClO溶液中通入CO2，無論CO2是少量還是過量均發(fā)生 NaClO + H2O + CO2 = NaHCO3 + HClO
17． 向NaClO溶液中通入SO2氣體，其離子方程式是 3ClO- + SO2 + H2O = Cl- + SO42- + 2HClO （SO2少量） ClO- + SO2 + H2O = SO42- + 2H+ + 2Cl- （SO2過量）
18． 工業(yè)上氯氣的制備：在工業(yè)上用電解飽和食鹽水的方法來制取氯氣（氯堿工業(yè)）。
2NaCl + 2H2O =====2NaOH + Cl2↑+ H2↑
19．液溴需要用水封，溴蒸氣呈紅棕色，液溴呈紅棕色，溴水呈橙色；溴的CCl4溶液呈橙紅色。
20．碘單質(zhì)易升華，且遇淀粉發(fā)藍(lán)。
21．MnO2和濃鹽酸在加熱情況下生成Cl2，但隨反應(yīng)進(jìn)行，濃鹽酸變稀，MnO2與HCl反應(yīng)停止。
三．硫及其化合物
1．硫元素在自然界中既有游離態(tài)，也有化合態(tài)，游離態(tài)主要存在于火山噴口，而化合態(tài)主要以硫化物、硫酸鹽的形式存在。
2．硫是淡黃色固體，難溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2。
3．附著于試管內(nèi)壁的硫，可以用熱的NaOH溶液進(jìn)行洗滌，也可以用CS2進(jìn)行洗滌。
4．硫在氧氣中的燃燒產(chǎn)物只能是SO2，不能生成SO3。
5．硫與變價金屬反應(yīng)時，只能生成低價態(tài)金屬硫化物，如 Fe + S FeS，2Cu + S Cu2S
6．硫單質(zhì)呈0價，處于硫元素的中間價態(tài)，硫有氧化性又有還原性。
7．二氧化硫有酸性氧化物，氧化性、還原性、漂白性四方面性質(zhì)。
8．SO2不能漂白酸堿指示劑，只能使酸紫色石蕊溶液變紅，但不能褪色。
9．SO2使氯水、溴水、酸性KMnO4溶液褪色，是因為發(fā)生了氧化還原反應(yīng)，體現(xiàn)了SO2的還原性。
10．SO2通入H2S溶液中會生成淡黃色渾濁S，體現(xiàn)了SO2的氧化性。
11．SO2具有漂白性，能使品紅溶液褪色，但加熱后又恢復(fù)到原來的顏色。
12．SO2的漂白原理是SO2與有色物質(zhì)生成了不穩(wěn)定的無色物質(zhì)，加熱后又復(fù)原，其漂白具有不徹底性。
13．正常雨水的pH為5．6，小于5．6的雨水是酸雨。
14．含硫化石燃料，燃燒會產(chǎn)生SO2，因此燃煤必須脫硫，即“鈣基固硫”。CaO+SO2=CaSO3，CaSO3+O22CaSO4
15．SO3是無色易揮發(fā)的固體，標(biāo)準(zhǔn)狀況下也是固體。
16．濃硫酸的性質(zhì)體現(xiàn)在酸性、難揮發(fā)性、吸水性、脫水性和強氧化性。
17．濃硫酸具有吸水性，常用作干燥劑，但不能干燥堿性氣體NH3和還原性氣體H2S、HBr、HI等。
18．濃硫酸的脫水性是將有機物中的氫、氧元素按照原子個數(shù)為2：1的比例脫去生成水。
19．濃硫酸是高沸點酸，具有難揮性，利用此性質(zhì)可制備HCl，原理為2NaCl+H2SO4Na2 SO4+2HCl↑。
20．濃硫酸的稀釋方法：將濃H2SO4沿器壁慢慢注入水中，并用玻璃棒攪拌。
21．濃硫酸能與活潑金屬Fe、Al在常溫下鈍化。
22．濃硫酸能與除Au，Pt外的所有金屬在加熱條件下反應(yīng)。
23．濃硫酸與Cu反應(yīng)，隨著反應(yīng)的進(jìn)行，濃硫酸會變稀，反應(yīng)停止。
24．黑面包實驗中，蔗糖被濃H2SO4脫水生成C，體現(xiàn)了濃H2SO4的脫水性；濃H2SO4又吸水放熱，體現(xiàn)吸水性，然后與C反應(yīng)產(chǎn)生的CO2和SO2，體現(xiàn)強氧化性。
25．SO42 的檢驗方法：待測液無現(xiàn)象，有白色沉淀生成。
26．溫室效應(yīng)：CO2排放量過多，造成全球氣溫上升。
27．赤潮水華：富含N、P等生活污水的大量排放，造成水體富營養(yǎng)化。
28．光化學(xué)煙霧：主要是由NOX和碳?xì)浠衔镆稹?br/>29．臭氧層空洞：氟氧代烷、NOX等大量排放。
30．白色污染：廢棄的難降解的塑料。
四、氮及其化合物
1．N2的化學(xué)性質(zhì)穩(wěn)定是由于其分子內(nèi)的氮氮三鍵的鍵能大。
2．氮的固定包括人工固氮和自然固氮。
3．氮氣能與鎂反應(yīng)生成氮化鎂，其與水反應(yīng)生成氫氧化鎂和氨氣，化學(xué)方程式為Mg3N2+6H2O=3Mg(OH)2+2NH3↑。
4．氮有多種氧化物有N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5等。
5．N2O俗稱笑氣，NO是明星分子，信使分子，N2O3是HNO2的酸酐，N2O5是HNO3的酸酐。
6．NO2與N2O4之間存在N2O42NO2，故無純凈的NO2或N2O4。
7．氨水中存在平衡：NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH-，其中存在三分子（NH3、H2O、NH3·H2O）和三種離子（OH-、H+、NH4+）。
8．實驗室制備氨氣利用銨鹽+堿氨氣+鹽+水,銨鹽選擇NH4Cl，堿選擇Ca(OH)2。
9．不能選擇NH4NO3和NH4HCO3代替NH4Cl，是因為NH4NO3加熱會發(fā)生爆炸造成危險；NH4HCO3受熱易分解成CO2，使收集的NH3不純。
10．不能用NaOH代替Ca(OH)2，是因為NaOH易潮解，結(jié)塊，且對玻璃有腐蝕。
11．一般不選擇無水CaCl2干燥NH3，因為CaCl2能與NH3反應(yīng)生成CaCl2· 8NH3，所以干燥NH3一般選擇堿石灰。
12．收集時，在試管口塞一團(tuán)棉花，其作用是減小NH3與空氣的對流速度，使收集到的NH3更純。
13．NH3的驗證方法有①用濕潤的紅色石蕊試紙置于試管口，試紙變藍(lán)；②將蘸有濃鹽酸的玻璃棒置于試管口，有白煙產(chǎn)生。
14．銨鹽的性質(zhì)有①銨鹽+堿氨氣+鹽+水；②銨鹽不穩(wěn)定，受熱均能分解，但分解不一定產(chǎn)生NH3,如NH4NO3受熱分解可能生成N2、HNO3和H2O。
15．噴泉實驗的原理是燒瓶內(nèi)外產(chǎn)生壓強差（P外界> P燒瓶）,產(chǎn)生噴泉的方法有①物理方法，②化學(xué)方法。
16．NO2通入水中，發(fā)生3NO2+H2O=2HNO3+NO，反應(yīng)后剩余的氣體為NO；
17．NO2+O2+H2O型,發(fā)生4NO2+O2+2H2O=4HNO3反應(yīng)，①=4：1，無氣體剩余；②>4：1，NO2過量，剩余NO；③<4：1，O2過量，剩余O2。
18．NO+O2+H2O型，發(fā)生4NO+3O2+2H2O=4HNO3反應(yīng)，①=4：3，無氣體剩余；②>4：3，NO過量，剩余NO；③<4：3，O2過量，剩余O2。
19．硝酸具有①酸的通性 ②不穩(wěn)定性 ③強氧化性。
20．HNO3不穩(wěn)定，光照或受熱易分解：4HNO34NO2↑+O2↑+2H2O。
21．HNO3略呈黃色的原因是部分HNO3分解生成NO2溶解在HNO3所致。
22．常溫下，濃HNO3能使Fe、Al發(fā)生鈍化；加熱時可與除Au、Pt外所有金屬反應(yīng)。
23．稀、濃HNO3都具有強氧化性；濃度越大，氧化性越強，濃HNO3的還原產(chǎn)物一般是NO2，稀HNO3的還原產(chǎn)物一般是NO。
24．濃HNO3和濃鹽酸按照體積比為1:3混合；稱為“王水”，可溶解金、鉑等金屬。
25．銅與濃HNO3反應(yīng)系數(shù)是1：4，銅與稀HNO3反應(yīng)系數(shù)是3：8。
Cu+4HNO3(濃)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
26．鐵與稀HNO3反應(yīng)，鐵少量系數(shù)為1：4，鐵過量系數(shù)為3：8。
