資源簡介

高三化學
總復習
一、化學基本概念和基本理論
專題一
化學基本概念
一、NA題
解題步驟
第一步：初步判斷考點
物質狀態
（2）有濃度無體積
（3）溶劑粒子
（4）粒子的電離、水解
（5）膠體粒子
（6）濃度變化
（7）特殊結構（化學鍵，特殊物質的M）
（8）化學反應（可逆反應和氧化還原反應）
第二步：定量計算
【步驟】已知數據
→
n
→要求的微粒數目
第三步：鎖定答案：
排除干擾，細致計算，利用掌握知識，迅速做出判斷！
二、氧化還原反應和離子反應
（一）判斷方程式的正誤
第一步：是否符合客觀事實。主要看①該反應能否發生
②是否應該存在化合價的變化
第二步：符號是否使用恰當
↑
↓
第三步：拆分是否正確。熟記“五不拆”①單質②氧化物③沉淀④氣體⑤弱電解質（弱酸、弱堿）
第四步：是否符合三大守恒。
①電子守恒
②電荷守恒
③原子守恒
第五步：反應物的用量（少量、足量、過量）；是否漏寫離子反應；是否忽略隱含反應
【注】離子方程式正誤判斷的分析對象與關鍵把握
(
化學式
)
(
反應物
)
(
拆分是否正確
)
(
產物
)
(
是否錯誤或漏寫
)
(
電子守恒
)
(
三守恒
)
(
電荷守恒
)
(
原子守恒
)
(
是否注意酸堿性
)
(
條件
)
(
是否注意氧化性、還原性的強弱順序
)
(
是否符合定量關系
)
（二）書寫方程式（重點考察）
第一步：寫出已知的反應物和生成物
第二步：標出變價元素的化合價，求最小公倍數，確定氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的系數
第三步：觀察法。根據原子守恒寫出缺項物質，配平無變價的物質的系數
第四步：有離子參加的反應，根據電荷守恒，配平各物質的系數
第三步和第四步可根據具體題目顛倒順序
【注】
1、非氧化還原型陌生方程式的書寫知識儲備
該類反應的書寫和配平用到更多的是原子守恒，主要分為以下幾種情況
廣義的水解反應：化合物中的正電性的原子或原子團與OH-
結合，負電性的原子或原子團與H+
結合形成兩種新的物質。
A-B
+
H-OH
→
AOH
+
HB
（2）酸（酸式鹽）與堿可發生中和反應，強酸與弱酸鹽可以反應
（3）銨鹽、弱酸的酸式鹽、難溶氫氧化物、難溶碳酸鹽受熱易分解
（4）多元弱酸鹽與其多元弱酸反應生成其酸式鹽
2、氧化還原型陌生方程式的書寫知識儲備
（1）在日常的學習、練習中，注意記憶、積累常見元素的化合價
（2）認識并掌握常見的氧化劑、還原劑
（3）掌握常見氧化劑、還原劑發生氧化還原反應所得的產物，有時候物質的氧化還原產物還要根據題中的情境信息考慮。
常見氧化劑及其還原產物
氧化劑
Cl2
(X2)
O2
Fe3+
酸性
KMnO4
MnO2
酸性
K2Cr2O7
HClO
濃H2SO4
HNO3
H2O2
PbO2
Fe
還原
產物
Cl-
(X-)
H2O
或O2-
或OH-
Fe2+
Mn2+
Mn2+
Cr3+
Cl-
SO2
NO2(濃)
NO(稀)
H2O
Pb2+
Fe3+
常見還原劑及其氧化產物
還原劑
金屬單質
Fe2+
H2S/S2-
SO2/S
HI/I-
NH3
CO
氧化
產物
金屬離子
Fe3+
S、SO2
SO3、S
I2
N2、NO
CO2
離子共存
【易忘易漏點】
分散系
(1)概念：把一種(或多種)物質分散在另一種(或多種)物質中所得到的體系。
(2)分類：按照分散質粒子直徑的大?。ǚ稚⑾抵g的本質特征）
（3）膠體的性質及應用
①丁達爾效應
可見光束通過膠體時，在入射光側面可看到光亮的通路，這是膠體粒子對光線散射而形成的，可用此性質來鑒別溶液和膠體。
②聚沉：使膠體粒子聚集形成沉淀析出的現象。
方法：加入電解質溶液、加熱、攪拌或加入帶相反電荷的膠體粒子。
應用：如制作豆腐，明礬凈水。
③電泳：由于膠體粒子帶有電荷，在電場作用下，膠體粒子在分散劑中作定向移動的現象。
應用：工業上的靜電除塵。
④滲析：膠體粒子不能透過半透膜，溶液中的粒子可以透過半透膜。
應用：提純膠體；血液透析。
⑤膠體的制備：以Fe(OH)3膠體的制備為例
實驗原理：
實驗步驟：取一個小燒杯，加入25mL的蒸餾水，
將燒杯中的蒸餾水加熱至沸騰，
向沸水中逐滴加入5-6滴FeCl3飽和溶液，
繼續煮沸至溶液呈紅褐色，
停止加熱。
（4）三種分散系比較
專題二
物質結構
元素周期律
基本概念
元素：具有相同核電荷數（質子數）的同類原子的總稱。
核素：具有一定數目質子和一定數目中的一種原子。
同位素：質子數相同而中子數不同的同一種元素的不同原子。（即同一元素的不同核素互稱為同位素）
質量數：忽略電子的質量，將核內所有質子和中子的相對原子質量取近似整數值相加，所得的數值。
質量數（A）=
質子數（Z）+
中子數（N）
電子層：在含有多個電子的原子里，電子分別在能量不同的區域內運動，我們把不同的區域簡化為不連續的殼層，也稱作電子層。分別用1，2，3，4，5，6，7或K、
L、
M、
N、
O、
P、
Q來表示從內到外的電子層。
原子序數：按照元素在周期表中的順序給元素編號，得到原子序數。
同素異形體：同種元素形成的結構、性質不同的單質，互稱為同素異形體。
化學鍵：使離子相結合或原子相結合的作用力通稱為化學鍵。
離子鍵：帶相反電荷離子之間的相互作用。
共價鍵：原子間通過共用電子對所形成的相互作用。
分子間作用力：分子之間存在的一種把分子聚集在一起的作用力。
氫鍵：分子之間存在的一種比分子間作用力稍強的相互作用。
【注】強弱：化學鍵?>?氫鍵
>?分子間作用力
離子化合物：由離子鍵構成的化合物。（含金屬的化合物和含銨根離子的鹽）
共價化合物：以共用電子對形成分子的化合物。
常見考點
（一）元素周期律（主族元素）
同周期，從左到右，電子層數相同，最外層電子數逐漸增多，原子半徑逐漸減小，金屬性逐漸減弱，非金屬性逐漸增強；同主族，從上到下，電子層數逐漸增多，最外層電子數相同，原子半徑逐漸增大，金屬性逐漸增強，非金屬性逐漸減弱
（二）元素金屬性、非金屬性強弱的判斷
1、元素金屬性強弱的判斷
（1）元素的金屬性越強，
金屬單質失電子能力越強，還原性越強，
金屬單質與水或酸反應置換出氫越容易，反應越劇烈，
金屬元素最高價氧化物的水化物—氫氧化物的堿性越強，
金屬陽離子的氧化性越弱。
（2）按K，Ca，Na，Mg，Al，Zn，Fe，Sn，Pb，Cu，Hg，Ag，Pt，Au的順序，金屬性逐漸減弱（金屬單質間的置換,強的置換弱的）
（3）原電池中，金屬性強的作負極
（4）電解池中，陰極首先放電的陽離子，其對應元素的金屬性弱
2、元素非金屬性強弱的判斷
（1）元素的非金屬越強，
非金屬單質得電子能力越強，氧化性越強，
非金屬單質與氫氣反應生成氣態氫化物越容易，反應越劇烈，氫化物越穩定，
非金屬元素最高價氧化物的水化物—最高價含氧酸的酸性越強，
非金屬陰離子的還原性越弱，氣態氫化物的還原性越弱。
（2）按F，O，Cl，Br，I，S的順序，非金屬性逐漸減弱（非金屬單質間的置換,強的置換弱的）
（3）電解池中，陽極首先放電的陰離子，其對應元素的非金屬性弱
（三）粒子半徑大小的比較
一看電子層數，電子層數越多，半徑越大
二看核電荷數，電子層數相同時，核電荷數越大，半徑越小
三看核外電子數，電子層數和核電荷數都相同時，電子數多的半徑大，如：rCl－>rCl。
（四）物質結構
—
物質由原子，分子，離子構成
【注】物質的組成可概括為“宏觀一素(元素)，微觀三子(原子、分子、離子)”。
1、粒子間的數量關系
質子數
=
原子序數（適用于所有物質）
中子數
=
質量數
-
質子數
???
=
相對原子質量
-
原子序數（適用于所有物質）
【注】1、強弱：化學鍵?>?氫鍵
>?分子間作用力
2、含金屬的化合物，含銨根離子的鹽是離子化合物，一定有離子鍵，可能有共價鍵
3、共價化合物和非金屬單質，只含有共價鍵
4、含氫鍵的物質：如H2O、NH3、HF、醇、羧酸分子、蛋白質分子等分子之間。
物質熔沸點的比較
1、堿金屬元素(Li、Na、K、Rb、Cs)，從上到下，單質熔沸點逐漸降低
Li
＞
Na
＞
K
＞
Rb
＞
Cs。
2、鹵族元素(F、Cl、Br、I)，從上到下，單質熔沸點逐漸升高
F2
＜
Cl2
＜
Br2
＜
I2
3、根據物質類別判斷：原子晶體﹥離子晶體﹥分子晶體
原子晶體：金剛石﹥二氧化硅﹥碳化硅﹥單晶硅?
離子晶體：要看離子半徑的大小和離子所帶電荷的多少，離子半徑越小，離子所帶電荷越多則離子鍵越強，熔沸點越高。如：NaCl
﹤?MgCl2
＜
MgO
分子晶體：（最?？迹?br/>①組成和結構相似的物質，相對分子質量越大，分子間作用力越強，其熔沸點越高。（一般規律）
②能形成分子間氫鍵時，物質的熔沸點會陡然增高，都能形成氫鍵時要比氫鍵的數目和強弱。（特殊情況）
如：組成和結構相似的物質，滿足一般規律：SnH4
﹥
GeH4
﹥
SiH4
﹥
CH4
存在氫鍵的物質：SbH3
﹥
NH3
﹥
AsH3
﹥
PH3
H2O
﹥
H2Te
﹥
H2Se
﹥
H2S
HF
﹥HI
﹥
HBr
﹥
HCl
都存在氫鍵的物質：H2O
﹥
NH3
﹥
HF
﹥
CH4
【注】氫鍵是分子間存在的一種比分子間作用力稍強的相互作用。
氫鍵存在廣泛，如蛋白質分子、醇、羧酸分子、H2O、NH3、HF等分子之間。
常溫常壓下物質的狀態：固體﹥液體﹥氣體
三、元素推斷的解題思路
(
原子
或離子
結構特征
)
(
元素
名稱
或
位置
)
(
元素的
特征
)
(
元素
化合價特征
的性質
)
(
元素的性質（
物理和化學
）
)
(
元素
含量等其他特征
?
)?????
(
根據化學方程式
)
(
根據化學式
)
(
若干元素原子序數間的關系
?
)
(
相對分
子質量
)
(
原子序數
)???????
??