Fe+4HNO3(稀)=Fe(NO3)3+NO↑+2H2O 3Fe+8HNO3(稀)=3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O
06 原子結(jié)構(gòu)元素周期律
1．中，Z代表質(zhì)子數(shù)，A代表質(zhì)量數(shù)，n代表原子個數(shù)，m代表離子所帶電荷，x代表化合價。
2．每個電子層最多容納2n2個電子，最外層電子數(shù)≤8（僅有k層≤2），倒數(shù)第3層≤32個，次外層≤18個。
3．10e-的粒子有①Ne，②N3-、O2-、F-、OH-、NH2-，③Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+,④HF、H2O、NH3、CH4。
4．18e-的粒子有①Ar，②S2-、Cl-、P3-、HS-、O22-，③K+、Ca2+，④H2S、PH3、HCl、H2O2、N2H4、F2、CH3CH3、CH3F、CH3OH、SiH4等。
5．微粒半徑大小的判斷規(guī)律：①同一周期，從左→右，原子半徑遞減；②同一主族，從上→下，原子（離子）半徑遞增；③具有相同核外電子排布的粒子，核電荷數(shù)越大，粒子半徑越小，如r(F-)>r(Na+)>r(Mg2+)>r(Al2+)；④同一元素不同價態(tài)的微粒，價態(tài)越高，半徑越小，如r(H-)>r(H)>r(H+)，或r(Fe2+)>r(Fe3+)等。
6．同一周期，以左→右，金屬性遞減；非金屬性遞增；同一主族，從上→下，金屬性遞增，非金屬性遞減。
7．金屬性強弱判斷的依據(jù)①根據(jù)金屬活動順序表，從左→右，金屬性遞減；②根據(jù)元素周期律；③根據(jù)金屬間的置換反應(yīng)；④根據(jù)金屬與水或與酸反應(yīng)置換出H2的難易程度，越容易置換出氫，金屬性越強。⑤根據(jù)最高價氧化物對應(yīng)的水化物的堿性，堿性越強，金屬性越強；⑥金屬陽離子的氧化性越強，金屬的金屬性越弱；⑦原電池中，一般金屬性較強的金屬作負(fù)極。
8．非金屬性強弱判斷的依據(jù)：①根據(jù)非金屬活動順序表，F(xiàn) O Cl Br I S，從左→右，非金屬遞減；②根據(jù)元素周期律；③根據(jù)非金屬間的置換反應(yīng)；④根據(jù)與H2化合的難易程度，越容易與H2化合，非金屬性越強；⑤根據(jù)氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性，氣態(tài)氫化物越穩(wěn)定，非金屬性越強；⑥根據(jù)最高價化合物對應(yīng)水化物的酸性，酸性越強，非金屬性越強；⑦根據(jù)電化學(xué)中陰離子越容易在陰極放電，還原性越強，非金屬性越弱。
9．一種元素可以有多種核素，也可能只有一種核素，有多少種核素就有多少種原子。
10．不同的核素可能具有相同的質(zhì)子數(shù)，如、，也可能具有相同的中子數(shù)，如、等，也有可能具有相同的質(zhì)量數(shù)，如與。
11．有離子鍵的化合物一定是離子化合物，離子化合物中一定有離子鍵，可能有共價鍵，如NaOH、NH4Cl等。
12．共價化合物中只含有共價鍵，沒有離子鍵。
13．含有共價鍵的物質(zhì)不一定是共價化合物，如N2，Cl2等是單質(zhì)，NaOH，Na2O2等是離子化合物。
14．離子化合物中一般既含有金屬元素又含有非金屬元素，共價化合物一般只含非金屬元素，但個別有金屬元素，如AlCl3。
15．只含非金屬元素的化合物不一定是共價化合物，例如銨鹽NH4Cl，NH4CO3是離子化合物。
16．離子晶體熔化時，破壞離子鍵，原子晶體熔化時破壞共價鍵，而分子晶體熔化時破壞分子間的作用力。
17．對于組成結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，分之間作用力越大，熔沸點越高。
18．分子間氫鍵的存在，使物質(zhì)的熔沸點升高，如H2O>H2Se>H2S，HF>HI>HBr>HCl，NH3>AsH3>pH3等。
19．化學(xué)反應(yīng)的本質(zhì)是舊化學(xué)鍵的斷裂和新化學(xué)鍵的形成。
20．有化學(xué)鍵破壞的不一定是化學(xué)變化，如HCl、NaCl溶于水；只有化學(xué)鍵的斷裂，沒有化學(xué)鍵的生成，不是化學(xué)變化。
21．元素周期表中，氧、氟無正價，金屬無負(fù)價。
22．主族的族序數(shù)=主族元素的最高正價=最外層電子數(shù)（O、F除外）
23．主族元素的最高正價+|最低負(fù)價|=8（H、O、F、金屬元素除外）
07 物質(zhì)結(jié)構(gòu)和性質(zhì)
一、原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
1．電子在原子軌道上的填充順序 — 軌道原理
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
2．當(dāng)能量相同的原子軌道在全充滿（p6、d10、f14）、半充滿（p3、d5、f7）和全空（p0、d0、f0）體系的能量最低，這一點違反了洪德規(guī)則，如Cr的電子排布式為1s22s22p63s23p63d54s1，Cu的電子排布式為1s22s22p63s23p63d104s1
3．第一電離能的遞變規(guī)律 ①同元素：I1 < I2 < I3 ②同一周期，從左→右，元素的第一電離能整體上雖呈現(xiàn)遞增趨勢，但第ⅡA族和第ⅤA族比同周期相鄰元素的I1都高。
③同一主族，從上而下，元素第一電離能逐漸減小。
4．元素電負(fù)性的遞變規(guī)律 ①除稀有氣體外，同一周期元素，從左→右，元素的電負(fù)性遞增
②同主族元素，元素的電負(fù)性遞減。
5．電離能的運用 ①判斷元素的金屬性、非金屬性強弱，I1越大，元素的非金屬性越強；I1越小，元素的金屬性越強。 ②根據(jù)電離能數(shù)據(jù)，確定元素在化合物中蝗化合價。如 k： I1 《 I2 < I3，表明k原子易失去1個電子形成+1價。
6．電負(fù)性的運用 ①判斷元素的金屬性與非金屬性的相對強弱，金屬的電負(fù)性一般小于1．8，電負(fù)值越小，金屬越活潑；非金屬的電負(fù)性一般大于1．8，電負(fù)值越大，非金屬越活潑。
②判斷元素在化合物中的價態(tài)：電負(fù)性大的易呈現(xiàn)負(fù)價，電負(fù)性小的易呈現(xiàn)正價。
③判斷化學(xué)鍵類型：電負(fù)性差值大于1．7形成的化學(xué)鍵主要是離子鍵；電負(fù)性差值小于1．7形成的化學(xué)鍵主要是共價鍵
④解釋付角線規(guī)則：某些主族元素與其右下方的主族元素的性質(zhì)相似（原因是電負(fù)性相近）
7．元素周期表的分區(qū)與原子的價電子排布的關(guān)系
s區(qū) ns1～2
p區(qū) ns2np1～6
d區(qū) (n-1)d1～9ns1～2
ds (n-1)d10ns1～2
f區(qū) (n-2)f0～14 (n-1)d0～2ns2
二、分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
1．共價鍵的特征 ①飽和性 ②方向性
2．共價鍵的分類 ①單鍵、雙鍵、三鍵 ②極性鍵、非極性鍵 ③σ鍵、π鍵
3．鍵長、鍵能決定了分子的穩(wěn)定性；鍵長、鍵角決定分子的空間構(gòu)型。
4．等電子原理：等電子體具有相似的化學(xué)鍵特征，許多性質(zhì)相近。
5．雜化軌道理論預(yù)測分子的立體構(gòu)型
雜化類型 雜化軌道數(shù)目 雜化軌道間夾角 立體構(gòu)型
SP 2 180 直線型
SP2 3 120 平面三角形
SP3 4 109 28 四面體形
6．價層電子對互斥模型
電子對數(shù) 成鍵電子對數(shù) 孤電子對數(shù) 價層電子對立體構(gòu)型 分子的立體構(gòu)型
2 2 0 直線形 直線形
3 3 0 三角形 三角形
4 2 1 V形
4 0 正四面體
3 1 四面體 三角錐
2 2 V形