【元素推斷的題眼】
1、短周期元素中常見原子的核外電子排布規律
(1)原子核中無中子的原子H。
(2)原子最外層有1個電子的元素:H、Li、Na。
(3)原子最外層有2個電子的元素:Be、Mg、He。
(4)原子最外層電子數等于次外層電子數的元素:Be、Ar。
(5)原子最外層電子數是次外層電子數2倍的元素:C;是次外層電子數3倍的元素:O;是次外層電子數4倍的元素:Ne。
(6)原子電子層數與最外層電子數相等的元素:H、Be、Al。
(7)原子電子總數為最外層電子數2倍的元素:Be。
(8)原子次外層電子數是最外層電子數2倍的元素:Li、Si。
(9)原子內層電子總數是最外層電子數2倍的元素:Li、P。
常見元素特征（含量和性質）
(1)形成化合物種類最多的元素,單質是自然界中硬度最大的物質,氣態氫化物中氫的質量分數最高的元素:C。
(2)空氣中含量最多的元素,氣態氫化物的水溶液呈堿性的元素:N。
(3)地殼中含量最多的元素,氫化物沸點最高的元素或氫化物在通常情況下呈液態的元素:O。
(4)單質最輕的元素:H;單質最輕的金屬元素:Li。
(5)單質在常溫下呈液態的非金屬元素:Br;單質在常溫下呈液態的金屬元素:Hg。
(6)最高價氧化物及其對應的水化物既能與強酸反應,又能與強堿反應的元素:Al。
(7)氣態氫化物和最高價氧化物對應的水化物能發生化合反應的元素:N,能發生氧化還原反應的元素:S。
(8)單質在常溫下能與水反應放出氣體的短周期元素:Li、Na、F。
(9)最活潑的非金屬元素(或無正價的元素,無含氧酸的非金屬元素,其無氧酸可腐蝕玻璃的元素,其氣態氫化物最穩定的元素,陰離子的還原性最弱的元素):F。
3、1～20號元素原子結構以及在周期表中的位置
專題三
化學反應與能量
化學反應過程中，不僅有物質的變化，同時還伴隨有能量的變化，并可以熱能、電能或光能等形式表現出來。
微專題1化學能與熱能
一、基本概念
1、各種物質都儲存有化學能，在發生化學反應時，其能量的變化，通常主要表現為熱量的變化——吸熱或者放熱
2、吸收熱量的化學反應叫吸熱反應；釋放熱量的化學反應叫放熱反應。
【注】NaOH
固體溶于水放熱，濃H2SO4稀釋放熱，是物理變化，不是放熱反應。
弱酸、弱堿的電離是吸熱過程，是物理變化。
（1）焓：焓是與內能有關的物理量，是物質所具有的能量。符號是H，單位KJ
（2）焓變：對于一個化學反應，生成物的總焓值與反應物的總焓值之差稱之為焓變。符號是△H，單位KJ/mol
（3）反應熱：化學反應吸收或釋放的熱量。單位KJ/mol
（4）鍵能：是表征化學鍵強度的物理量，可以用鍵斷裂時所需的能量大小來衡量。單位KJ/mol
【注】
1、在恒壓條件下（敞口容器中），反應熱等于焓變。
2、一個確定的化學反應是吸熱還是放熱，由反應物總能量與生成物總能量的相對大小來決定的，即由焓變決定的。
當反應物總能量
＞
生成物總能量，該反應放熱，△H
＜
0
當反應物總能量
＜
生成物總能量，該反應吸熱，△H
＞
0
△H
=
生成物總能量
-
反應物總能量
3、在化學反應過程中，反應物分子斷裂化學鍵要吸收能量，生成物分子形成化學鍵要釋放能量。
反應物分子斷鍵吸收的總能量
＞
生成物分子成鍵釋放的總能量，該反應吸熱，△H
＞
0
反應物分子斷鍵吸收的總能量
＜
生成物分子成鍵釋放的總能量，該反應放熱，△H
＜
0
△H
=
反應物分子斷鍵吸收的總能量
-
生成物分子成鍵釋放的總能量
中和熱：強酸和強堿的稀溶液，發生中和反應生成1mol
H2O（l）時所釋放的熱量。
【注】不用弱酸、弱堿溶液，因為弱酸弱堿在水溶液中電離時吸收熱量，使中和熱的數值偏小
不用濃溶液，因為濃溶液稀釋時會放出熱量，使中和熱的數值偏大
中和反應不能生成沉淀，因為生成沉淀會放出熱量，使中和熱的數值偏大
燃燒熱：101kPa時，1mol純物質完全燃燒生成穩定的氧化物時所放出的熱量，叫做該物質的燃燒熱。
【注】C→CO2(g)、H
→H2O（l）、S
→SO2（g）
二、熱化學方程式
1、概念：表示參加反應物質的量和反應熱的關系的化學方程式。
2、書寫：要注明反應物和生成物在反應時的狀態，不用標明反應條件，系數與△H的數值要對應
【注】物質狀態不同，能量不同，能量越低越穩定。
(
吸熱
)能量高低：S
＜
l
＜
g
(
g
)
(
l
)
(
吸熱
)
(
S
)
三、計算（重要考點）
1、用物質自身的能量來計算
△H
=
生成物總能量
-
反應物總能量
用鍵能來計算
△H
=
反應物分子斷鍵吸收的總能量
-
生成物分子成鍵釋放的總能量
【常見物質中化學鍵的數目】
1
mol
物質
金剛石
()
石墨
()
CO2
()
CH4
()
Si
()
SiO2
()
P4
()
化學鍵數
2NA
1.5NA
2NA
4NA
2NA
4NA
6NA
蓋斯定律：不管化學反應是一步完成或分幾步完成，其反應熱是相同的。換句話說，化學反應的反應熱只與體系的始態和終態有關，而與反應途徑無關，這就是蓋斯定律。
4、圖像
（1）反應物的能量為a，生成物的能量為b
（2）E1：從反應物至最高點的能量數值表示正反應的活化能
E2：從最高點至生成物的能量數值表示逆反應的活化能
（3）ΔH
＝
b
-
a
=
E1
－
E2
（4）催化劑只影響正、逆反應的活化能，而不影響反應的焓變。
微專題2
化學能與電能
化學能與電能的相互轉換必須通過一定的裝置。
原電池：將化學能轉變為電能的裝置。
電解池：把電能轉變成化學能的裝置。
一、原電池
原電池基本模型
本質：自發的氧化還原反應
構成：兩極
——
一液
——
一連線
①兩個活潑性不同的電極（燃料電池的兩個電極可以相同）
②電解質溶液簡稱電解液
③形成閉合回路
【注】帶鹽橋的原電池，鹽橋的組成和作用
①鹽橋中裝有飽和的KCl、KNO3等溶液和瓊脂制成的膠凍。
②鹽橋的作用：a.連接內電路，形成閉合回路；b.平衡電荷，使原電池不斷產生電流。
工作原理
放電時，負極上的電子通過導線流向正極，再通過溶液中離子形成內電路構成環路。
4、特點（正負極的判斷方法）
正極：得降還，電子流入，陽離子流入，電極質量增加或產生氣泡，材料是較不活潑金屬或石墨
原電池
負極：失升氧，電子流出，陰離子流入，電極質量減小，材料是較活潑金屬
電子的流向：負極
→
正極
電流的流向：正極
→
負極
離子的流向：陽離子
→
正極，陰離子
→
負極
5、電極反應式
(
根據已知條件，列出正負極的反應物和產物
)
(
列物質
)【書寫方法】
(
標出化合價，找出得失電子的數量
)
(
標得失
)
(
根據電解液的酸堿性，補充缺少的物質
(
通常補充
H
+
、
OH
-
、
H
2
O)
)
(
看環境
)
(
根據電荷守恒，原子守恒配平
)
(
配守恒
)
【反應式的一般規律】
正極：電解液中的陽離子，得降還
負極：活潑金屬電極，失升氧
6、分類
一次電池（干電池）
舉例：普通鋅錳電池，堿性鋅錳電池，鋅銀電池，鋰電池
化學電池
二次電池（可充電電池，蓄電池）
舉例：鉛蓄電池，鎘鎳電池，氫鎳電池，鋰離子電池
燃料電池
舉例：氫氧燃料電池，甲烷燃料電池，乙醇燃料電池，熔融鹽燃料電池
新型化學電源
舉例：見題目中的新信息
【重要考點】
可充電電池
(
陽極，失升氧
(
接電源的正極
)
)特點
(
可充電電池
)
(
正極，得降還
)
(
充電
)
(
放電
)
(
陰極，得降還
(
接電源的負極
)
)
(
負極，失升氧
)
“正正負負”——原電池的正極充電時要與外接電源的正極相連，原電池的負極充電時要與外接電源的負極相連。
“顛顛倒倒”——原電池的正極反應倒過來，就是充電時電解池的陽極反應式。原電池的負極反應倒過來，就是充電時電解池的陰極反應式。
（2）對溶液中離子移動方向的判斷
放電時，陽離子移向正極，陰離子移向負極；
充電時，陽離子移向陰極，陰離子移向陽極。
2、燃料電池（燃料作負極）
（1）電極：惰性電極
（通常是鉑，起催化作用，不參與反應）
（2）燃料：H2、CO、烴（如
CH4）、醇、肼等
（3）電解質：（1）酸性電解質溶液
（2）堿性電解質溶液
（3）熔融氧化物
（4）熔融碳酸鹽
（4）電極反應式的書寫方法（分三步）
第一步：寫出電極總反應式
（燃料電池的總反應與燃料的燃燒反應一致，若產物能和電解質反應則總反應為加合后的反應）
第二步：寫出電極的正極反應式
（一般在正極發生還原反應的物質都是
O2，隨著電解質溶液的不同，其電極反應有所不同）
⑴酸性電解質溶液環境下電極反應式：O2
+
4
H+
+
4e‐
==
2
H2O
⑵堿性電解質溶液環境下電極反應式：O2
+
2
H2O
+
4e‐
==
4OH‐
⑶固體電解質（高溫下傳導
O2‐）環境下電極反應式：O2
+
4e‐
==
2O2‐
⑷熔融碳酸鹽（如熔融
K2CO3）環境下電極反應式：O2
+
2CO2
+
4e‐
==
2CO32‐
第三步：寫出負極反應
電池的總反應式
==
電池正極反應式
+
電池負極反應
舉例：甲烷燃料電池
①堿性介質中(以KOH為例)
②酸性介質中：
負極：CH4
－
8e－
＋
10OH－
===
CO
＋
7H2O，
CH4
－
8e－
＋
2H2O
===
CO2
＋
8H＋，
正極：2O2
＋
8e－
＋
4H2O
===
8OH－，
2O2
＋
8e－
＋
8H＋
===
4H2O，
總反應：CH4
＋
2O2
＋
2KOH
===
K2CO3
＋
3H2O。
CH4
＋
2O2
===
CO2
＋
2H2O。
3、新型化學電源
【突破方法】
二、電解池
電解原理模型
1、電解：使電流通過電解質溶液而在陰、陽兩極引起氧化還原反應的過程。
2、構成條件
①直流電源。
②與直流電源相連的兩個電極。
③形成閉合回路。
④電解質溶液或熔融電解質。
3、工作原理
通電時，電子從電源的負極沿導線流入電解池的陰極，經過陰離子，陽離子的定向運動，再從電解池的陽極流出，并沿導線流回電源的正極。
4、特點（陰陽極的判斷方法）
陰極：與電源負極相連，得降還，陽離子流入，析出金屬（電極質量增加）或產生無色氣體（H2）
電解池
陽極：與電源正極相連，失升氧，陰離子流入，電極質量減小或有非金屬單質產生（呈氣態的有02
、Cl2）
電子的流向：負極
→
陰極
；
陽極
→
正極
離子的流向：陽離子
→
陰極，陰離子
→
陽極
5、陰陽極的放電順序
活性電極（除Au、Pt外的金屬）
→
電極材料失電子，生成相應的金屬陽離子
陽極
惰性電極
(通常是Pt、Au、石墨)
→
陰離子失電子，生成相應的單質或高價化合物
陰離子放電順序
S2－
＞
I－
＞
Br－
＞
Cl－
＞
OH－
＞
含氧酸根離子
陰極：與電極材料無關,溶液中的陽離子得電子，生成相應的單質或低價化合物
陽離子放電順序
Ag+
＞
Hg2+
＞
Fe3+
＞
Cu2+
＞
H+
(酸，
H+濃度較大時)
＞
Pb2+
＞
Sn2+
＞
Fe2+
＞
Zn2+
＞
H+
(水)
＞
Al3+
＞
Mg2+
＞
Na+
＞
Ca2+
＞
K+
6、電極反應式
【書寫方法】
【反應式的一般規律】
陰極：電解液中的陽離子，得降還
陽極：活性電極或者電解液中的陰離子，失升氧
7、應用
(1)氯堿工業
①電極反應
陽極：2Cl－
－
2e－
==
Cl2↑
陰極：2H＋
＋
2e－
==
H2↑
②總反應方程式：2NaCl
＋
2H2O
2NaOH
＋
H2↑
＋
Cl2↑
總反應離子方程式：2Cl－
＋
2H2O
2OH－
＋
H2↑
＋
Cl2↑
【注】
1、該反應要用到陽離子交換膜，只允許陽離子(Na＋)通過，而阻止陰離子(Cl－、OH－)和分子(Cl2)通過，這樣既能防止H2和Cl2混合發生爆炸，又能避免Cl2和NaOH溶液作用生成NaClO影響燒堿的質量。
2、離子交換膜的功能、類型、作用
(
功能
)
(
使離子選擇性定向移動，平衡整個溶液的離子濃度或電荷
)
(
只允許陽離子通過，阻止陰離子和氣體通過
)
(
離
子
交
換
膜
)
(
陽離子交換膜
)
(
類型
)
(
只允許陰離子通過，阻止陽離子和氣體通過
)
(
陰離子交換膜
)
(