7．范德華力很弱，其主要特征有 ①廣泛存在于分子之間 ②只有分子間充分接近時才有分子間的相互作用力； ③主要影響物質(zhì)的熔點、沸點、溶解度等物理性質(zhì)。
8．氫鍵不是化學(xué)鍵，其強弱介于范德華力和化學(xué)鍵之間。
9．通常用X—H……Y表示氫鍵，其中X—H表示H與X以共價鍵相結(jié)合，用？？表示，用“……”表示形成的氫鍵。
10．氫鍵可分為分子內(nèi)氫鍵和分子間氫鍵。
11．能形成氫鍵的元素為N、O、F，分子中氫鍵的存在，使物質(zhì)的熔、沸點升高，在水中的溶解度增大
12．用元素的含氧酸而言，該元素的化合價越高，其含氧酸的酸性越強，如HNO3 > HNO2 > HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO
13．配位化合物的形成條件 ①配體有孤電子對 ②中心離子有空軌道
14．在配合物中，中心離子與配體的配位原子間以配位鍵相結(jié)合，配合物的內(nèi)界與外界之間以離子鍵相結(jié)合。
15．在水溶液中，配合物易電離出外界離子，而配離子難電離；配合物中配位鍵越強，配合物越穩(wěn)定。
三、晶體的結(jié)構(gòu)與性質(zhì)
1．原子 晶體
概念：原子間以共價鍵相結(jié)合的晶體
構(gòu)成晶體微粒：原子
微粒間作用力：共價鍵
物性：高熔點、高硬度、高沸點
2 典例： 金剛石、晶體硅、二氧化硅
①金剛石 1 每個C與相鄰C以共價鍵連接，形成正四面體
2 鍵角為109 28
3 最小碳環(huán)由6個C組成，且6個C原子不再同一平面內(nèi)
4 每個C參與4條C-C鍵形成，C原子數(shù)量與C-C鍵之比為1：2
②二氧化硅 1 每個Si與4個O相結(jié)合，Si原子在正四面體中心
2 鍵角109 28
3 每個正四面體有1個Si,4個 O原子，故Si、O原子個數(shù)比為1：2
4 最小環(huán)有12個原子，即6個Si，6 個O
3． 分子晶體
概念：分子間以分子間作用力相結(jié)合而形成的晶體
構(gòu)成晶體微粒：分子
微粒間作用力：分子間作用力
物性：熔沸點低、硬度小
4 典例： 大多數(shù)非金屬單質(zhì)、非金屬氧化物、所有非金屬氫化物、絕大多數(shù)有機物
①干冰 1 每個CO2分子周圍等距離且緊鄰的CO2有12個
2 每8個CO2構(gòu)成立方體，且在6個面心又各占據(jù)1個CO2
5．金屬晶體
概念：原子之間以金屬鍵相結(jié)合而形成的單質(zhì)晶體
構(gòu)成晶體微粒：金屬陽離子、自由電子
微粒間作用力：金屬鍵
物性：熔沸點有的高，有的低，硬度有的高，有的低
6典例
①簡單立方堆積（Po）空間利用率為52%，配位數(shù)為6。
②體心立方堆積（鉀型、A2型）空間利用率為68%，配位數(shù)為8。
③面心立方堆積（銅型、A1型）空間利用率為74%，配位數(shù)為12。
④立方最密堆積（鎂型、A3型）空間利用率為74%，配位數(shù)為12。
7．離子晶體
概念：通過離子鍵相結(jié)合而形成的晶體
構(gòu)成晶體微粒：陰陽離子
微粒間作用力：離子鍵
物性：熔沸點高，硬而脆
8．典例：
①CsCl型 1 每個晶胞中含1個Cs+、1個Cl-
2 每個Cs+周圍等距離且緊鄰的Cl- 有8個；每個Cs+（Cl-）周圍等距離且緊鄰的Cs+（Cl-）有6個
②NaCl型 1 每個晶胞中含4個Na+、4個Cl-
2 每個Na+周圍等距離緊鄰的Na+有12個；每4個Na+（Cl-）周圍等距離且緊鄰的Cl-（Na+）有6個
③CaF2型 1 與每個Ca2+等距離緊鄰的F-有8個，每個F-等距離緊鄰的Ca2+有4個
2 與每個Ca2+等距離緊鄰的Ca2+有12個，與每個F-等距離緊鄰的F-有6個
四 物質(zhì)熔沸點高低的比較
1．不同類型的物質(zhì)熔沸點高低順序一般是 原子晶體 > 離子晶體 > 金屬晶體 > 分子晶體
2．原子晶體
原子半徑越小 → 鍵長越短 → 鍵能越大→ 熔沸點越高
如：金剛石 > 碳化硅 > 硅
3．離子晶體
①衡量離子晶體的穩(wěn)定性是晶格能；晶格能越大，離子晶體越穩(wěn)定，熔點越高，硬度越大。
②一般地說，離子所帶電荷數(shù)越多，離子半徑越小，則離子間作用力越強，離子晶體的熔沸點越高。如：熔點：MgO > MgCl2>Nacl>CsCl
4．金屬晶體
金屬晶體中離子半徑越小，離子所帶電荷數(shù)越多，金屬鍵越強，金屬的熔沸點越高。如沸點： Al>Mg>Na
5．分子晶體
①分子間作用力越大，物質(zhì)的熔沸點越高；能形成氫鍵的分子晶體使熔沸點反常。
如：H2O>H2Te>H2Se>H2S
②組成和結(jié)構(gòu)相似的物質(zhì)，相對分子質(zhì)量越大，熔沸點越高。如：HI>HBr>HCl
③組成和結(jié)構(gòu)不相似的物質(zhì)（M相近），分子的極性越大，熔沸點越高。
④同分異構(gòu)體，支鏈越多，熔沸點越低。
08 化學(xué)能與熱能
一、化學(xué)反應(yīng)中的能量變化
1．化學(xué)反應(yīng)中不僅有新物質(zhì)生成，而且還伴隨有能量變化，主要表現(xiàn)為熱量的變化。
2．吸熱反應(yīng)和放熱反應(yīng)的研究對象是化學(xué)反應(yīng)，凡是 H<0的反應(yīng)是放熱反應(yīng)， H>0的反應(yīng)是吸熱反應(yīng)。
3． H=E反應(yīng)物的鍵能總和 E生成物的鍵能總和=E生成物的總能量 E反應(yīng)物的總能量
4．吸熱反應(yīng)、放熱反應(yīng)與反應(yīng)條件無關(guān)，取決于始態(tài)和終態(tài)的能量的相對大小。
5．吸熱反應(yīng)的類型有①Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應(yīng)；②大多數(shù)分解反應(yīng)：煅燒石灰石；③鹽的水解；④弱電解質(zhì)的電離；⑤少數(shù)氧化還原反應(yīng)：C+CO22CO，H2+CuOCu+H2O，C+H2OCO+H2，高爐煉鐵等。
6．放熱反應(yīng)的類型有①金屬與水或與酸的反應(yīng)；②酸堿中和反應(yīng)；③燃燒；④絕大多數(shù)化合反應(yīng)如生石灰溶于水；⑤絕大多數(shù)氧化還原反應(yīng)。
7．熱化學(xué)方程式不僅表明了化學(xué)反應(yīng)中的物質(zhì)變化，也表明了其能量變化。
①熱化學(xué)方程式中的化學(xué)計量系數(shù)僅表示物質(zhì)的量，可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)；
②注意物質(zhì)的聚集狀態(tài)，固態(tài)（s）、液態(tài)（l）、氣態(tài)（g）、溶液（aq）；
③熱化學(xué)方程式中 H應(yīng)標(biāo)明“+”或“ ”，數(shù)值及單位；
④熱化學(xué)方程式中的熱效應(yīng)是指物質(zhì)按化學(xué)方程式完全反應(yīng)時的熱效應(yīng)。
8．燃燒熱是指在常溫常壓下，1mol純物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量。
①測定條件：常溫常壓；②可燃物的物質(zhì)的量：1mol；③反應(yīng)程度：生成物必須為穩(wěn)定的氧化物，例H2→H2O（l）；S→SO2（g）；C→CO2（g）等；④用文字描述燃燒熱時，不用帶“ ”，而用 H表示時，必須帶“ ”。
9．中和熱是指在稀溶液中，強酸與強堿生成1mol水（液態(tài)）所放出的熱量。
①研究對象：稀溶液；②生成物的物質(zhì)的量：1mol；③反應(yīng)物：強酸與強堿；
④中和熱的表示：H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l) H= 57．3kJ/mol；
⑤用文字描述中和熱時，不用帶“ ”，而用 H表示時，必須帶“ ”。
二、反應(yīng)熱的計算
1．蓋斯定律：不管化學(xué)反應(yīng)是一步完成還是分幾步完成，其反應(yīng)熱是相同的。即反應(yīng)熱只有反應(yīng)的始態(tài)與終態(tài)有關(guān)，而與反應(yīng)途徑無關(guān)。
2．催化劑不會改變反應(yīng)吸熱或放熱多少，只是降低了反應(yīng)的活化能，使反應(yīng)更容易進(jìn)行。
3．反應(yīng)熱計算的常見方法：
①應(yīng)用蓋斯定律——“三調(diào)一加”
一調(diào)：根據(jù)目標(biāo)的熱化學(xué)方程式，調(diào)整已知熱化學(xué)方程式中的反應(yīng)物或生成物的位置，改寫已知的熱化學(xué)方程式。
二調(diào)：根據(jù)改寫的熱化學(xué)方程式調(diào)整相應(yīng)> H符號。
三調(diào)：調(diào)整中間物質(zhì)的化學(xué)計量系數(shù)。
一加：將調(diào)整好的熱化學(xué)方程式及其 H進(jìn)行加合。
②根據(jù)反應(yīng)物和生成物的能量計算
1′ H=E生成物的總能量 E反應(yīng)物的總能量
2′根據(jù)燃燒熱Q放=n(可燃物)× H
③根據(jù)反應(yīng)物和生成物的鍵能： H=E反應(yīng)物的鍵能之和 E生成物的鍵能之和
13．配位化合物的形成條件 ①配體有孤電子對 ②中心離子有空軌道
14．在配合物中，中心離子與配體的配位原子間以配位鍵相結(jié)合，配合物的內(nèi)界與外界之間以離子鍵相結(jié)合。
15．在水溶液中，配合物易電離出外界離子，而配離子難電離；配合物中配位鍵越強，配合物越穩(wěn)定。
09 化學(xué)能和電能
1．原電池
2．電解池
一．原電池
1．構(gòu)成原電池的條件：①兩個電極．其中一個電極的材料為較活潑的金屬；另一個電極的材料為較不活潑的金屬或金屬氧化物導(dǎo)體或石墨．②形成閉合回路．③電解質(zhì)溶液④自發(fā)進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)。
2． 負(fù)極發(fā)生氧化反應(yīng)，失去電子；正極發(fā)生還原反應(yīng)，得到電子。
3．電子由負(fù)極流向正極，電流由正極流向負(fù)極。
4．溶液中，陽離子移向正極，陰離子移向負(fù)極。
5原電池原理的應(yīng)用：①比較不同金屬的活潑性強弱：一般來說，活潑性較強的金屬作負(fù)極，質(zhì)量減小，發(fā)生氧化反應(yīng)，活潑性較弱的金屬或非金屬作正極，質(zhì)量不變或增加，發(fā)生還原反應(yīng)
加快化學(xué)反應(yīng)速率：實驗室應(yīng)用粗鋅制H2。
設(shè)計成原電池
④金屬的防護(hù)：犧牲陽極的陰極保護(hù)法。
二、化學(xué)電源
1．鉛蓄電池放電時，負(fù)：Pb+SO42- 2e-=PbSO4，正PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O
總反應(yīng)：Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O
2．充電時的電極反應(yīng)陽：PbSO4+2H2O 2e-=PbO2+4H++SO42- 陰：PbSO4+2e-=Pb+SO42-
總反應(yīng)：2PbSO4+2H2O=Pb+PbO2+2H2SO4
3．放電是原電池，充電是電解池，充電時陽極電極反應(yīng)是放電時正極電極反應(yīng)的逆反應(yīng)，充電時陰極電極反應(yīng)是放電時負(fù)極電極反應(yīng)的逆反應(yīng)。
4．書寫電極反應(yīng)時，需要認(rèn)清是“充電”還是“放電”。
5．．燃料電池中通入可燃物的那極是負(fù)極，助燃物的那極是正極。
6．燃料電池電極不參與反應(yīng)，有催化活性，起導(dǎo)電作用。
7．氫氧燃料電池中以酸作電解質(zhì)溶液的電極反應(yīng)式負(fù)：2H2 4e-=4H+，正：O2+H2O+4e-=2H2O總：2H2+O2=2H2O
8． 氫氧燃料電池中堿作電解質(zhì)溶液電極反應(yīng)式負(fù)：2H2+4OH- 4e-=4H2O
正：O2+2H2O+4e-=2H2O總：2H2+O2=2H2O
9．甲烷燃料電池（以堿作電解質(zhì)溶液）電極反應(yīng)式負(fù)CH4+10OH- 8e-=CO32-+7H2O
正：O2+2H2O+4e-=4OH- 總：CH4+2OH-+2O2=CO32-+3H2O
10．甲醇燃料電池(以酸作電解質(zhì)溶液) 電極反應(yīng)式負(fù)：CH3OH+H2O 6e-=CO2↑+6H+正：O2+4H++4e-=2H2O總：2CH3OH+3O2=2CO2+4H2O
三、電解池
1．電解池：借助于電流而引發(fā)氧化還原反應(yīng)的裝置，即電能轉(zhuǎn)化為化學(xué)能的裝置。
2． 電解池的構(gòu)成條件：①兩個電極②閉合回路③電解質(zhì)溶液④直流電源
3．外電路中電子流向：電源負(fù)極陰極；陽極電源正極；
4．內(nèi)電路電解質(zhì)溶液中離子流向：陽離子→陰極；陰離子→陽極；
5．陽極（與電源正極相連）→失電子→氧化反應(yīng)；陰極（與電源負(fù)極相連）→得電子→還原反應(yīng)
6．．放電規(guī)律①若陰極電極材料是活性電極（除Au、Pt），則陽極電極反應(yīng)是電極材料失電子發(fā)生氧化反應(yīng)，而不上陰離子放電；
②若陽極電極材料是惰性電極，則是陰離子放電，陰離子放電能力與其還原性有關(guān)，還原性越強，越容易放電。S2->I->Br->Cl->OH->含氧酸根離子>F-；
③陰極反應(yīng)一般是溶液中陽離子得電子，陽離子氧化性越強，越容易放電，陽離子氧化能力順序為Ag+> Hg2+> Fe3+> Cu2+> H+> Pb2+> Fe2+> Zn2+> Al3+> Mg2+> Na+> Ca2+> K+
7．電解含氧酸、強堿和活潑金屬含氧酸鹽的水溶液，實際上都是電解水，即：
2H2O2H2↑ + O2↑陰：4H++4e-=2H2↑ 陽：4OH- 4e-=2H2O+O2↑
8．電解無氧酸(HF除外)、不活潑金屬無氧酸的水溶液，就是電解溶質(zhì)本身．
2HClH2↑ + Cl2↑ 陰：2H++2e-=H2↑陽：2Cl- 2e-=Cl2↑
CuCl2Cu + C12↑陰：Cu2++2e-=Cu陽：2Cl- 2e-=Cl2↑
9． 電解活潑金屬無氧酸鹽食鹽水溶液時，則電解的總化學(xué)方程式的通式可表示為：
溶質(zhì) + H2OH2↑+ 堿 + 鹵素單質(zhì)X2(或S)
陰：2H++2e-=H2↑陽：2Cl- 2e-=Cl2↑ 總：2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑
10．電解不活潑金屬含氧酸鹽的溶液CuSO4時，電解的總化學(xué)方程式的通式可表示為：
溶質(zhì) + H2OO2↑ + 酸 + 金屬單質(zhì)
陰：Cu2++2e-=Cu陽：4OH- 4e-=2H2O+O2↑
總：2CuSO4+2H2O2Cu+O2↑+2H2SO4
11．電解時，若只生成H2，pH增大．若只生成O2，則pH減小．若同時生成H2和O2，則分為三種情況：電解酸的溶液，pH減小；電解堿的溶液，pH增大；電解鹽的溶液，pH不變．
12．電鍍中：①待鍍金屬作陰極②鍍層金屬作陽極③電鍍液中含有鍍層金屬離子
④“一增一減一不變”：陽極質(zhì)量減少，陰極質(zhì)量增加，且減少量與增加量相等，故電解質(zhì)溶液濃度不變。
12．電解精煉銅中選擇粗銅做陽極，純銅做陰極。
13．陰陽電極反應(yīng)分別是陰極（粗銅）：Cu 2e-=Cu2+（雜質(zhì)金屬：Fe 2e-=Fe2+，Zn 2e-=Zn2+，Ni 2e-=Ni2+）陰極（純銅）：Cu2++2e-=Cu
14粗銅中不活潑的雜質(zhì)（Ag，Au等）在陽極難以失電子變成金屬陽離子；當(dāng)銅失去電子變成銅離子之后，Ag、Au以單質(zhì)的形式沉積在電解槽的底部，成為陽極泥。
15．電解熔融NaCl制取Na，陰：2Na++2e-=Na，陽：2Cl- 2e-=Cl2↑，總：2NaCl2Na+Cl2↑