只允許質子
H
+
通過
)
(
質子交換膜
)
(
隔離某些物質，防止發生反應
（
2
）
用于物質的制備
（
3
）物質的分離、提純
)
(
作用
)
(2)電解精煉銅
(3)電鍍銅
【注】
電解精煉銅，粗銅中含有的Zn、Fe、Ni等活潑金屬失去電子，變成金屬陽離子進入溶液，
其他活潑性弱于銅的雜質以陽極泥的形式沉積。
電解過程中電解質溶液中的Cu2＋濃度會逐漸減小。
電鍍時，陽極(鍍層金屬)失去電子的數目跟陰極鍍層金屬離子得到電子的數目相等，
因此電鍍液中電解質的濃度保持不變。
3、電解或電鍍時，電極質量減少的電極必為金屬電極——陽極；
電極質量增加的電極必為陰極，
即溶液中的金屬陽離子得電子變成金屬吸附在陰極上。
(4)電冶金
利用電解熔融鹽(或氧化物)的方法來冶煉活潑金屬Na、Ca、Mg、Al等。
【小結電化學的解題策略】
三、金屬的腐蝕和防護
1、金屬腐蝕：是金屬與周圍的空氣或液體物質發生氧化還原反應而引起損耗的現象。
2、金屬腐蝕的本質
金屬原子失去電子變成金屬陽離子，金屬發生氧化反應。
3、金屬腐蝕的類型
化學腐蝕
金屬腐蝕
析氫腐蝕
電化學腐蝕
吸氧腐蝕
①化學腐蝕與電化學腐蝕
②析氫腐蝕與吸氧腐蝕（以鋼鐵的腐蝕為例進行分析）
鐵銹的形成：2Fe
＋
O2
＋
2H2O
===
2Fe(OH)2
4Fe(OH)2
＋
O2
＋
2H2O
===
4Fe(OH)3
2Fe(OH)3
＋
(x－3)H2O
===
Fe2O3·xH2O(鐵銹)
(
改變金屬內部結構
)金屬的防護
(
如：制成不銹鋼
)
(
金屬的保護
)
(
如：噴油漆、涂油脂、電鍍、噴鍍、覆膜等
)
(
加保護層
)
(
電化學
保護法
)
專題四
化學反應速率與化學平衡
微專題
1
化學反應速率
定義：用來衡量化學反應進行快慢的物理量。
表示方法：通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量來表示。（均取正值）
3、表達式
：v(B)
=
4、單位：mol·L-1·s-1或mol·L-1·min-1
1
mol·L-1·s-1
=
60
mol·L-1·min-1
5、計算
公式法
v(B)
=
=
（不適用于固體和純液體，是某段時間內的平均反應速率）
比值法
同一化學反應,各物質的反應速率之比等于化學方程式中的化學計量數之比。
對于反應m
A(g)
+
n
B(g)
=
p
C(g)
+
q
D(g),有
=
=
=
三段式法
6、化學反應速率的影響因素
內因：反應物本身的性質
外因：濃度、壓強、溫度、催化劑（重點考察）
外界條件對可逆反應的正、逆反應速率的影響方向是一致的,但影響程度不一定相同
(
增大反應物濃度時
,
v
正
瞬間增大
,
隨后逐漸減小
,
v
逆
瞬間不變
,
隨后逐漸增大
)
(
濃度
)
(
壓強
)
(
增大壓強
（減小容器的體積），
v
正
和
v
逆
都增大
，
氣體分子數減少的方向的反應速率
增大的
程度更大
)
(
溫度
)
(
升高溫度
,
v
正
和
v
逆
都增大
,
吸熱反應方向的反應速率增大的程度更大
)
(
使用催化劑
,
能同等程度地改變正、逆反應速率。
)
(
催化劑
)
(
反應物間的接觸面積，光輻射，放射線輻射，超聲波，電弧，強磁場，高速研磨等
)
(
其他因素
)
【注】
1、對于反應前后氣體分子數不變的反應,改變壓強可以同等程度地改變正、逆反應速率。
2、壓強的改變，不一定會引起化學反應速率的改變（充入無關氣體的情況）
（1）恒溫恒容:充入無關氣體總壓增大
參加反應的物質濃度不變(活化分子濃度不變)反應速率不變。
（2）恒溫恒壓:充入無關氣體體積增大
參加反應的物質濃度減小(活化分子濃度減小)反應速率減小。
3、對于沒有氣體參加的反應，改變體系壓強，反應物的濃度不變，則化學反應速率不變。
4、固體反應物，量的增減，不能改變化學反應速率，固體的表面積改變才能改變化學反應速率。
7、理論解釋——有效碰撞理論（了解即可）
（1）活化分子：能夠發生有效碰撞的分子。
（2）活化能：活化分子所多出來的那部分能量。
如圖
圖中：E1為正反應的活化能，使用催化劑時的活化能為E3，E2為逆反應的活化能
（3）有效碰撞：活化分子之間能夠引發化學反應的碰撞。
（4）活化分子、有效碰撞與反應速率的關系
微專題2
化學平衡
可逆反應：在同一條件下，正反應方向和逆反應方向同時進行的反應。
把從左到右的反應稱作正反應，從右到左的反應稱作逆反應。
一、化學平衡的建立
一個可逆反應在開始進行之初，正反應速率大于逆反應速率，隨著反應的進行，正反應速率逐漸減小，逆反應速率逐漸增大，當反應進行到一定程度時，正反應速率與逆反應速率相等，反應物的濃度與生成物的濃度不再改變，達到一種表面靜止的狀態，我們稱為“化學平衡狀態”，簡稱化學平衡。
化學平衡是可逆反應達到的一種特殊的狀態，是在給定條件下化學反應所能達到或完成的最大限度，即該反應進行的限度。
二、化學平衡的特征
(
研究對象是可逆反應
)
(
逆
)
(
v
正
=
v
逆
≠
0
)
(
等
)
(
動
)
(
達到化學平衡狀態時，反應并沒有停止，是動態平衡
)
(
達到化學平衡狀態時，體系中所有反應物和生成物的質量（或濃度）保持不變
)
(
定
)
(
變
)
(
外界條件改變，平衡發生移動，在新的條件下建立新平衡
)
三、化學平衡狀態的判斷
——
三種方法
1、逆向相等：
反應速率必須一個是正反應速率，一個是逆反應速率
①同一物質(兩種表述):v正
=
v逆，斷鍵數
=
成鍵數
②不同物質：
=
2、變量不變
如果一個量是隨反應的進行而改變的
--
變量,當該量“不變”時,反應達到平衡狀態，即“變量不變”
→
平衡狀態。
【注】常見的變量有：
①平衡體系中各物質的m
、n
、c和w、n
%
、V
%等
②一定條件下，混合氣體的密度、混合氣體的平均相對分子質量、每種氣體的分壓等
③有色體系的顏色，絕熱體系內的溫度
依據
Qc
與
K
的關系判斷:若
Qc
=
K
，反應處于平衡狀態。
四、化學平衡的移動
勒夏特列原理：如果改變影響化學平衡的條件之一(如溫度、壓強以及參加反應的化學物質的濃度)，平衡將向著能夠減弱這種改變的方向移動。
【注】
1、該原理適用于已達到平衡的反應體系，只改變一種條件
2、化學平衡移動的目的是“減弱”外界條件的改變，而不是“抵消”外界條件的改變。
（一）化學平衡移動的根本原因：外界條件的改變造成了v正≠v逆
（二）化學平衡移動的方向
①v正
＞
v逆，平衡向正反應方向移動
②v正
＝
v逆，平衡不移動
③v正
＜
v逆，平衡向逆反應方向移動
（三）外界條件對化學平衡的影響
改變影響平衡得一個條件
化學平衡移動的方向
化學平衡移動的結果
濃
度
增大反應物的濃度
向正反應方向移動
反應物的濃度減小，但比原來大
減小反應物的濃度
向逆反應方向移動
反應物濃度增大，但比原來小
增大生成物的濃度
向逆反應方向移動
生成物濃度減小，但比原來大
減小生成物的濃度
向正反應方向移動
生成物濃度增大，但比原來小
壓強
增大壓強
向氣體分子數減小的方向移動
體系壓強減小，但比原來大
減小壓強
向氣體分子數增大的方向移動
體系壓強增大，但比原來小
溫度
升高溫度
向吸熱反應方向移動
體系溫度降低，但比原來高
降低溫度
向放熱反應方向移動
體系溫度升高，但比原來低
對于反應前后氣體數不變的反應，改變壓強，平衡不移動。
使用催化劑，平衡不移動。
【注】平衡移動的幾種特殊情況
1、改變固體或純液體的量，對化學平衡沒影響。
2、“惰性氣體”對化學平衡的影響。
五、化學平衡常數
1、概念：在一定溫度下，當一個可逆反應達到化學平衡時，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數，這個常數就是該反應的化學平衡常數（簡稱平衡常數），用符號K表示。
2、表達式：
對于反應m
A(g)
＋
n
B(g)
?
p
C(g)
＋
q
D(g)，
(固體和純液體的濃度視為常數，通常不計入平衡常數表達式中)
3、注意：
（1）K只受溫度影響，與反應物或生成物的濃度變化無關
（2）化學平衡常數是指某一具體反應的平衡常數。
若化學方程式中的化學計量數變化，化學平衡常數也要發生變化；
當化學反應逆向進行時,其平衡常數為原平衡常數的倒數；
兩反應加和得到的新反應，其化學平衡常數是兩反應平衡常數的乘積；
兩反應相減，得到的新反應，其化學平衡常數是兩反應平衡常數相除得到的商。如：
（3）一般地說，K
＞
105
時，該反應進行得就基本完全了；
K
＜
10-5
時，該反應很難進行。
4、應用
判斷可逆反應進行的程度
K值越大，正反應進行的程度越大，該反應進行得越完全。
K值越小，正反應進行的程度越小，該反應進行得越不完全。
(
若
K
增大，則
正反應
為吸熱反應
)判斷可逆反應的熱效應
(
升溫，平衡向吸熱反應方向移動
)
(
若
K
減小，則
正反應
為放熱反應
)
(
若
K
增大，則
正反應
為放熱反應
)
(
降溫，平衡向放熱反應方向移動
)
(
若
K
減小，則
正反應
為吸熱反應
)
判斷化學平衡移動的方向
在一定溫度下的任意時刻，生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值，稱為濃度商Qc
Qc
＜
K，反應向正反應方向進行，v正
＞
v逆
Qc
＝
K，反應處于化學平衡狀態，v正
＝
v逆
Qc
＞
K，反應向逆反應方向進行，v正
＜
v逆
六、平衡轉化率
1、定義：平衡時，已轉化了的某反應物的量與轉化前該反應物的量（起始量）之比。
2、表達式
對于反應：a
A(g)
＋b
B(g)
?
c
C(g)
＋
d
D(g)，
反應物A的轉化率可以表示為α(A)
＝
×100%。
3、平衡轉化率的分析與判斷方法
（1）反應a
A(g)
＋
b
B(g)
?
c
C(g)
＋
d
D(g)的轉化率分析（反應物有兩種）
①若反應物起始物質的量之比等于化學計量數之比，達到平衡后，它們的轉化率相等。
②若只增加A的量，平衡正向移動，B的轉化率提高，A的轉化率降低。
③若按原比例同倍數地增加或減小A、B的濃度，等效于壓縮或擴大容器體積（加壓或減壓），氣體反應物的轉化率與化學計量數有關。
同倍增大c(A)和c(B)
（2）反應m
A(g)
?
n
B(g)＋q
C(g)的轉化率分析
（反應物只有一種）
在T、V不變時，增加A的量，等效于壓縮容器體積（加壓），A的轉化率與化學計量數有關。
增大c(A)
（3）K值越大，正反應進行的程度越大，該反應進行得越完全，反應物轉化率越大。
【重要考點】
“三段式”法
———
分析三個量：即起始量、轉化量、平衡量。
計算模式
對于反應：m
A(g)
＋
n
B(g)
?
p
C(g)
＋
q
D(g)
令A、B起始物質的量(mol)分別為a、b，達到平衡后，A的消耗量為mx，容器容積為V
L。
　　　　　
m
A(g)
＋
n
B(g)
?
p
C(g)
＋
q
D(g)
起始(mol)　　　　　a　　　b　　　　0　　　0
轉化(mol)　　　　　mx　　
nx　　　px　　　qx
平衡(mol)　　　　a－mx　　b－nx　　px　　　qx
則有：a.平衡常數：
b．A的平衡濃度：c(A)平
＝
mol·L－1
c．A的轉化率：α(A)平
＝
×100%，
α(A)∶α(B)
＝
∶
＝
d．A的體積分數：φ(A)
＝
×
100%
e．平衡與起始壓強之比：
＝
【解答化學平衡移動問題的步驟】
微專題3
化學反應進行的方向
科學家對于化學反應進行的方向，提出了互相關聯的焓判據和熵判據，即凡是能夠使反應體系焓減小、熵增大的反應方向，就是化學反應自發進行的方向。
1、熵：描述體系混亂程度的物理量，符號為S，熵值越大，體系混亂度越大。
2、常見的熵增過程
①同一種物質的不同狀態：S(g)
＞
S(l)
＞
S(s)
②反應后氣體物質的量增加的反應。
化學反應方向的判據（T
≥
0）
微專題4
化學反應速率、化學平衡圖像
已知反應m
A
+
n
B(g)
?