16．電解熔融MgCl2制取Mg，陰：Mg2++2e-=Mg陽：2Cl- 2e-=Cl2↑總：MgCl2Mg+Cl2↑
17．電解熔融Al2O3制取Al，陰：4Al3++12e-=4Al陽：6O2 12e-=3O2↑總：2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑
18．不選擇AlCl3的原因：AlCl3是共價化合物，無自由移動的離子。
四、金屬的腐蝕與防護(hù)
1．金屬腐蝕的本質(zhì)：金屬失去電子被氧化損耗的過程，即m-ne-=mn+（m表示金屬）
2．電化學(xué)腐蝕的類型有吸氧腐蝕和析氫腐蝕。
3．吸氧腐蝕（水膜呈中性或弱酸性）正：O2+2H2O+4e-=4OH- 負(fù)：Fe 2e-=Fe2+
Fe2++2OH-=Fe(OH)2↓4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3 2Fe(OH)3=Fe2O3·xH2O+(3 x)H2O
4．析氫腐蝕（水膜呈酸性）正：2H++2e-=H2↑負(fù)：Fe 2e-=Fe2+
5．金屬腐蝕的防護(hù)方法有犧牲陽極的陰極保護(hù)法和外加電流的陰極保護(hù)法、采用噴漆、涂油脂、電鍍、噴鍍或表面鈍化等方法使金屬與介質(zhì)隔離．
6．犧牲陽極的陰極保護(hù)法：原理是原電池，被保護(hù)的金屬作正極，活潑金屬作負(fù)極。
7．外加電流的陰極保護(hù)法:原理是電解池，被保護(hù)的金屬作陰極，另一金屬(電極)作陽極
10 化學(xué)反應(yīng)速率與化學(xué)平衡
一、化學(xué)反應(yīng)速率
1．化學(xué)反應(yīng)速率是用來衡量化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的快慢速度的物理量，表示的是某一段時間內(nèi)的平均反應(yīng)速率，而不是某時刻的瞬時速率。
2．由于固體、純液體的濃度是定值，因此不能用固體或純液體來描述化學(xué)反應(yīng)速率。
3．同一化學(xué)反應(yīng)，用不同物質(zhì)描述該反應(yīng)的反應(yīng)速率，其數(shù)值可能不同，但其表示意義相同。因此描述化學(xué)反應(yīng)速率時，必須指明是以何種物質(zhì)為依據(jù)。
4．同一化學(xué)反應(yīng)，各物質(zhì)描述的化學(xué)反應(yīng)速率之比等于化學(xué)方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計量系數(shù)之比。
5．影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素有內(nèi)因和外因，內(nèi)因是反應(yīng)物本身的性質(zhì)（主要因素），外因有溫度、濃度、壓強、催化劑、反應(yīng)物的接觸面積等。
6．其它條件不變時，增大反應(yīng)物濃度，反應(yīng)速率加快，反之減慢。
7．其它條件不變時，對于有氣體參與的反應(yīng)，增大參與反應(yīng)氣體的壓強，反應(yīng)速率加快，反之減慢。
8．其它條件不變時，升高溫度，化學(xué)反應(yīng)速率加快；降低溫度，化學(xué)反應(yīng)速率減慢。
9．其它條件不變時，使用催化劑能同等程度地改變正逆反應(yīng)速率。
10．催化劑有正催化劑和負(fù)催化劑，一般不做特別說明是指正催化劉，且催化劑只有在適宜的溫度下催化活性才最高，才能使反應(yīng)速率達(dá)到最大。
二、化學(xué)平衡
1．在同一條件下，既能向正反應(yīng)方向進(jìn)行，也能向逆反應(yīng)方向進(jìn)行的化學(xué)反應(yīng)稱為可逆反應(yīng)，在可逆反應(yīng)中，使用“”。
2．化學(xué)平衡狀態(tài)的特征：“逆”、“等”、“動”、“定”、“變”。
3．影響化學(xué)平衡移動的因素：
①溫度：其它條件不變時，升高溫度，平衡向吸熱反應(yīng)方向移動；降低濃度，平衡向放熱反應(yīng)方向移動。
②濃度：其它條件不變時，增大反應(yīng)物濃度或減小生成物濃度，平衡向正反應(yīng)方向移動；減小反應(yīng)物濃度或增大生成物濃度，平衡向逆反應(yīng)方向移動。
③壓強：對于 V≠0的反應(yīng)，其它條件不變時，增大壓強，平衡向氣體體積減小的方向移動；減小壓強，平衡向氣體體積增大的方向移動。而對于 V =0的反應(yīng)，改變壓強，平衡不移動。
④催化劑：催化劑能同等程度地改變正逆反應(yīng)速率，故化學(xué)平衡不移動。
4．改變固體或純液體的量，對平衡不影響；當(dāng)反應(yīng)中不存在氣態(tài)物質(zhì)時，改變壓強對平衡不影響。
5．在密閉體系中，改變影響化學(xué)平衡的一個條件（溫度、濃度或壓強）平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動，“減弱”不等于“消除”，更不可能“扭轉(zhuǎn)”。
6．對于一般可逆反應(yīng)，aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，k=
①不能把體系中固體和純液體納入平衡常數(shù)表達(dá)式中。
②同一化學(xué)反應(yīng)，化學(xué)平衡常數(shù)k與化學(xué)方程式的寫法有關(guān)，化學(xué)方程式不同，k的表達(dá)式的數(shù)值亦不同。
③對于給定的化學(xué)反應(yīng)，k只與溫度T有關(guān)，T一定，則k一定；T改變，k也一定改變。
④一般來說，k值越大，表示反應(yīng)進(jìn)行的程度大，反應(yīng)物的轉(zhuǎn)化率高；反之亦然。
7．對于化學(xué)反應(yīng)，aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)，任意狀態(tài)下濃度商QC=
①Q(mào)(C)=k，反應(yīng)正好處于平衡狀態(tài)；
②Q(C)>k，反應(yīng)逆向移動；
③Q(C)8．若升高T，k值增大，則正反應(yīng)是吸熱反應(yīng)；若升高T，k值減小，則正反應(yīng)是放熱反應(yīng)。若降低T，k值減小，則正反應(yīng)是吸熱反應(yīng)；若降低T，k值增大，則正反應(yīng)是放熱反應(yīng)。
三、化學(xué)反應(yīng)進(jìn)行的方向
1．焓判據(jù)： H<0的反應(yīng)，具有自發(fā)進(jìn)行的傾向，但有些吸熱反應(yīng)也可自發(fā)進(jìn)行，故焓判據(jù)有一定的局限性。
2．熵判據(jù)： S>0的反應(yīng)，具有自發(fā)進(jìn)行的傾向，但有些 S<0的反應(yīng)也能自發(fā)進(jìn)行，故熵判據(jù)也不全面。
3．綜合判據(jù)：即 G= H T S（T為溫度）
當(dāng) H<0、 S>0時，任何T自發(fā)
當(dāng) H>0、 S>0時，高T自發(fā)
當(dāng) H<0、 S<0時，低T自發(fā)
當(dāng) H>0、 S<0時，任何T都不自發(fā)
4．熵：表示體系混亂程度的物理量，符號為S．
5．一般情況下，同種物質(zhì)，S(g)>S(l)>S(s)
6．等效平衡
條件 等效要求 結(jié)果
恒T，恒V aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)（ n(g)≠0） 投料換算成相同物質(zhì)表示的物質(zhì)的量相同 兩次平衡時各組分的百分含量，n、c均相同→◎◎相同→全等平衡
恒T，恒V aA(g)+bB(g)cC(g)+dD(g)（ n(g)=0） 投料換算成相同物質(zhì)表示的物質(zhì)的量成比例 兩次平衡各組分的百分含量相同；n、c均成比例變化→等效平衡
恒T，恒V 有氣體參與的反應(yīng) 投料換算成相同物質(zhì)表示的物質(zhì)的量成比例 兩次平衡各組分的百分含量相同，c也相同，n成比例變化→等效平衡
11 電解質(zhì)溶液
1．溶液中的四大平衡
2．溶液中粒子濃度的關(guān)系
1．強電解質(zhì)、弱電解質(zhì)均是化合物，單質(zhì)既不是電解質(zhì)，也不是非電解質(zhì)。
2．電解質(zhì)的強弱與其溶解性無必然聯(lián)系。
3．強電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強，能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)。
4．NaHSO4在水溶液中的電離方程式為NaHSO4==Na++H++SO42-，在熔融狀態(tài)下，電離方程式為NaHSO4==Na++HSO4-。
5．影響弱電解質(zhì)電離平衡的因素 ①內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)；②外因：Ⅰ溫度：弱電解質(zhì)的電離吸熱，升高T，電離程度增大，反之電離程度減小。Ⅱ濃度：增大弱電解質(zhì)濃度，電離平衡向電離方向移動，加水稀釋，電離平衡向電離方向移動。Ⅲ同離子效應(yīng)：在弱電解質(zhì)溶液中加入弱電解質(zhì)電離出相同離子的強電解質(zhì)，電離平衡向生成弱電解質(zhì)方向移動；Ⅳ化學(xué)反應(yīng)：外加物質(zhì)能與弱電解質(zhì)電離出來的離子發(fā)生反應(yīng)，電離平衡向電離方向移動。
6．影響電離平衡常數(shù)的因素 ①內(nèi)因：弱電解質(zhì)本身的性質(zhì)；②外因：（僅與T有關(guān)），溫度升高，電離平衡常數(shù)增大。
7．同一溫度下，不同種類的弱酸，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，酸性越強；不同種類的弱堿，電離常數(shù)越大，其電離程度越大，堿性越強。
8．多元弱酸分步電離，其各酸電離平衡常數(shù)Ka1 Ka2 Ka3，故該多元弱酸的酸性強弱取決于Ka1的大小。
9．水是一種極弱的電解質(zhì)，能發(fā)生自偶電離，H2O+H2OH3O++OH-，簡寫為H2OH++OH-。
10．水的離子積常數(shù)Kw不僅適用于純水，也適用于所有的稀溶液。
11．Kw只與溫度有關(guān)，與溶液的酸堿性無關(guān)，且溫度升高，Kw值增大。
12．25℃時，Kw=10-14；100℃時，Kw=10-12。
13．影響水的電離平衡的因素 ①外加酸或堿：加入酸或堿，均增大或,使水的電離平衡逆向移動,抑制水的電離。②溫度：升高T，促進(jìn)水的電離；③能水解的鹽：加入能水解的鹽，均促進(jìn)水的電離，使水的電離程度增大；④加入活潑金屬：活潑金屬與水電離出來的H+反應(yīng)，使減小，促進(jìn)了水的電離。
14．判斷溶液酸堿性的依據(jù)是和的相對大小。
15．常溫時，pH=7，溶液呈中性；pH<7，溶液呈酸性；pH>7，溶液呈堿性。
16．常溫時，pH越小，溶液的酸性越強；pH越大，溶液堿性越強。
17．pH=7的溶液并不一定呈中性，100℃時pH=6為中性溶液。
18．對于pH=a的兩種酸溶液，一種為強酸，一種為弱酸，稀釋10n倍后，強酸pH′=a+n<7，弱酸pH′19．pH=b的兩種堿溶液，一種為強堿，一種為弱堿，釋10n倍后，強堿pH′= b n >7，弱堿pH′>b n>7。
20．用pH試紙測定pH的方法：將一片pH試紙放在表面皿或玻璃片上，用潔凈干燥的玻璃棒蘸取待測液點到試紙中央，觀察試紙顏色，并與標(biāo)準(zhǔn)比色卡對照。
21．pH試紙不能伸入到待測液中，更不能事先潤濕。pH試紙即使?jié)櫇瘢瑴y定中性溶液時，無誤差；測定酸性溶液時，pH偏大；測定堿性溶液時，pH偏小。
22．酸式滴定管下端為玻璃塞，能耐酸和氧化劑的腐蝕，可以用于盛裝酸和氧化性溶液，但不能盛裝堿性溶液。
23．堿式滴定管下端為橡膠管和玻璃珠，橡膠易被酸或氧化性溶液腐蝕，所以堿式滴定管只能盛放堿液。
24．滴定管的0刻度在上，越往下數(shù)值越大。
25．鹽類水解的條件：①鹽必須能溶于水；②構(gòu)成鹽的離子必須有弱根離子。
26．鹽類水解規(guī)律：有弱才水解，無弱不水解，越弱越水解，誰弱誰水解，誰強顯誰性，同強顯中性。
27．影響鹽類水解的因素 ①內(nèi)因：越弱越水解。弱根離子對應(yīng)的酸的酸性或?qū)?yīng)的堿的堿性越弱，就越容易水解。
②外因：
1′濃度：鹽的濃度越大，平衡右移，但水解程度減小
加水（稀釋），平衡右移，水解程度變大。
2′溫度：升高溫度，平衡右移，水解程度變大。
3′外加強酸或強堿。
4′外加鹽；外加金屬；外加弱電解質(zhì)。
28．鹽類水解的應(yīng)用
應(yīng)用 舉例
加熱促進(jìn)水解 熱的純堿去污能力強
判斷溶液的酸堿性，并比較酸堿性強弱 等物質(zhì)的量濃度>的Na2CO3、NaHCO3均顯堿性， 但堿性Na2CO3>NaHCO3
判斷溶液中離子能否大量共存 Al3+、Fe2+與HCO3-、S2-、AlO2-等 Fe2+、NH4+與ClO-不能共存
化肥使用 銨態(tài)氮肥與草木灰不能混用
膠體制備，作凈水劑 明礬凈水Al3++3H2OAl(OH)3（膠體）+3H+
無水鹽的制備 由MgCl2·6H2O制MgCl2，在干燥的HCl氣體中加熱
某些鹽溶液除雜 MgCl2（FeCl3）先加熱，攪拌的條件下，加入MgO，MgCO3，Mg(OH)2等，過濾后，再加適量的HCl
鹽溶液除銹 Mg+2NH4Cl=MgCl2+2NH3↑+H2↑
泡沫滅火器的反應(yīng)原理 Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑
二、鹽溶液中離子濃度的大小比較
1．緊抓兩個微弱
①弱電解質(zhì)的電離是微弱的（HAc，NH3·H2O）
HAcH++Ac- H2OH++OH-
C(HAc)>>>
NH3·H2ONH4++OH- H2OH++OH-
>>>
②多元弱酸分步電離，以第一步電離為主
H2CO3H++HCO3- HCO3-H++CO32- H2OH++OH-
>>>>
H2SH++HS- HS-H++S2- H2OH++OH-
>>>>
H3PO4H++H2PO4- H2PO4-H++HPO42- HPO42-H++PO43-
H2OH++OH-
>>>>>
③鹽類的水解是微弱的
NH4Cl：>>>>
NaAc：>>>C(HAc)>
④多元弱酸根離子分步水解，以第一步水解為主
Na2S：>>>>>
Na2CO3：>>>>>
Na3PO4：>>>>>>
⑤NaHCO3、NaHS、Na2HPO4水溶液顯堿性。（水解大于電離）
NaHSO3、NaH2PO4，水溶液顯酸性（電離大于水解）
2．牢記三個守恒
①Na2S
電荷守恒：+=2++
物料守恒：=2[++]
質(zhì)子守恒：=++
Na2CO3
電荷守恒：+=2++
物料守恒：=2[++]
質(zhì)子守恒：=++
三、難溶電解質(zhì)的溶解平衡
1．影響溶解質(zhì)平衡的因素
①內(nèi)因：難溶電解質(zhì)本身的性質(zhì)
②外因： 溫度：升高溫度，多數(shù)向溶解方向移動
濃度：加水稀釋，溶解平衡向溶解方向移動
同離子效應(yīng)：加入含溶解產(chǎn)生離子的鹽，平衡向沉淀方向移動
2．溶度積常數(shù)K(SP)
①與難溶電解質(zhì)的本性有關(guān)
②除內(nèi)因外，僅與T有關(guān)
③K(SP)越大，溶解程度越大。同一類型物質(zhì)，K(SP)越小，溶解度越小，越容易轉(zhuǎn)化成沉淀
④ Q(C) = K(SP) 飽和
Q(C) > K(SP) 過飽和
Q(C) < K(SP) 未飽和
3．沉淀反應(yīng)的應(yīng)用
①沉淀的生成
Fe3+ + 3NH3 H2O = Fe(OH)3↓ + 3NH4+ Cu2+ + S2- = CuS↓ 或 Cu2+ + H2S = CuS↓+ 2H4+
②沉淀的溶解
③沉淀的轉(zhuǎn)化