p
C(g)
+
q
D(g)　
常見基本圖像
（1）速率
—
時間圖像
“三步分析”法
一看反應速率是增大還是減小；二看v正、v逆的相對大??；三看化學平衡移動的方向。
（2）物質的量
—
時間圖像
濃度
—
時間圖像
（3）轉化率(或百分含量)—時間—溫度圖像
轉化率(或百分含量)—時間—壓強圖像
“先拐先平，先平者大”原則
分析反應由開始(起始物質相同時)達到平衡所用時間的長短可推知反應條件的變化
①若為溫度變化引起，溫度較高時，反應達平衡所需時間短。如甲中T2
＞
T1
②若為壓強變化引起，壓強較大時，反應達平衡所需時間短。如乙中p1
＞
p2
③使用催化劑時，反應達平衡所需時間短。如圖丙中a使用催化劑。
含量
—
溫度
—
壓強圖像
轉化率
—
溫度
—
壓強圖像
m
＋
n
＞
p＋q，ΔH
＞
0　　　
m
＋
n
＜
p
＋q，ΔH
＞
0
m
＋
n
＞
p
＋
q，ΔH
＜
0　　
m
＋
n
＞
p
＋
q，ΔH
＞
0
m
＋
n
＞
x
＋
q，ΔH
＞
0　　
m
＋
n
＜
x
＋
q，ΔH
＜
0
“定一議二”原則：
①可通過分析相同溫度下,不同壓強時,反應物A的轉化率(或C的含量)大小來判斷平衡移動的方向，從而確定反應方程式中反應物與產物氣體物質間的化學計量數的大小關系。
②通過分析相同壓強下,不同溫度時,反應物A的轉化率(或C的含量)的大小來判斷平衡移動的方向，從而確定反應ΔH的正、負。
幾種特殊圖像
（1）v
—
P
或
v
—
T
曲線的意義是外界條件(如溫度、壓強等)對正、逆反應速率影響的變化趨勢及變化幅度。圖中交點A是平衡狀態，壓強繼續增大，正反應速率增大得快，平衡正向移動。
注：交點A之前增大p，只影響正、逆速率，A點之后增大p，既影響速率又影響平衡移動。
（2）含量
—
溫度
或
含量
—
壓強圖像
M點前，表示化學反應從反應物開始，則v正
＞
v逆
M點為剛達到的平衡點
M點后為平衡受溫度的影響情況，即升溫，A%
增大(C%
減小)，平衡逆向移動，ΔH
＜
0
（3）L線上所有的點都是平衡點
圖1中左上方(E點)，A%
大于此壓強時平衡體系中的A%，要消耗A才能到達平衡，
E點必須向正反應方向移動才能達到平衡狀態，所以，E點v正
＞
v逆；則右下方(F點)v正
＜
v逆
圖2中，左下方(B點)α(A)小于此溫度時平衡體系中的α(A)，要消耗A才能到達平衡，
B點必須向正反應方向移動才能達到平衡狀態，所以B點v正
＞
v逆，則A點v正
<
v逆
【圖像題解題思路】
專題五、電解質溶液
微專題1
基本概念
1、電解質：在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物。
2、非電解質：在水溶液里和熔融狀態下都不能夠導電的化合物。
3、強電解質：能夠全部電離的電解質。
4、弱電解質：不能夠全部電離的電解質。
(
化合物
)
5、電離：電解質在水溶液里或熔融狀態下解離成自由移動陰陽離子的過程。（物理）
6、電離方程式
強電解質：完全電離，用“=”
弱電解質：部分電離，用“
?”
多元弱酸，分步電離，分步書寫
多元弱堿，分布電離，但要一步書寫
兩性氫氧化物雙向電離。如Al(OH)3的電離方程式：H＋
＋
AlO
＋
H2O
?
Al(OH)3??
Al3＋＋3OH－
（3）酸式鹽：
a．強酸的酸式鹽
如NaHSO4在水溶液里：NaHSO4
=
Na＋
＋
H＋
＋
SO
熔融時：NaHSO4
=
Na＋
＋
HSO
b．弱酸的酸式鹽：
如NaHCO3：在水溶液里：NaHCO3
=
Na＋
＋
HCO
；HCO
?
H＋
＋
CO32-
熔融時：NaHCO3
=
Na＋
＋
HCO
【注】
1、電解質的強弱與溶液的導電能力沒有必然聯系。
2、溶液導電能力的強弱由溶液中能自由移動的離子的濃度決定，也與離子所帶電荷數的多少有關。
微專題2
水的電離和溶液的pH
一、水的電離
1、電離方程式：水是一種極弱的電解質，電離方程式為H2O
?
H＋
＋
OH－
（水電離出來的c(H+)與c(OH-)始終相等。）
2、水的離子積常數：Kw
＝
c(H＋)·c(OH－)
（Kw適用于純水和稀的電解質水溶液，室溫下：Kw
＝
10－14）
【注】
外界條件對水的電離的影響
（1）加熱，促進水的電離，Kw增大。
（2）加入酸或堿，抑制水的電離，Kw不變。
（3）加入能水解的鹽，促進水的電離，Kw不變。
二、溶液的酸堿性
1、溶液的酸堿性取決于溶液中c(H＋)和c(OH－)的相對大小。
2、溶液的pH：pH
=
-lgc(H＋)
溶液的pOH：pOH
=
-lg
c(OH-)。因為常溫下,c(OH-)·c(H+)
=
10-14，所以
pH
+
pOH
=
14
（1）溶液的酸堿性跟pH的關系
室溫下：
【注】溶液的酸堿性的判斷方法：（未指明溫度時，pH
=
7不代表溶液呈中性，如100
℃時,pH
=
6為中性溶液。）
pH
c(H+)/(mol·L-1)
c(H+)與c(OH-)的大小比較
酸性
<
7
>
10-7
c(H+)
>
c(OH-)
中性
=
7
=
10-7
c(H+)
=
c(OH-)
堿性
>
7
<
10-7
c(H+)
<
c(OH-)
適用溫度
25?℃
任何溫度
（2）pH的測定
①用pH試紙測定
把小片試紙放在表面皿上，用玻璃棒蘸取待測液點在干燥的pH試紙上，試紙變色后，與標準比色卡對比即可確定溶液的pH。
【注】
1、pH試紙使用前不能用蒸餾水濕潤，否則待測液因被稀釋可能會產生誤差。
2、用廣泛pH試紙讀出的pH只能是整數。
3、廣范pH試紙(pH范圍為1~14或0~10,可識別的pH差值約為1)和精密pH試紙(pH范圍較窄,可識別的pH差值為0.2或
0.3)。
②pH計測定：可精確測定溶液的pH。讀數時應保留兩位小數
（3）pH的計算
微專題3
溶液中的三大平衡
一、弱電解質的電離平衡
弱電解質溶于水，部分電離產生的離子在溶液中相互碰撞又會結合成分子，所以弱電解質的電離過程是可逆的，存在電離平衡。
（一）電離平衡的建立
（二）電離平衡的特征
（三）影響弱電解質電離平衡的因素
內因:弱電解質本身的性質,是決定因素。
外界條件對電離平衡的影響（弱電解質的電離是吸熱過程）
1、溫度：溫度升高，電離平衡正向移動，電離程度增大。
2、濃度：（1）增大弱電解質的濃度，電離平衡正向移動，電離程度減小。
（2）稀釋溶液，電離平衡正向移動，電離程度增大。
3、同離子效應：加入與弱電解質具有相同離子的強電解質，電離平衡逆向移動，電離程度減小。
4、化學反應：加入能和電離出的離子反應的物質，電離平衡正向移動，電離程度增大。
【規律】越熱越電離，越稀越電離。
（四）電離平衡常數
2、表達式
（1）一元弱酸HA的電離常數：根據HA
?
H＋＋A－，可表示為Ka＝
（2）一元弱堿BOH的電離常數：根據BOH
?B＋＋OH－，可表示為Kb＝
（3）多元弱酸，分步電離，每一步都有對應的電離常數，分別用Ka1
、Ka2
、
Ka3
等表示。例如：
【注】Ka1
?
Ka2，所以一級電離電離出的離子濃度一般大于二級電離電離出的離子濃度。
3、特點
（1）電離常數只與溫度有關，與電解質的濃度、酸堿性無關，由于電離過程是吸熱的，故溫度升高，K增大。
（2）多元弱酸是分步電離的，各級電離常數的大小關系是K1?K2……，所以其酸性主要決定于第一步電離。
4、應用
（1）判斷弱酸(或弱堿)的相對強弱，相同條件下，電離平衡常數越大，酸性(或堿性)越強。
（2）判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，電離平衡常數越大，對應的鹽水解程度越小，堿性(或酸性)越弱。
（3）判斷復分解反應能否發生，一般符合“強酸制弱酸”規律。
（4）判斷微粒濃度比值的變化，弱電解質加水稀釋時，能促進弱電解質的電離，溶液中離子和分子的濃度會發生相應的變化，但電離平衡常數不變，題中經常利用電離平衡常數來判斷溶液中微粒濃度比值的變化情況。
例如：0.1
mol/L
CH3COOH溶液加水稀釋，
＝
＝
，酸溶液加水稀釋，c(H＋)減小，K值不變，則增大。
計算
---
兩種類型(以弱酸HX為例)
（1）已知c(HX)始和c(H＋)，求電離常數(水的電離忽略不計)
　　　　　
HX　　　??
　H＋　＋　X－
：c(HX)始
0
0
：c(HX)始－c(H＋)
　c(H＋)　
c(H＋)
則：Ka
＝
＝
由于弱酸只有極少一部分電離，c(H＋)的數值很小，可作近似處理：c(HX)始－c(H＋)
≈
c(HX)始，
則Ka
＝
（3）已知c(HX)始和電離常數，求c(H＋)
根據上面的推導有Ka
＝
≈
則：c(H＋)＝。
（五）電離度
（1）概念：一定條件下，當弱電解質在溶液中達到電離平衡時，溶液中已經電離的電解質分子數占原來弱電解質總分子數的百分數。
（2）表達式：α＝
×100%。
（3）意義：衡量弱電解質的電離程度，在相同條件下(濃度、溫度相同)，不同弱電解質的電離度越大，弱電解質的電離程度越大。
【注】通常弱電解質電離度多數在10%以內，但注意題目所給條件,有例外的情況。
鹽類的水解平衡
（一）定義：在溶液中鹽電離出來的離子跟水電離產生的H＋或OH－結合生成弱電解質的反應。
【注】鹽類水解的條件:可溶性鹽中必須有弱酸陰離子或弱堿陽離子。
（二）實質：
規律：
難溶不水解，有弱才水解；
無弱不水解，越弱越水解；
都弱都水解，誰強顯誰性；
同強顯中性，都弱不一定。
（四）水解方程式
一般情況下鹽類水解的程度較小,應用“
?”連接反應物和生成物。水解生成的難溶性或揮發性物質不加
“↓”或
“↑”符號。（多數鹽類水解度在1%以內,但注意題目所給條件,有例外的情況。）
1、多元弱酸鹽的水解是分步進行的，應分步書寫，因為第一步水解程度較大，一般只寫第一步水解的離子方程式。
如Na2CO3的水解分兩步，第一步為
第二步為
2、多元弱堿陽離子的水解簡化成一步完成，如FeCl3溶液中：Fe3＋＋3H2O
?Fe(OH)3＋3H＋。
3、水解分別顯酸性和堿性的離子組由于水解相互促進進行完全的（能發生雙水解的），書寫時要用“===”“↑”“↓”等。
常見的能發生雙水解的離子組：
（1）Al3＋與HCO、CO、AlO、SiO、HS－、S2－、ClO－。
（2）Fe3＋與HCO、CO、AlO、SiO、ClO－。
（3）NH與SiO、AlO。
【注】1、NH與CH3COO－、HCO雖能發生雙水解反應，但水解程度都不大，故能大量共存。
2、Fe3＋在中性條件下已完全水解。
（五）影響鹽類水解平衡的因素
1、內因：形成鹽的酸或堿越弱，其鹽就越易水解。相同條件下的水解程度：正鹽
>
相應酸式鹽
如水解程度：Na2CO3
>
Na2SO3，Na2CO3
>
NaHCO3
2、外界條件對鹽類水解平衡的影響（鹽類的水解是吸熱反應）
（1）溫度：溫度升高，水解平衡正向移動，水解程度越大。
（2）溶液的濃度：溶液越稀，水解平衡正向移動，水解程度越大。
(
(4)
加能水解的鹽
)
【規律】越熱越水解，越稀越水解。
鹽的水解常數
1、定義：一定溫度下,當鹽類水解反應達到平衡時,生成物濃度冪之積與反應物濃度冪之積的比值是一個常數,該常數就是鹽的水解常數。
表達式
（1）
（2）
（3）多元弱酸根有多級水解Kh1、Kh2，Kh1
?
Kh2
【注】
特點
（1）鹽的水解常數只與溫度有關，鹽的水解是吸熱反應，故溫度升高，Kh增大。
（2）多元弱酸根有多級水解Kh1、Kh2，Kh1
?