沉淀的轉(zhuǎn)化的特點： ①一般來說，溶解度小的轉(zhuǎn)化為溶解度更小的容易實現(xiàn)
淀的溶解度差別越大，越容易轉(zhuǎn)化
12 有機化學(xué)基礎(chǔ)
1．有機物的結(jié)構(gòu)
2．常見有機物的性質(zhì)
3．常見有機物間的轉(zhuǎn)化關(guān)系
（一）有機物的分類
1．按組成元素分類
根據(jù)分子組成中是否有C、H以外的元素，分為烴和烴的衍生物。
2．按碳骨架分類
3．按官能團(tuán)分類
類別 官能團(tuán)的結(jié)構(gòu)及名稱 典型代表物的名稱和結(jié)構(gòu)簡式
烴 烷烴 甲烷 CH4
烯烴 雙鍵 乙烯 CH2=CH2
炔烴 —C≡C— 三鍵 乙炔 CH≡CH
芳香烴 苯
烴 的 衍 生 物 鹵代烴 —X 鹵素原子 溴乙烷 CH3CH2Br
醇 —OH 羥基 乙醇 CH3CH2OH
醚 C—O—C 醚鍵 乙醚 CH3CH2—O—CH2CH3
酚 —OH 羥基 苯酚
醛 醛基 乙醛
酮 羰基 丙酮
羧酸 羧基 乙酸
酯 酯基 乙酸乙酯
（二）有機物的命名
1．烷烴的命名
（1）選主鏈，稱某烷。
選定分子中最長的碳鏈為主鏈，按主鏈中碳原子數(shù)目稱作“某烷”。
（2）編號定位，定支鏈。
選主鏈中離支鏈最近的一端為起點，用1，2，3等阿拉伯?dāng)?shù)字依次給主鏈上的各個碳原子編號定位，以確定支鏈在主鏈中的位置。如：
（3）寫出該烷烴的名稱。
①將支鏈的名稱寫在主鏈名稱的前面，并用阿拉伯?dāng)?shù)字注明其在主鏈上所處的位置，數(shù)字與支鏈名稱之間用短線隔開。
②如果主鏈上有多個不同的支鏈，把簡單的寫在前面，復(fù)雜的寫在后面。
③如果主鏈上有相同的支鏈，應(yīng)將相同支鏈合并，用“二”、“三”等數(shù)字表示支鏈的個數(shù)，兩個表示支鏈位置的阿拉伯?dāng)?shù)字之間用“，”隔開。示例物質(zhì)的名稱及名稱中各部分的意義如圖所示。
烷烴命名的注意事項
（1）1號碳原子上不能有取代基。
（2）2號碳原子上不能有乙基或更復(fù)雜的取代基……依此類推，否則主鏈將發(fā)生變化。若1號碳原子上有甲基或2號碳原子上有乙基，則主鏈碳原子數(shù)都將增加1。
（3）合并相同的取代基，用中文數(shù)字（如“二”、“三”等）表示支鏈的個數(shù)，寫在取代基名稱的前面。
（4）表示相同取代基位置的阿拉伯?dāng)?shù)字間用“，”隔開。
（5）漢字和阿拉伯?dāng)?shù)字間用短線“-”隔開。
（6）不同的取代基，命名時應(yīng)遵循簡單在前，復(fù)雜在后的原則，如先寫甲基，后寫乙基，依此類推。
2．烯烴和炔烴的命名
（1）選主鏈
將含有雙鍵或三鍵的最長碳鏈作為主鏈，稱為“某烯”或“某炔”。
（2）編號定位
從距離雙鍵或三鍵最近的一端給主鏈上的碳原子依次編號定位。
（3）寫名稱
用阿拉伯?dāng)?shù)字標(biāo)明雙鍵或三鍵的位置（只需標(biāo)明雙鍵或三鍵碳原子編號較小的數(shù)字）。用“二”“三”等表示雙鍵或三鍵的個數(shù)。
3．苯的同系物的命名
（1）習(xí)慣命名法：苯作為母體，其他基團(tuán)作為取代基。如：苯分子中的氫原子被甲基取代后生成甲苯，被乙基取代后生成乙苯，如果兩個氫原子被兩個甲基取代后生成二甲苯，有三種同分異構(gòu)體，可分別用“鄰”、“間”、“對”表示。
（2）系統(tǒng)命名法：將苯環(huán)上的6個碳原子編號，以某個甲基所在的碳原子的位置編為1號，選取最小位次號給另一個甲基編號。
4．酯的命名
酯類化合物是根據(jù)生成酯的酸和醇的名稱來命名的。如的名稱是苯甲酸乙酯。
5．含官能團(tuán)的有機物命名與烷烴命名的比較
無官能團(tuán) 有官能團(tuán)
類別 烷烴 烯烴、炔烴、鹵代烴、烴的含氧衍生物
主鏈條件 碳鏈最長，同碳數(shù)支鏈最多 含官能團(tuán)的最長碳鏈
編號原則 取代基最近（小） 官能團(tuán)最近、兼顧取代基盡量近
名稱寫法 支位-支名-母名 支名同，要合并 支名異，簡在前 支位-支名-官位-母名
符號使用 阿拉伯?dāng)?shù)字與阿拉伯?dāng)?shù)字間用“，”，阿拉伯?dāng)?shù)字與中文數(shù)字間用“-”，文字間不用任何符號
（三）有機物結(jié)構(gòu)的確定
1．化學(xué)方法
由于有機物中存在同分異構(gòu)現(xiàn)象，除少數(shù)的分子式只對應(yīng)一種結(jié)構(gòu)外，一般一種分子式對應(yīng)多種結(jié)構(gòu)。常從以下方面確定其結(jié)構(gòu)：
（1）根據(jù)有機物的特殊反應(yīng)，確定分子中的官能團(tuán)，從而進(jìn)一步確定其結(jié)構(gòu)。
（2）有機物實驗式的確定
①實驗式(又叫最簡式)是表示有機物分子所含各元素的原子數(shù)目最簡單整數(shù)比的式子。
②若有機物分子中，w(C)=a%，w(H)=b%，w(O)=c%，則N(C)∶N(H)∶N(O)=∶∶，即可確定實驗式。
③也可以通過燃燒產(chǎn)物的物質(zhì)的量等方法確定實驗式。確定實驗式前必須先確定元素的組成，如某有機物完全燃燒的產(chǎn)物只有CO2和H2O，則其組成元素可能為C、H或C、H、O；若燃燒產(chǎn)物CO2中的碳元素的質(zhì)量和燃燒產(chǎn)物H2O中的氫元素的質(zhì)量之和與原有機物的質(zhì)量相等時，則原有機物分子中不含氧元素；若不相等，則原有機物分子中含有氧元素。
確定有機物分子式和結(jié)構(gòu)式的過程
2．物理方法(質(zhì)譜法)
物理方法（質(zhì)譜法）具有微量、快速、準(zhǔn)確、信息量大等特點。
（1）質(zhì)譜：可快速、精確地測定有機物的相對分子質(zhì)量。
如圖所示為戊烷的質(zhì)譜圖。
質(zhì)荷比：分子離子與碎片離子的相對質(zhì)量與其電荷的比值。最大質(zhì)荷比即為分子的相對分子質(zhì)量。
（2）紅外光譜：可獲得分子中含有的化學(xué)鍵或官能團(tuán)的信息。
例如，某未知物（C2H6O）的紅外光譜圖(如圖所示)上發(fā)現(xiàn)有O—H鍵、C—H鍵和C—O鍵的振動吸收。
因此，可以初步推測該未知物是含羥基的化合物，結(jié)構(gòu)簡式可寫為C2H5—OH。
（3）核磁共振氫譜：可推知有機物分子中有幾種不同類型的氫原子及它們的數(shù)目之比。
該未知物（C2H6O）的核磁共振氫譜有三個峰(如圖甲所示)，峰面積之比是1∶2∶3，它們分別為羥基的一個氫原子、亞甲基(—CH2—)上的兩個氫原子和甲基上的三個氫原子的吸收峰。而二甲醚(CH3OCH3)中的六個氫原子均處于相同的化學(xué)環(huán)境中，只有一種氫原子，應(yīng)只有一個吸收峰(如圖乙所示)。
從上述未知物的紅外光譜和核磁共振氫譜可知：
①紅外光譜圖表明其有羥基（—OH）、C—O鍵和烴基C—H鍵紅外吸收峰；
②核磁共振氫譜有三種類型氫原子的吸收峰。
因此，未知物的結(jié)構(gòu)簡式應(yīng)該是CH3CH2OH，而不是CH3OCH3。
（四）有機反應(yīng)類型
1．取代反應(yīng)
（1）定義：有機化合物分子里的某些原子或原子團(tuán)被其他原子或原子團(tuán)所代替的反應(yīng)。
（2）類型
①鹵代反應(yīng)：有機物分子里的某些原子或原子團(tuán)被鹵素原子(—X，X=F，Cl，Br，I)所代替的反應(yīng)。
a．CH4+Cl2CH3Cl+HCl
b．+Br2+HBr
c．+3Br2↓+3HBr
d．CH3CH2OH+HBrCH3CH2Br+H2O
②硝化反應(yīng)：有機物分子里的某些原子或原子團(tuán)被硝基(—NO2)所代替的反應(yīng)。
a．+HNO3+H2O
b．+3HNO3+3H2O
c．+3HNO3+3H2O
③磺化反應(yīng)：有機物分子里的某些原子或原子團(tuán)被磺酸基(—SO3H)所代替的反應(yīng)。
+HO—SO3H+H2O
④酯化反應(yīng)：醇和羧酸或無機含氧酸反應(yīng)生成酯和水的反應(yīng)。
a．CH3CH2OH+CH3COOHCH3COOCH2CH3+H2O