Kh2……，其水解程度主要決定于第一步水解。
應用
（1）判斷鹽的水解程度，相同條件下，水解常數越大，鹽的水解程度越大。
（2）判斷鹽溶液的酸性(或堿性)強弱，水解常數越大，對應的鹽溶液的堿性(或酸性)越強。
【注】弱酸的酸式鹽溶液的酸堿性，取決于酸式酸根離子電離程度和水解程度的相對大小。
若電離程度小于水解程度，溶液顯堿性。
常見物質：NaHCO3
、NaHS
、Na2HPO4
若電離程度大于水解程度，溶液顯酸性。
常見物質：NaHSO3
、NaH2PO4
鹽類水解的應用
【注】“四規律”判斷鹽溶液蒸干所得物質
鹽溶液水解生成難揮發性酸時，蒸干后一般得原物質
如CuSO4(aq)CuSO4(s)；Al2(SO4)3(aq)Al2(SO4)3(s)。
鹽溶液水解生成易揮發性酸時，蒸干灼燒后一般得對應的氧化物
如AlCl3(aq)Al(OH)3Al2O3。
考慮鹽是否分解。Ca(HCO3)2、NaHCO3、KMnO4、NH4Cl固體受熱易分解，
因此蒸干灼燒后分別為Ca(HCO3)2―→CaCO3(CaO)；NaHCO3―→Na2CO3；
KMnO4―→K2MnO4＋MnO2；NH4Cl―→NH3↑＋HCl↑。
3、還原性鹽在蒸干時會被O2氧化。
如，Na2SO3(aq)Na2SO4(s)。
FeCl2(aq)Fe(OH)2(s)Fe(OH)3(s)Fe2O3。
4、弱酸陰離子易水解的強堿鹽,蒸干后一般得到原物質,如Na2CO3等。
三、難溶電解質的溶解平衡
溶解度：在一定溫度下，某固態物質在100g溶劑中達到飽和狀態時所溶解的溶質的質量，叫做這種物質在這種溶劑中的溶解度。符號:S，單位：g
概念：在一定溫度下，當難溶電解質溶于水形成飽和溶液時，沉淀溶解速率和沉淀生成速率相等的狀態。
（二）溶解平衡的建立
（三）溶解平衡的特點
影響沉淀溶解平衡的因素
【注】沉淀溶解達到平衡時，再加入該難溶物對平衡無影響。
（五）溶度積常數
1、定義
一定溫度下,難溶電解質的飽和溶液中,電解質電離出的各離子濃度冪的乘積為一個常數,稱為溶度積常數,簡稱溶度積。用符號Ksp表示。
表達式：對于一般的溶解平衡：AmBn(s)
?
mAn+(aq)
+
nBm-(aq)
Ksp
=
[
c(An+)]m·[c(Bm-)]n
3、特點
（1）Ksp只與難溶電解質的性質和溫度有關,與沉淀的量和溶液中離子的濃度無關。一般情況下，升溫，Ksp增大。
（2）對于相同類型的物質,Ksp越小，該物質在水中的溶解度越小，相關離子在溶液中越容易生成沉淀。
4、應用
（1）通過比較溶度積與溶液中有關離子濃度冪的乘積——離子積Qc的相對大小,可以判斷難溶電解質在給定條件下能否生成沉淀或溶解。Qc
=
[
c(An+)]m·[c(Bm-)]n
Qc
>
Ksp：溶液過飽和,有沉淀析出,Ksp直至溶液飽和,達到新的平衡
Qc
=
Ksp：溶液飽和,沉淀與溶解處于平衡狀態
Qc
<
Ksp：溶液未飽和,無沉淀析出,若加入過量難溶電解質,難溶電解質溶解直至溶液飽和
（2）比較Ksp
，判斷離子生成沉淀的先后順序
①對同一類型的沉淀，Ksp越小越先沉淀，且Ksp相差越大分步沉淀效果越好。
例如：Cl－、Br－、I－的混合溶液中，由于AgCl、AgBr、AgI的Ksp相差較大，逐漸滴加Ag＋可按I－、Br－、Cl－的順序先后沉淀。
②對不同類型的沉淀，其沉淀先后順序，要根據Ksp分別計算出沉淀時所需離子濃度,所需離子濃度小的先沉淀。如AgCl和Ag2CrO4的分步沉淀。
（3）根據兩種含同種離子的化合物的Ksp數據,求溶液中不同離子濃度的比值。
（4）判斷沉淀金屬離子所需pH，適用于難溶性氫氧化物的計算
（六）沉淀溶解平衡的應用
1、沉淀的生成
（1）調節pH法
如除去CuCl2溶液中的雜質FeCl3，可以向溶液中加入CuO，調節溶液的pH，使Fe3＋形成Fe(OH)3沉淀而除去。
離子方程式為Fe3＋
＋
3H2O
?
Fe(OH)3
＋
3H＋，CuO
＋
2H＋
=
Cu2＋
＋
H2O
（2）沉淀劑法
如用H2S沉淀Hg2＋的離子方程式為Hg2＋
＋
H2S
=
HgS↓＋
2H＋
【注】化學上通常認為殘留在溶液中的離子濃度小于10-5
mol·L-1時，沉淀就達完全。
2、沉淀的溶解：設法不斷地移去溶解平衡體系中的相應離子，使平衡向沉淀溶解的方向移動，就可以使沉淀溶解。
酸溶解法
如CaCO3溶于鹽酸，離子方程式為CaCO3
＋
2H＋
=
Ca2＋
＋
CO2↑＋
H2O
鹽溶解法
如Mg(OH)2溶于NH4Cl溶液，離子方程式為Mg(OH)2
＋
2NH
=
Mg2＋
＋
2NH3·H2O
配位溶解法
如Cu(OH)2溶于NH3·H2O溶液，離子方程式為Cu(OH)2
＋
4NH3·H2O
=
[Cu(NH3)4]2＋
＋
2OH－
＋
4H2O
氧化還原溶解法：有些金屬硫化物(CuS、HgS等)不溶于非氧化性酸,但能溶于氧化性酸,通過減小c(S2-)而達到沉淀溶解的目的。
如3CuS
+
8HNO3(稀)
=
3Cu(NO3)2
+
3S↓+
2NO↑+
4H2O
3、沉淀的轉化
（1）實質：沉淀轉化的實質就是沉淀溶解平衡的移動。
【注】
1、一般說來，溶解度小的沉淀轉化成溶解度更小的沉淀容易實現。
如：
2、沉淀的溶解度差別越大，越容易轉化。
（2）沉淀轉化的應用
①鍋爐除水垢
CaSO4(s)
CaCO3(s)
Ca2+(aq)
其反應如下:CaSO4
+
Na2CO3
?
CaCO3
+
Na2SO4，CaCO3
+
2HCl
=
CaCl2
+
CO2↑+
H2O
②礦物轉化
CuSO4溶液遇ZnS(閃鋅礦)轉化為CuS(銅藍)的離子方程式為ZnS(s)
+
Cu2+(aq)
=
CuS(s)
+
Zn2+(aq)
四、溶液中粒子濃度的大小比較
【解題思路】
（一）熟悉兩大理論,構建思維基點
1、電離理論
（1）弱電解質(弱酸、弱堿)的電離是微弱的,電離產生的微粒較少,同時還要考慮水的電離,
水的電離能力遠小于弱酸或弱堿的電離能力。
（2）多元弱酸的電離是分步進行的,且以第一步電離(第一步電離程度遠大于第二步電離)為主。
2、水解理論
（1）弱離子的水解是微弱的,但由于水的電離,
水解后酸性溶液中C(H+)或堿性溶液中C(OH-)總是大于水解產生的弱電解質的濃度。
（2）多元弱酸的酸根離子，其水解是分步進行的，且以第一步水解為主。
【注】通常弱電解質電離度多數在10%以內,多數鹽類水解度在1%以內,但注意題目所給條件,有例外的情況。
（二）把握三種守恒,明確等量關系
1、電荷守恒
電解質溶液中,無論存在多少種離子,溶液都呈電中性,即陰離子所帶負電荷總數等于陽離子所帶正電荷總數。
【注】其特點為表達式中包含溶液中的所有離子,沒有弱電解質分子。
2、物料守恒（原子守恒）
電解質溶液中,由于某些離子能夠水解,離子種類增多,但這些粒子所含某些原子的總數始終不變，符合原子守恒。
【注】其特點為表達式中包含電解質對應的各種微粒,包括離子和弱電解質分子。
3、質子守恒
電解質溶液中，電離、水解等過程中得到的質子(H＋)數等于失去的質子(H＋)數。
【注】質子守恒的關系式也可以由電荷守恒式與物料守恒式推導得到。質子守恒式中不含有溶質的離子。
（三）何時考慮水解平衡、電離平衡
1、弱電解質溶液:僅考慮電離平衡(還有水的電離平衡)。
2、含弱離子的鹽類:僅考慮水解平衡(還有水的電離平衡)。
3、弱酸—弱酸鹽混合液,弱堿—弱堿鹽混合液,酸式鹽溶液:既考慮弱酸堿電離平衡,又考慮鹽所含弱離子的水解平衡(酸式酸根離子既水解又電離)。
【思維流程】
【套用公式】
粒子濃度關系
思考套用公式
一邊全為陰離子,
另一邊全為陽離子
電荷守恒式
一邊微粒全含有一種元素,
另一邊微粒全含有另一種元素
物料守恒式
一邊微粒能電離H+,
另一邊微粒能結合H+
質子守恒式
兩邊沒有明顯特征
三守恒式結合
微專題4
電解質溶液圖像分析
一、一強一弱溶液的稀釋圖像?
1、相同體積、相同濃度的鹽酸、醋酸
2、相同體積、相同pH的鹽酸、醋酸
3、pH與稀釋倍數的線性關系
【注】
1、稀釋相同倍數時，強酸、強堿的pH變化程度大，
2、無限稀釋都只能無限趨近于7，但酸要小于7，堿要大于7。
二、酸堿中和滴定圖像
解決酸堿中和滴定曲線類問題的關鍵是巧抓“5點”，即曲線的起點、恰好反應點、中性點、反應一半點和過量點，先判斷出各個點中的溶質及溶液的酸堿性。
沉淀溶解平衡圖像
曲線型
橫、坐標通常是難溶物溶解后電離出的離子濃度。
曲線上任意一點都達到了沉淀溶解平衡狀態，此時Qc
＝
Ksp。在溫度不變時，無論改變哪種離子的濃度，另一種離子的濃度只能在曲線上變化，不會出現在曲線以外。
曲線上方區域的點均為過飽和溶液，此時Qc
＞
Ksp
曲線下方區域的點均為不飽和溶液，此時Qc
<
Ksp
如：常溫下,CaSO4
在水溶液中的沉淀溶解平衡曲線(Ksp=9×10-6)
【注】溶液在蒸發時，離子濃度的變化分兩種情況：①原溶液不飽和時，離子濃度都增大；②原溶液飽和時，離子濃度都不變。
直線型
橫坐標：pM為陽離子濃度的負對數
縱坐標：pR
為陰離子濃度的負對數
四、弱電解質分布系數圖像
分布曲線是指以
pH
為橫坐標、分布系數(即組分的平衡濃度占總濃度的百分數)為縱坐標的關系曲線。
解題關鍵是：會識圖，用好特殊點
微專題5
酸堿中和滴定
用已知濃度的酸(堿)來測定未知濃度的堿(酸)的實驗方法叫作酸堿中和滴定。
實驗原理：
反應原理：H+
+
OH-
=
H2O
即中和反應中酸提供的H+(總量)與堿提供的OH-(總量)的物質的量相等。
2、計算原理：c標·V標
=
c待·V待
二、實驗用品
（一）儀器：酸式滴定管(如圖A)、堿式滴定管(如圖B)、
滴定管夾、鐵架臺、燒杯、錐形瓶。
（二）試劑：標準液、待測液、指示劑、蒸餾水。
【注】
滴定管的“0”刻度在上，越往下數值越大，因為下端有一部分沒有刻度，滴定管的全部容積大于它的最大刻度值。讀數可估計到0.01
mL。
2、滴定管裝液體之前，要先用蒸餾水洗滌，再用待裝液潤洗2～3次。
滴定管中的液體在滴定前均要排出尖嘴中的氣泡。
3、酸式滴定管下端為玻璃塞,能耐酸和氧化劑的腐蝕,可用于盛裝酸性或氧化性溶液,但不能盛裝堿性溶液。
4、堿式滴定管下端為橡膠管和玻璃珠,橡膠易被酸性或氧化性溶液腐蝕,所以堿式滴定管只能盛裝堿性或非氧化性溶液。
三、實驗操作
（一）滴定準備“八動詞”
【注】
1、滴定管的檢漏：關閉活塞，加水觀察活塞周圍有無水滲出，旋轉活塞180°再檢驗有無水滲出。
2、洗滌：滴定管用水洗后一定要用待裝液進行潤洗；錐形瓶水洗后不能進行潤洗。
（二）滴定過程“三動作”
（三）終點判斷：滴入最后一滴，溶液顏色發生突變，且半分鐘內不再變色,則說明達到滴定終點。
（四）指示劑選用及顏色變化
酸堿恰好中和時溶液不一定呈中性,最終溶液的酸堿性取決于生成鹽的性質,強酸強堿鹽的溶液呈中性,強堿弱酸鹽的溶液呈堿性,強酸弱堿鹽的溶液呈酸性。為了判定反應已完全，需要使用指示劑，所選指示劑變色要靈敏，變色范圍要小，且變色范圍盡量與所生成的鹽溶液的酸堿性一致,因此中和滴定一般選用酚酞（8.2-10）、甲基橙（3.1-4.4）,而不用石蕊溶液。
1、常用酸堿指示劑及變色范圍
2、不同滴定情況指示劑的選擇
(1)強酸滴定強堿:甲基橙(黃色→橙色);酚酞(紅色→無色)。
(2)強堿滴定強酸:甲基橙(紅色→黃色);酚酞(無色→粉紅色)。
(3)強酸滴定弱堿:甲基橙(黃色→橙色)。
(4)強堿滴定弱酸:酚酞(無色→粉紅色)。
（五）酸堿中和滴定的關鍵
1、準確測定V標和V待,正確使用酸式、堿式滴定管。
2、準確判斷中和反應是否恰好完全進行,借助酸堿指示劑判斷滴定終點。
（六）數據處理
分別記錄滴定管中液面的初次與二次讀數，記錄數據要精確到0.01
mL；
若幾次平行實驗所得到的數值比較接近，則取其平均值；
若某次實驗的數據與另外幾次相差較大，則舍去該數據。
（七）誤差分析
根據計算式c待測
=
分析,c待測的大小取決于V標準的大小。
【注】因c(標準)與V(待測)已確定，因此只要分析出不正確的操作引起V(標準)的變化，即分析出結果。
V(標準)變大，則c(待測)偏高；V(標準)變小，則c(待測)偏低。
酸堿滴定曲線
在酸堿中和滴定過程中,開始時由于被滴定的酸(或堿)濃度較大,滴入少量的堿(或酸)對其pH的影響不大。
當滴定接近終點(pH=7)時,很少量(一滴,約0.04
mL)的堿(或酸)就會引起溶液pH突變(如圖所示)。
4、注意“滴定終點”“恰好中和”“呈中性”的不同。
①滴定終點：指示劑變色時即“達到了滴定的終點”,通常與理論終點存在著一定的誤差(允許誤差),而指示劑變色點都不是pH=7的情況。
②恰好中和：指酸和堿恰好完全反應生成鹽和水的時刻,此時的溶液不一定呈中性。
③呈中性：溶液中的氫離子濃度等于氫氧根離子濃度(常溫下pH=7)。強調的是反應后溶液為中性，而酸、堿不一定正好反應?？赡芩岵蛔?，也可能酸過量，也可能恰好反應。這取決于酸堿的相對強弱。
滴定過程中的定量關系：①電荷守恒關系在任何時候均存在；
②物料守恒可以根據加入酸的物質的量和加入堿的物質的量進行確定，但不一定為等量關系。
四、中和滴定的拓展應用
中和滴定操作不僅適用于酸堿中和反應，也可以遷移應用于氧化還原反應及沉淀反應。
氧化還原滴定法
（1）原理：以氧化劑(或還原劑)為滴定劑，直接滴定一些具有還原性(或氧化性)的物質。
（2）實例
①
Na2S2O3溶液滴定碘液
②
酸性KMnO4溶液滴定H2C2O4溶液
（3）計算：用關系式法
沉淀滴定法
（1）定義：沉淀滴定是利用沉淀反應進行定量分析的方法。生成沉淀的反應很多，但符合定量分析條件的卻很少，實際上應用最多的是銀量法，即利用Ag＋與鹵素離子的反應來測定Cl－、Br－、I－的濃度。
（2）原理(以溶液中Cl－含量的測定為例)
以鉻酸鉀為指示劑，在中性或弱堿性介質中，用硝酸銀標準溶液測定鹵素化合物含量。
Ag＋＋Cl－===AgCl↓(白色)　
Ksp(AgCl)＝2×10－10
2Ag＋＋CrO===Ag2CrO4(磚紅色)
Ksp(Ag2CrO4)＝1.12×10－12
因為AgCl和Ag2CrO4的溶度積不同，因而發生分級沉淀，當AgCl沉淀完全后，稍過量的AgNO3標準溶液與K2CrO4指示劑反應生成Ag2CrO4沉淀(磚紅色)。
【注】沉淀滴定所用的指示劑本身就是一種沉淀劑，滴定劑與被滴定物反應所得生成物的溶解度要比滴定劑與指示劑反應所得生成物的溶解度小。
二、常見無機物及其應用
金屬及其化合物（?？嫉慕饘僭赜蠳a
Mg
Al
Fe
Cu
Cr
Mn）
（一）金屬活動性順序表中隱含的重要信息
（二）掌握常見金屬及其化合物的性質和應用
顏色
物理性質
在水中的溶解性
還原性為主
氧化性
實驗室
性質
化學性質
活潑性
應用
日常生活
酸堿性
工業生產
兩性
特殊性質
熱穩定性
鈍化
（三）常見金屬及其化合物的應用
物質
日常應用
原因分析
鈉
核反應堆的傳熱介質
熔點較低,導熱性好
過氧
化鈉
呼吸面具或潛水艇中作為氧氣來源
2Na2O2+2CO22Na2CO3+O2
2Na2O2+2H2O4NaOH+O2↑
碳酸
氫鈉
發酵粉、膨松劑
2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2↑
胃酸中和劑
HC+H+H2O+CO2↑
泡沫滅火器
Al2(SO4)3+6NaHCO32Al(OH)3↓+6CO2↑+3Na2SO4
碳酸鈉
清洗油污
水解,溶液呈堿性
制玻璃
Na2CO3+SiO2Na2SiO3+CO2↑
氧化鋁
耐火材料
熔點高
鋁
鋁制品
表面易生成致密的氧化膜
鋁熱劑(焊接鋼軌)
2Al+Fe2O3Al2O3+2Fe(放出大量的熱)
氫氧
化鋁
胃酸中和劑
堿性較弱,Al(OH)3+3H+Al3++3H2O
明礬、鐵鹽
凈水劑
在水中生成Al(OH)3[或Fe(OH)3]膠體,其可以和懸浮的雜質形成絮狀不溶物而沉降下來
氧化鐵
紅色油漆和涂料
氧化鐵是一種紅棕色粉末
硫酸銅
配制農藥,殺菌消毒
銅離子(重金屬離子)能使蛋白質變性
二、非金屬及其化合物（?？嫉姆墙饘僭赜?br/>H
C
Si
Cl
O
S
N
P）
掌握常見非金屬及其化合物的性質及應用
顏色
狀態
物理性質
氣味
環境污染
在水中的溶解性
環境保護（?？嘉矚馓幚恚?br/>氧化性為主
應用
實驗室
性質
化學性質
還原性
日常生活
酸堿性
工業生產
漂白性
特殊性質
顯色反應
【易忘易漏點】
一、漂白原理——“三種類型”
類型
原理
特點
舉例
適用范圍
氧化型
漂白劑利用自身氧化性，氧化有色物質，使之失去原有的顏色
不可恢復原來的顏色，化學變化
O3
H2O2
Na2O2
Cl2
HCl0
NaCl0
Ca(Cl0)2
可漂白所有
有機色質
化合型
漂白劑與某些有色物質發生化合反應，生成無色不穩定的物質
加熱時能恢復原來的顏色，化學變化
SO2
具有選擇性，漂白品紅，棉，麻等
吸附型
某些固體具有疏松多孔的結構，能吸附有色物質，使之失去原有的
顏色
部分吸附劑可重復使用，物理變化
活性炭
一般用于
溶液漂白
【注】褪色不都是漂白
SO2使氯水，溴水，酸性高錳酸鉀溶液褪色是因為SO2還原性，不是漂白性。
SO2使含酚酞的NaOH溶液褪色，因為SO2是酸性氧化物，不是漂白性。
二、常見的環境污染
環境污染
形成原因
溫室效應
大氣中CO2的含量不斷增加
酸雨(PH＜5.6)
硫酸型酸雨：化石燃料的燃燒，含硫金屬礦物的冶煉，排放的SO2
硝酸型酸雨：汽車尾氣，工廠排放的氮氧化物NOX
光化學煙霧
氮氧化物和碳氫化合物的排放
臭氧空洞
氮氧化物和氟氯代烴的排放
赤潮(海洋中)和水華
含氮、磷等營養成分的生活污水和工、農業廢水的排放
白色污染
難降解塑料的大量使用和任意丟棄
三、常見有毒氣體的尾氣處理方法
有毒氣體
處理試劑或方法
反應原理
Cl2
NaOH溶液
Cl2+2NaOH
NaCl+NaClO+H2O
SO2
NaOH溶液
SO2+2NaOH
Na2SO3+H2O
NO2
NaOH溶液
2NO2+2NaOH
NaNO3+NaNO2+H2O
NO
O2(或空氣)和NaOH溶液
4NO+3O2+4NaOH
4NaNO3+2H2O
CO
點燃
2CO+O2
2CO2
三、化工流程
(
原料
預
處理
)（1）粉碎：增大物質間的接觸面積，加快反應速率
（2）灼燒、焙燒、煅燒
：使原料初步轉化為下一步可溶解的物質
（3）溶浸①水浸：與水接觸或溶解
②酸浸：與酸反應或溶解，使可溶性的金屬離子進入溶液，不溶物過濾除去
③堿浸：除去原材料表面油污；溶解Al，Al2O3，SiO2等物質
【注】1、浸出率：原料溶解后，離子在溶液中含量的多少
2、提高原料浸出率的方法：升溫，攪拌，增大反應物的濃度，增大物質間的接觸面積
(
核心
反應
)
【反應類型】氧化還原反應，復分解反應，水解反應
【反應條件】
（1）調節溶液的PH：①使某些金屬離子形成氫氧化物沉淀析出（最常見）②抑制某種離子水解
調節pH所用試劑為主要元素對應的氧化物、碳酸鹽、堿，以避免引入新的雜質
（2）加沉淀劑：使某些金屬離子形成沉淀析出
（3）加氧化劑：氧化某物質，生成目標產物或除去某些離子。
常用氧化劑：H2O2，
HNO3，
KMnO4，Cl2
（4）控制溫度的作用
①調節反應速率
②控制平衡移動的方向，升溫向吸熱反應方向移動
③控制固體的溶解與結晶
④控制液體的沸點
⑤控制氣體的溶解
⑥使催化劑達到最大活性
⑦防止副反應的發生
【注】溫度不能過高，否則會造成物質揮發，氧化，促進水解，分解等，影響產品的生成
(
產品
分離
提純
)（1）分離提純固體和液體混合物
①過濾：用于分離不溶性固體和液體
②溶質的溶解度受溫度影響較大：溶液→
蒸發濃縮→
冷卻結晶→
過濾→
洗滌→
干燥→
得晶體
③溶質的溶解度受溫度影響較?。喝芤骸?br/>蒸發濃縮→
趁熱過濾→
洗滌→
干燥→
得晶體
④萃取
【注】1、蒸發、反應時的氣體氛圍：如加熱蒸發AlCl3，FeCl3，MgCl2溶液時為獲得溶質，需在HCl氣流中進行，防止其水解。
趁熱過濾：防止溫度下降，雜質會以晶體的形式析出，造成產物不純
（2）分離提純液體和液體混合物
①分液
②蒸餾（分餾）
（3）分離提純固體和固體混合物
①升華：分離出固體混合物中某一種易升華的組分
②重結晶：晶體混合物
→
溶解
→
結晶
→
過濾
→
純凈的某晶體
【易忘易漏點】
1、沉淀（晶體）的洗滌：
（1）洗滌的目的：
除去沉淀表面附著或沉淀中包夾的可溶性離子
（2）洗滌劑的選擇
洗滌試劑
適用范圍
目的
冷水（冰水）
產物溶于水
洗去晶體表面的雜質離子；
降低被洗滌物質因溶解而造成的損失。
有機溶劑（酒精等）
固體易溶于水，
難溶于有機溶劑
減少被洗滌物質的溶解；
利用有機溶劑的揮發性除去固體表面的水分，產品易干燥。
洗滌方法：
沿玻璃棒往漏斗中加蒸餾水（或某洗滌劑）至液面浸沒沉淀，待水自然流下后，重復操作2-3次。
檢驗沉淀是否洗凈的方法：
取少量最后一次的洗滌液于試管中，向其中滴入某試劑，若———（現象），則沉淀洗滌干凈。
2、檢驗溶液中離子是否沉淀完全（或沉淀劑是否過量）的方法：
將溶液靜置一段時間后，取少量上層清液，滴入沉淀劑，若無沉淀生成，則離子沉淀完全。
【化工流程題問題設置的特點】
問題各自相對獨立，五連帶效應，一個問題解決不了不會影響下一個問題的解決
超綱知識，題目中要么有信息點撥，要么與解答題目無關
每題中基本上都有與流程圖無關的問題，可以直接根據已學知識去完成
常見有機物及其應用
包括《必修2第三章有機化合物》和選修5《有機化學基礎》
一、有機物結構和性質
1、能使酸性高錳酸鉀溶液褪色的結構（氧化褪色）
碳碳雙鍵、碳碳三鍵、
苯的同系物（和苯環直接相連的碳原子上有H）、
羥基（醇和酚）、
醛基
2、和Br2反應的物質（或結構）
物質
液溴(Br2)
溴水(Br2和H2O)
溴的四氯化碳溶液(Br2和CCl4)
褪色情況
(1)烷烴，光照，取代
(2)苯及苯的同系物，光照或者催化劑，取代