b．HO—NO2+CH3OHCH3O—NO2+H2O
⑤水解反應(yīng)：有機物分子里的某些原子或原子團(tuán)被水分子里的H原子或—OH所代替的反應(yīng)。能發(fā)生水解反應(yīng)的有機物有鹵代烴、酯、油脂、二糖、多糖、蛋白質(zhì)等。
a．CH3CH2Br+NaOHCH3CH2OH+NaBr
b．CH3COOCH2CH3+H2OCH3COOH+CH3CH2OH(用堿作催化劑則生成羧酸鹽)
c．其他：如油脂、二糖(如蔗糖、麥芽糖)、多糖(如淀粉、纖維素)、二肽、多肽、蛋白質(zhì)等都能水解。
⑥醇分子間的脫水反應(yīng)
CH3CH2—OH+H—OCH2CH3CH3CH2—O—CH2CH3(乙醚)+H2O
2．加成反應(yīng)
（1）定義：有機化合物分子里的不飽和碳原子跟其他原子或原子團(tuán)直接結(jié)合生成新物質(zhì)的反應(yīng)。能發(fā)生加成反應(yīng)的官能團(tuán)有碳碳雙鍵、碳碳三鍵、苯環(huán)、羰基(醛、酮)等。
注意：①羧酸和酯中的碳氧雙鍵一般不能發(fā)生加成反應(yīng)。②羰基不能與鹵素(X2)、鹵化氫(HX)發(fā)生加成反應(yīng)。③共軛二烯烴有兩種不同的加成方式。
（2）類型
①烯烴和炔烴的加成反應(yīng)
a．CH2=CH2+H2CH3—CH3
b．CH2=CH2+Br2CH2Br—CH2Br
c．+HClCH2=CHCl
d．CH2=CH2+H—OHCH3—CH2OH
注意：其他含有碳碳雙鍵、碳碳三鍵的有機物，比如油脂等，也能發(fā)生類似的加成反應(yīng)。除了X2外，烯烴、炔烴等與其他試劑發(fā)生加成反應(yīng)一般都要有合適的催化劑、一定的溫度和適當(dāng)?shù)膲簭姟?br/>②苯環(huán)的加成反應(yīng)
a．+3H2
b．+3H2
c．+5H2
注意：苯環(huán)一般不與X2、HX、H2O發(fā)生加成反應(yīng)。
③醛、酮的加成反應(yīng)
a．CH3CHO+H2CH3CH2OH
b．+H2
注意：其他含有碳氧雙鍵的有機物，如葡萄糖、果糖等，也能與H2發(fā)生加成反應(yīng)，但要注意酯類、羧酸分子中的碳氧雙鍵不能與H2發(fā)生加成反應(yīng)。碳氧雙鍵不與HX、X2等發(fā)生加成反應(yīng)。
3．消去反應(yīng)
（1）定義：有機化合物在一定條件下，從一個分子中脫去一個或幾個小分子(如H2O、HX等)，而生成含不飽和鍵的化合物的反應(yīng)。
（2）類型
①鹵代烴的消去反應(yīng)
+NaOHCH3—CHCH—CH3+NaBr+H2O
②醇的消去反應(yīng)
CH2=CH2↑+H2O
注意：發(fā)生消去反應(yīng)的醇或鹵代烴，與羥基或鹵素原子相連的碳原子的鄰位碳原子上必須連有氫原子，否則不能發(fā)生消去反應(yīng)。如CH3OH、CH3X、和(R1、R2、R3代表烴基，可以相同，也可以不同)等不能發(fā)生消去反應(yīng)。
4．氧化反應(yīng)
（1）定義：有機物分子中失去氫原子或加入氧原子的反應(yīng)。
（2）類型
①醇的氧化反應(yīng)
羥基的O—H鍵斷裂，與羥基相連的碳原子的C—H鍵斷裂，形成CO鍵。與羥基相連的碳原子上無氫原子時，醇不能被氧化。
②醛的氧化反應(yīng)
醛基的C—H鍵斷裂，醛基被氧化成羧基。
③有機物的燃燒、不飽和烴和苯的同系物使酸性KMnO4溶液褪色等。
④醛及含醛基的化合物與新制的Cu(OH)2或銀氨溶液的反應(yīng)。
⑤苯酚在空氣中放置被氧化，生成粉紅色物質(zhì)。
5．還原反應(yīng)
（1）定義：有機物分子中加入氫原子或失去氧原子的反應(yīng)。
（2）類型
①醛、酮、烯烴、炔烴、苯及其同系物、酚等的催化加氫反應(yīng)。
②—NO2被還原成—NH2的反應(yīng)。
6．酯化反應(yīng)
（1）定義：羧酸或無機含氧酸和醇作用生成酯和水的反應(yīng)。
（2）酯化反應(yīng)屬于取代反應(yīng)。
CH3COOH+C2H5OHCH3COOC2H5+H2O
7．水解反應(yīng)
（1）定義：有機化合物與水反應(yīng)生成兩種或多種物質(zhì)的反應(yīng)。
（2）水解反應(yīng)屬于取代反應(yīng)，如鹵代烴的水解、酯的水解等。
（五）同分異構(gòu)體的書寫
（五）同分異構(gòu)體的書寫與判斷
1．同分異構(gòu)體的常見類型
（1）結(jié)構(gòu)異構(gòu)
①碳鏈異構(gòu)：由于碳鏈的不同而產(chǎn)生的異構(gòu)現(xiàn)象。如CH3CH2CH2CH2CHO與(CH3)2CHCH2CHO。
②位置異構(gòu)：由于官能團(tuán)在碳鏈或碳環(huán)上的位置不同而產(chǎn)生的異構(gòu)現(xiàn)象。如CH3CH2CH2CH2OH(1-丁醇)與CH3CH2CH(CH3)OH(2-丁醇)。
③官能團(tuán)異構(gòu)：由于官能團(tuán)的種類不同而產(chǎn)生的異構(gòu)現(xiàn)象。常見的異構(gòu)有同碳原子數(shù)的烯烴和環(huán)烷烴；同碳原子數(shù)的二烯烴和炔烴；同碳原子數(shù)的飽和一元醇和飽和一元醚；同碳原子數(shù)的飽和一元醛和飽和一元酮；同碳原子數(shù)的飽和一元羧酸和酯；同碳原子數(shù)的芳香醇、芳香醚和酚；同碳原子數(shù)的硝基化合物和氨基酸；葡萄糖和果糖；蔗糖和麥芽糖。
注意：淀粉和纖維素雖然分子式都為(C6H10O5)n，但由于n值不同，所以它們不互為同分異構(gòu)體。
（2）立體異構(gòu)
如果每個雙鍵碳原子連接了兩個不同的原子或原子團(tuán)，雙鍵碳上的4個原子或原子團(tuán)在空間上有兩種不同的排列方式，產(chǎn)生兩種不同的結(jié)構(gòu)，如2-丁烯有順-2-丁烯和反-2-丁烯兩種不同的空間異構(gòu)體。
2．同分異構(gòu)體的書寫步驟
（1）根據(jù)分子式書寫同分異構(gòu)體時，首先判斷該有機物是否有官能團(tuán)異構(gòu)。
（2）寫出每一類物質(zhì)官能團(tuán)的位置異構(gòu)體。
（3）碳鏈異構(gòu)體按“主鏈由長到短，支鏈由簡到繁，位置由心到邊”的規(guī)律書寫。
（4）檢查是否有書寫重復(fù)或遺漏，根據(jù)“碳四價”原則檢查書寫是否有誤。
3．2種常見烴基的同分異構(gòu)體數(shù)目
（1）丙基(—C3H7)2種，結(jié)構(gòu)簡式分別為：CH3CH2CH2—，—CH(CH3)CH3。
（2）丁基(—C4H9)4種，結(jié)構(gòu)簡式分別為：CH3—CH2—CH2—CH2—，—CH(CH3)CH2CH3，
，。
4．同分異構(gòu)體數(shù)目的判斷方法
（1）基元法：如丁基有4種不同的結(jié)構(gòu)，故丁醇、戊醛、戊酸等都有4種同分異構(gòu)體。
（2）替代法：如二氯苯(C6H4Cl2)有3種同分異構(gòu)體，四氯苯也有3種同分異構(gòu)體(將H替代Cl)；又如CH4的一氯代物只有1種，新戊烷[C(CH3)4]的一氯代物也只有1種。
（3）等效氫法：該方法是判斷同分異構(gòu)體數(shù)目的重要方法，其規(guī)律為同一碳原子上的氫原子等效；同一碳原子上的甲基上的氫原子等效；處于對稱位置的碳原子上的氫原子等效。
13 化學(xué)實驗基礎(chǔ)
1．可直接加熱的儀器有試管、坩堝、蒸發(fā)皿。
2．需要墊上石棉網(wǎng)才能加熱的儀器有：燒杯、燒瓶、錐形瓶。
3．不能加熱的儀器有集氣瓶、度在上方。
6．使用前需要檢查是否漏液的儀試劑瓶、啟普發(fā)生器、滴瓶。
4．常見的計量儀器有：量筒、容量瓶、托盤天平、溫度計、滴定管。
5．量筒沒有零刻度，容量瓶也沒有零刻度，托盤天平的零刻度在標(biāo)尺的最左邊，溫度計的零刻度在中下部，滴定管的零刻
器有：容量瓶、滴定管、分液漏斗。
7．常見的干燥劑有濃H2SO4、無水CaCl2、堿石灰、P2O5等。
8．濃H2SO4

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