(3)碳碳雙鍵，碳碳三鍵，加成
(1)氣態烷烴不褪色，液態烷烴因萃取而褪色（如己烷）
(2)
CCl4、汽油，因萃取而褪色
(3)苯及苯的同系物，因萃取而褪色
(4)碳碳雙鍵，碳碳三鍵，加成
(5)酚類和濃溴水，取代
(6)醛基，氧化
碳碳雙鍵、碳碳三鍵，加成
3、和Na、NaOH、Na2CO3、NaHCO3反應的物質（結構）
Na
NaOH
Na2CO3
NaHCO3
羥基（醇和酚），
羧基
鹵代烴，
酚羥基，
羧基，
酯基，
肽鍵
酚羥基，
羧基
羧基
二、常見有機反應類型
反應類型
反應試劑
反應條件
氧
化
反
應
燃燒
烷烴，烯烴，炔烴，苯及苯的同系物，醇，酚和O2，點燃
催化氧化
醇與O2在Cu作催化劑條件下發生催化氧化，生成醛、酮或不反應
2、醛與O2在Cu作催化劑條件下反應，生成羧酸
酸性高錳酸鉀氧化
碳碳雙鍵、碳碳三鍵、苯的同系物（和苯環直接相連的碳原子上有H）、羥基（醇和酚）、醛基
特
殊
氧
化
無色的苯酚晶體易被空氣中的氧氣氧化為粉紅色
2、醛基與銀氨溶液的反應:
CH3CHO
+
2Ag(NH3)2OH
CH3COONH4
+
2Ag↓+
3NH3
+
H2O
3、醛基與新制氫氧化銅懸濁液的反應:
CH3CHO+2Cu(OH)2+NaOH
CH3COONa+Cu2O↓+3H2O
取
代
反
應
取代
H原子
1、烷烴與鹵素單質在光照下反應生成鹵代烴＋HX
CH4+Cl2CH3Cl+HCl
2、烯烴的鹵代:CH2
=
CH—CH3
+
Cl2
CH2
=
CH—CH2Cl
+
HCl
3、苯及苯的同系物的取代反應：
（1）鹵代反應：
①與鹵素單質在光照下反應，取代苯環側鏈上的H原子
②與鹵素單質在催化劑（FeCl3或FeBr3）作用下反應，加熱，取代苯環上的H原子（鄰位或對位）
硝化反應：與濃HNO3反應，濃硫酸作催化劑，加熱，取代苯環上的H原子（鄰位或對位）
4、鹵代烴的水解:NaOH水溶液，加熱，生成醇（或酚）
和NaX
R—X
＋
NaOH
R—OH
＋
NaX
5、醇的取代反應：
（1）與金屬Na反應
（2）與HBr在加熱條件下反應生成鹵代烴和H2O
（3）在濃硫酸作催化劑加熱條件下，發生醇分子間脫水，生成醚和H2O
（4）與羧酸在濃硫酸作催化劑加熱條件下，發生酯化反應
6、酚的取代反應
（1）與Na、NaOH、Na2CO3反應（體現酚的弱酸性，酚不能使指示劑變色）
（2）苯酚與濃溴水反應，取代苯環上的H原子（酚羥基的鄰位和對位）
7、羧酸與醇（或酚）在濃硫酸作催化劑加熱條件下，發生酯化反應
水解型
1、酯的水解：無機酸只起催化作用，堿除起催化作用外，還能中和水解生成的酸，使水解程度增大。
2、二糖，多糖水解
3、油脂的水解①酸性條件下②堿性條件下—皂化反應
4、蛋白質的水解：在酸、堿或酶的作用下最終水解生成氨基酸。
加成
反應
烯烴，炔烴與X2，H2，HX,H20等反應
苯及苯的同系物與H2在Ni作催化劑的條件下反應，1個苯環加成3個H2
消
去
反
應
鹵代烴，強堿的醇溶液，加熱條件下反應
C2H5Br
＋
NaOH
CH2
=
CH2↑＋
NaBr
＋
H2O
＋
2NaOH
CH≡CH↑＋
2NaX
＋
2H2O
醇，濃硫酸作催化劑，加熱條件下反應，發生醇分子內脫水，生成不飽和分子和H2O（乙醇消去反應的溫度是170℃，其它醇只需注明加熱）
C2H5OH
CH2
=
CH2↑+
H2O
加
聚
反
應
單烯烴的加聚:n
CH2
=
CH2
CH2—CH2
共軛二烯烴的加聚:
縮
聚
反
應
二元醇與二元酸之間的縮聚:
n
+n
HOCH2CH2OH
+(2n-1)H2O
羥基酸之間的縮聚:+(n-1)H2O
氨基酸之間的縮聚:
n
H2NCH2COOH++(2n-1)H2O
苯酚與HCHO的縮聚:n
+
nHCHO
+(n-1)H2O
還
原
反
應
醛基加氫:CH3CHO
+
H2
CH3CH2OH
硝基還原為氨基:
油脂的氫化(硬化)：氫化是指不飽和油脂與氫氣發生加成反應生成飽和油脂的過程；通過氫化反應后,不飽和的液態油轉化為常溫下固態的脂肪的過程稱為硬化
特
殊
反
應
苯酚遇FeCl3溶液顯紫色
淀粉遇碘單質顯藍色
(1)蛋白質在Na2SO4，(NH4)2SO4等輕金屬鹽作用下，鹽析（物理變化，可逆）
(2)蛋白質在重金屬鹽，受熱，紫外線，甲醛，酒精作用下，變性（化學變化，不可逆）
(3)蛋白質灼燒時有燒焦羽毛的氣味
(4)含苯環的蛋白質遇濃硝酸變黃色
三、限定條件下同分異構體的書寫
【思維流程】
1、根據限定條件確定同分異構體中所含官能團，判定其可能的類別。
2、一般的書寫順序:
類別異構→
碳鏈異構（減碳法）→官能團位置異構。
3、確定同分異構體的種數或根據性質書寫結構簡式。
【同分異構體數目的判斷方法】
記憶法
甲烷、乙烷、丙烷均無同分異構體，丁烷有2種，戊烷有3種
丙基(-C3H7)2種、丙烯基(-C3H6)3種、丁基(-C4H9)4種、丁烯基(-C4H8)8種、
戊基(-C5H11)8種、
苯環上連兩個基團（相同或不相同），都是3種（鄰、間、對）
苯環上連三個不同基團10種、其中兩個基團相同6種、三個基團都相同3種；
【注】特別要熟記常見基團的同分異構體數目，然后把有機物看作由基團連接而成,由基團的同分異構體數目可推斷有機物的同分異構體數目。
如：丁基(-C4H9)有4種,丁醇(C4H9—OH)有4種，C4H9—Cl有4種
2、等效氫法：分子中有n種不同的等效氫，其一元取代物就有n種。
（1）同一碳原子上的氫原子等效。
（2）同一碳原子所連甲基上的氫原子等效。
（3）處于鏡面對稱位置上的氫原子等效。
3、定一移一法（分析二元取代物的方法）
如：分析C3H6Cl2的同分異構體,先固定其中一個Cl的位置,移動另外一個Cl
4、換位思考法
將有機物分子中的不同原子或基團換位進行思考。
如：乙烷分子中共有6個H原子,若有一個氫原子被Cl原子取代所得一氯乙烷只有1種結構,那么五氯乙烷也只有1種結構
苯分子中有6個H原子,若有兩個氫原子被Cl原子取代所得二氯取代物有3種結構,那么四氯取代物也有3種結構
四、有機物分子空間分布判斷技巧
1、明確三類結構模板
結構
四面體形
平面形
直線形
模板
:碳原子形成的全部是單鍵,共5個原子構成四面體
:6個原子共面,鍵角約為120°
:12個原子共面,鍵角為120°
:4個原子共面
及苯環上處于對角線位置上的4個原子共直線
2、對照模板定共線、共面原子數目
復雜有機物分子的共面、共線問題可視為3個模板的組合。此過程中需要結合相關幾何知識進行分析:如任意三點可確定一個平面,一條直線與某平面有兩個交點時,則這條直線上所有點都在相應的平面內,碳碳單鍵能旋轉,而碳碳雙鍵不能旋轉，另外還應考慮不同的平面有可能重合的問題。
3、審題時要注意關鍵詞
如“最少或肯定”“最多或可能”共平面(共直線)的(碳)原子數目
五、有機物的提純方法
1、洗氣法
例如,甲烷中混有乙烯,可通過盛有稀溴水的洗氣瓶除去乙烯。
2、改變溶解性
——
分液法(反萃取法)
例如,溴苯中混有溴,加入NaOH溶液,用分液漏斗分離;
硝基苯中混有HNO3,加入NaOH溶液,用分液漏斗分離。
3、增大沸點差
——
蒸餾法
例如,分離乙醇與乙酸,加入NaOH溶液蒸餾得到乙醇,再加入濃H2SO4,蒸餾得到乙酸。
六、有機綜合推斷題的解題策略
命題形式總體可分為三類:
有機推斷型,結構已知型,
“半推半知”型
涉及的常見考點有:
有機物結構簡式的確定、官能團的名稱、反應類型的判斷、有機物的命名、化學方程式的書寫、同分異構體的分析和書寫，合成路線設計等。
3、合成路線設計是近幾年全國卷有機考查的亮點，通常在最后一問出現，合成路線的設計多以逆推為主,其思維模式如下:
①首先,確定要合成的有機物屬于何種類型,以及題中所給的條件與所要合成的有機物之間的關系。
②以題中要求的最終物質為起點,考慮這一有機物如何從另一有機物甲經過一步反應制得。若甲不是所給已知原料,需再進一步考慮甲又是如何從另一有機物乙經一步反應制得的,過程中需要利用給定(或隱含)信息,一直推導到題目給定的原料為終點。
③在合成某產物時,可能會產生多種不同的方法和途徑,應當在兼顧原料省、產率高的前提下選擇最合理、最簡單的方法和途徑。
一般在流程圖中反應物的官能團、連接方式與基礎原料、合成目標物官能團的引入相似,即未學習的官能團演變在已知流程有展示,只要依葫蘆畫瓢即可。
【易忘易漏點】
三大化石燃料---煤、石油、天然氣
化石燃料
組成成分
綜合應用
煤
有機物和少量無機物組成的復雜混合物
干餾：把煤隔絕空氣加強熱使其分解的過程。（化學變化）
氣態物質：焦爐氣，包括H2、CO、CH4、C2H4
粗氨水：氨、銨鹽
干餾
液態物質
粗苯：苯、甲苯、二甲苯
煤焦油：苯、甲苯、二甲苯、酚類、萘、瀝青
固態物質：焦炭
2、氣化：把煤轉化為可燃性氣體的過程。（化學變化）
碳和水蒸氣反應制水煤氣C＋H2O(g)CO(g)＋H2(g)
直接液化：煤＋氫氣液體燃料
3、液化
（化學變化）
間接液化：煤＋水水煤氣甲醇等
石油
烷烴、環烷烴和芳香烴的混合物
分餾：利用原油中各組分沸點的不同進行分離的過程。（物理變化）
2、裂化：在一定條件下，把相對分子質量大的烴斷裂成相對分子質量小的烴?（化學變化）。可提高輕質油的產量,特別是提高汽油的產量
3、裂解：深度裂化，產物呈氣態（化學變化）
石油氣（C4以下），
汽油（C5-C11）
原
常壓
煤油（C11-C16）
油→蒸餾
柴油（C15-C18）
減壓蒸餾：獲得柴油、潤滑油、燃料油、石蠟、瀝青
重油
（C20以上）
裂化:
獲得汽油、煤油、柴油等輕質油
裂解：獲得乙烯、丙烯、甲烷等
天然氣
只要成分
是CH4
作清潔的化石燃料
合成氨和生產甲醇
如何設計實驗區分油脂和礦物油
油脂
脂肪
油
組
成
多種高級脂肪酸的甘油酯
多種烴(石油及其分餾產品)
含飽和烴基多
含不飽和烴基多
性
質
固態或半固態
液態
具有烴的性質,不能水解
具有酯的性質,能水解,
油兼有烯烴的性質(不飽和度高的)
鑒別
加含酚酞的NaOH溶液,加熱,紅色變淺
加含酚酞的NaOH溶液,加熱,無變化
三大合成材料---塑料、合成橡膠和合成纖維
四、環境保護與綠色化學
綠色化學的核心就是利用化學原理從源頭上減少或消除工業生產對環境的污染。
原子利用率
=
期望產物的總質量與生成物的總質量之比。
按照綠色化學的原則，最理想的“原子經濟”就是反應物的原子全部轉化為期望的最終產物，這時原子利用率為100%。
五、研究有機物的幾種譜圖
1、相對分子質量的測定——質譜法
用高能電子流等轟擊樣品分子，使該分子失去電子變成帶正電荷的分子離子和碎片離子，分子離子、碎片離子各自具有不同的相對分子質量，它們在磁場的作用下達到檢測器的時間將因質量的不同而先后有別，其結果被記錄為質譜圖。
橫坐標：質荷比(分子離子、碎片離子的相對質量與其電荷的比值)，質荷比的最大值即為該有機物的相對分子質量。
縱坐標：分子離子、碎片離子的相對豐度（各種離子所占的百分數）
2、分子結構的鑒定
（1）紅外光譜
當用紅外線照射有機物分子時，分子中的化學鍵或官能團可發生振動吸收，不同化學鍵或官能團吸收頻率不同，在紅外光譜圖上將處于不同的位置，從而可以獲得分子中含有何種化學鍵或官能團的信息。
核磁共振氫譜
氫原子核具有磁性，如用電磁波照射氫原子核，它能通過共振吸收電磁波能量，發生躍遷。用核磁共振儀可以記錄到有關信號，處于不同化學環境中的氫原子因產生共振時吸收電磁波的頻率不同，在譜圖上出現的位置也不同，各類氫原子的這種差異被稱為化學位移δ
吸收峰數目
=
氫原子種類數
不同吸收峰面積之比
=
不同氫原子的個數之比
六、有機物的物理性質
(1)常見親水基:羥基、醛基、羧基、氨基;常見憎水基:烴基、鹵素原子、硝基、酯基等。凡是含有親水基且憎水基相對質量較小(比如甲基、乙基等)的有機物一般都易溶于水。
(2)通常烴類、酯類、一元脂肪醇類、常見醛類密度小于水;硝基苯、四氯化碳、溴苯、苯酚、乙酸等密度大于水。
(3)C4以下的烴通常條件下為氣體(新戊烷為氣體特殊),隨著分子中碳原子數目的增多,各類有機物的同系物熔點、沸點逐漸升高。同分異構體的支鏈越多,熔點、沸點越低。
四、化學實驗
化學是以實驗為基礎的一門科學。了解科學探究的基本過程，學習運用以實驗和推理為基礎的科學探究方法。
了解化學實驗室常用儀器的主要用途和使用方法
類別
名稱
主要用途
使用方法和注意事項
可
直接
加熱
用作少量試劑的反應容器,
收集少量氣體，
裝配成小型氣體發生器等
液體不超過容積的；
加熱固體時試管口應略向下傾斜。
用于溶液的蒸發、濃縮、結晶
用于固體物質的高溫灼燒
把坩堝放在三腳架上的泥三角上直接加熱；
取放坩堝時應用坩堝鉗；
加熱后可放在干燥器中或石棉網上冷卻；
應根據加熱物質的性質不同,選用不同材質的坩堝。
隔網
可
加熱
用作固?液或液?液反應器
用于液體的蒸餾
常用于中和滴定，
也可作反應器
酸堿中和滴定時，不需要干燥，不能用待裝液潤洗
配制溶液、作反應器、
給試管水浴加熱
配制溶液時，溶解固體、轉移液體均需要玻璃棒
計量儀器
用于精確配制一定物質的量
濃度的溶液
常用規格有
50
mL、100
mL、250
mL、500
mL等
使用前應先查漏；無刻度,只有一條刻度線；
往容量瓶中轉移液體時,應用玻璃棒引流,轉移前液體應冷卻到20
℃,不能加入剛配制的熱溶液；
不能溶解固體，不能稀釋濃溶液，不能加熱，不能作反應容器，不能長期盛放溶液。
用于粗略量取一定體積的液體
(一般精確度≥0.1
mL)
無“0”刻度,刻度由下向上逐漸變大；
讀數時應平視凹液面與刻度線相切處；
量筒內殘留的液體為“自然殘留液”,不應洗滌后轉移；
不能加熱,不能用于配制溶液,不能用作反應容器。
用于酸堿中和滴定,精確量取
一定量的液體
(精確度為0.01
mL)
刻度由上向下逐漸變大,“0”刻度在上
使用前應先查漏
酸式滴定管用來盛裝酸性試劑和氧化性試劑，
堿式滴定管用來盛裝堿性溶液
分離提純
儀器
①用于過濾；
向小口容器中轉移液體；
倒扣在液面上,用作防倒吸裝置
②裝配成氣體發生裝置
①過濾時注意“一貼、二低、三靠”
②裝配氣體發生裝置時，應將長頸漏斗下端管口插入液面下，防止氣體逸出
①梨形分液漏斗用于互不相溶且密度不同的兩種液體的分離或萃取分液；
②球形分液漏斗,便于控制液體加入的快慢
使用前應檢查活塞和上口塞子是否漏液；
分液時,下層液體從下口放出,上層液體從上口倒出；用分液漏斗滴加揮發性液體時,上口的塞子不能打開,且應使磨口塞上的凹槽和漏斗口頸上的小孔對準
內裝固體干燥劑或吸收劑；
用于干燥或吸收氣體
干燥劑為粒狀，常用CaCl2、堿石灰、P2O5等
球形干燥管氣體一般“粗進細出”，
用于蒸餾或分餾；
用于液體回流
冷卻水下口進上口出
直形冷凝管一般用于蒸餾或分餾時冷凝蒸氣；
球形冷凝管通常用于液體回流
【易忘易漏點】
一、“廣口瓶”的多種應用
A裝置
空瓶，可作集氣瓶，兩個導氣管一短一長，用于收集密度比空氣大（氣體從a進入）或小的氣體（氣體從b進入）
充滿水,可收集不溶于水且不和水反應的氣體
裝入濃硫酸，可進行氣體干燥
（4）可用于監控氣體流速
如給病人輸氧氣時,可在廣口瓶中加入少量水,從a端通入氧氣,b端接入呼吸罩,則可從廣口瓶中產生氣泡的快慢來監控所通氧氣的速率。
B裝置，可用于測量氣體的體積，長導管與另一彎管連接伸入量筒底部,廣口瓶中盛滿水,氣體“短進長出”,將廣口瓶中的水排入量筒中,以測量難溶于水的氣體的體積。
C裝置,可用于安全防倒吸，長導管與另一彎管連接伸入溶液中,氣體“短進長出”。
D裝置，可用于安全防倒吸，兩短導管間加一長直玻璃管,氣體從兩短導管中一個進,一個出。
二、常考——防倒吸裝置
三、防堵塞安全裝置
四、試紙的使用
(1)類型及作用
(2)使用方法
①檢驗液體：取一小塊試紙放在表面皿或玻璃片上，用蘸有待測液的玻璃棒點在試紙中部，觀察試紙顏色的變化。
③檢驗氣體：一般先將試紙潤濕，粘在玻璃棒的一端，并使其接近出氣口，觀察顏色的變化。
五、儀器洗滌
(1)水洗:洗掉一些易溶于水的物質。
(2)酸洗:洗掉氧化鐵等氧化物或氫氧化銅等堿性物質。
(3)熱堿洗:洗去S、苯酚或油脂(熱純堿溶液也可以洗掉油脂)類物質。
(4)CS2洗滌:洗掉S或白磷。
(5)酒精:洗掉苯酚等易溶于乙醇的有機物。
(6)稀硝酸:洗去銀鏡或銅鏡。
(7)濃鹽酸熱洗:除掉MnO2。
掌握化學實驗的基本操作
（一）化學實驗的基本操作
1、常見計量具的使用?
2、藥品的取用?
3、加熱、蒸發
4、溶解、過濾、結晶?
5、萃取?、分液
6、蒸餾
7、升華?
8、氣體的收集、凈化
（二）一定物質的量濃度溶液的配制
溶液：溶液是由至少兩種物質組成的均一、穩定的混合物
溶解度：在一定溫度下，某固態物質在100g溶劑中達到飽和狀態時所溶解的溶質的質量，叫做這種物質在這種溶劑中的溶解度。符號:S，單位：g
3、飽和溶液：在一定溫度、一定量的溶劑中，溶質不能繼續被溶解的溶液。
4、溶液濃度的表示方法：溶質的質量分數和物質的量濃度
（1）溶質的質量分數：溶質質量與溶液質量之比
（2）物質的量濃度：表示單位體積溶液里所含溶質的物質的量。符號：CB，單位：mol/L或mol·L－1
實驗儀器：托盤天平，量筒，燒杯，玻璃棒，容量瓶，膠頭滴管
容量瓶：使用前要先檢漏后洗凈。
檢漏：向容量瓶中加入一定量的水，蓋好瓶塞，
用食指摁住瓶塞，另一只手托住瓶底，把容量瓶倒立，觀察是否漏水，
若不漏水，把容量瓶正立并將瓶塞旋轉180°后塞緊，
再把容量瓶倒立，觀察是否漏水，
若不漏水，該容量瓶可以使用。
關鍵詞：加水→蓋塞→倒立→觀察→正立→旋塞180°→倒立→觀察
注意：容量瓶不能溶解固體，不能稀釋濃溶液，不能加熱，不能作反應容器，不能長期盛放溶液。
實驗步驟：
計算→稱量→溶解→移液→洗滌→定容→搖勻→裝瓶、貼簽
注意事項：
（1）移液前需要將溶液冷卻至室溫，然后用玻璃棒引流至500
ml容量瓶中。
（2）洗滌：用適量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌2～3次，洗滌液也都注入容量瓶中，并振蕩容量瓶，使溶液混合均勻。
（3）定容時將蒸餾水注入容量瓶，待液面離容量瓶頸刻度線下1～2_cm時，改用膠頭滴管滴加蒸餾水至溶液的凹液面最低處與刻度線水平相切。
（4）搖勻時蓋好瓶塞，反復上下顛倒，搖勻。
【易忘易漏點】
一、識別危險化學藥品的標志
二、了解實驗室一般事故的預防和處理方法
1、化學試劑保存“十防”
2、化學灼傷的急救措施
灼傷物質
急救措施
各種酸(濃硫酸、硝酸等)
立即用水沖洗,接著用3%~5%?NaHCO3溶液沖洗,最后用水洗凈,必要時涂上甘油。如果出現水泡,應涂上紫藥水
氫氟酸
立即用流水長時間沖洗(15~30
min),然后用
3%~5%
NaHCO3溶液濕敷,
再涂上33%的氧化鎂甘油糊劑或敷上1%的氫化可的松軟膏
各種堿(氫氧化鈉、氫氧化鉀、氨水等)
先用大量水沖洗,然后涂上2%的硼酸或2%的醋酸
3、常見意外事故的處理
意外事故
處理方法
酸(或堿)灑在桌上
先用NaHCO3溶液(或稀醋酸)清洗,再用水沖,最后用抹布拭去
酸(或堿)濺在皮膚上
先用大量水沖洗,然后涂上NaHCO3溶液(或稀硼酸)
酸(或堿)濺進眼睛里
立即用大量水沖洗(切不可用手揉眼睛),邊洗邊眨眼睛。若為酸,再用3%的NaHCO3溶液淋洗;若為堿,再用2%的硼酸淋洗
酒精等有機物在實驗臺上著火
立即用濕抹布蓋滅
液溴、苯酚沾在皮膚上
立即用酒精洗滌
溫度計水銀球打破
立即用硫粉覆蓋
誤食重金屬鹽
服用大量牛奶、蛋清或豆漿
金屬鈉、鉀等著火
不能用泡沫滅火器和干粉滅火器撲滅,要用沙土蓋滅
三、掌握常見氣體的實驗室制法（包括所用試劑，反應原理，儀器和收集方法）
1、Cl2的實驗室制備
實驗裝置
2、NH3的實驗室制備
實驗裝置
【注】實驗室快速制取氨氣的方法
3、SO2的實驗室制備系統
【方案一】
【方案二】
4、H2的實驗室制備
5、O2的實驗室制備
6、NO(CO2)的制取與性質驗證：3Cu
+
8HNO3(稀)
=
3Cu(NO3)2
+
2NO↑+
4H2O
7、NO2的實驗室制備：Cu
+
4HNO3(濃)
=
Cu(NO3)2
+
2NO2↑+
2H2O
四、掌握常見物質檢驗、分離和提純的方法
物質的檢驗：根據被檢驗物質的性質(主要是化學性質,也可以是特殊的物理性質)使被檢驗物質與加入的試劑產生作用,轉變為某種已知物質,或產生某種特殊現象,從而確定被檢驗物質的成分。
1、固體的檢驗
2、氣體的檢驗
(
待
檢
驗
氣體
)
(
待
檢
驗
氣體
)3、溶液的檢驗（溶液中離子的檢驗）
方法
離子
試劑
現象
沉
淀
法
Cl-、Br-、
I-
AgNO3溶液
和稀HNO3
分別產生白色沉淀(AgCl)、
淡黃色沉淀(AgBr)、
黃色沉淀(AgI)
Ag+
+
Cl-
=
AgCl↓
Ag+
+
Br-
=
AgBr↓
Ag+
+
I-
=
AgI↓
SO42-
先加入足量稀鹽酸
再加入BaCl2溶液
加鹽酸不產生沉淀,
加BaCl2溶液后生成白色沉淀
Ba2+
+
SO42-
=
BaSO4↓
Fe2+
NaOH溶液
白色沉淀→灰綠色沉淀→
紅褐色沉淀
Fe2+
+
2OH-
=
Fe(OH)2↓(白色)
4Fe(OH)2
+
O2
+
2H2O
=
4Fe(OH)3(紅褐色)
K3[Fe(CN)6]溶液
生成藍色沉淀
3Fe2+
+
2[Fe(CN)6]3-
=
Fe3[Fe(CN)6]2↓(藍色沉淀)
Fe3+
NaOH溶液
產生紅褐色沉淀
Fe3+
+
3OH-
=
Fe(OH)3↓(紅褐色)
氣
體
法
NH4+
濃NaOH溶液和濕潤的紅色石蕊試紙
產生有刺激性氣味的氣體,且氣體能使濕潤的紅色石蕊試紙變藍
CO32-
先加氯化鋇溶液
再加稀硝酸
（排除HCO3-
、
SO32-
SO42-
、

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