2020-2021学年高三化学一轮复习知识梳理

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1、 1 第一部分：必修一第一部分：必修一 第一章 第一节 化学实验的基本方法（其他实验知识在选修六） 考点一考点一 物质的分离与提纯物质的分离与提纯 1过滤：适用于分离一种组分可溶，另一种不溶的固态混合物。如：粗盐的提纯。 2蒸发结晶：适用于混合物中各组分物质在溶剂中溶解性的差异不同。 3蒸馏法：适用于分离各组分互溶，但沸点不同的液态混合物。如：酒精与水的分离。主要仪器： 酒精灯、石棉 网、蒸馏烧瓶、温度计、冷凝器、牛角管、锥形瓶等。 4分液：适用于分离互不相容的两种液体。 5萃取：适用于溶质在互不相溶的溶剂里溶解度不同。如：用 CCl4萃取溴和水的混合物。分层：上层无色，下层 橙红色。注：不用

2、酒精萃取。 第二节 化学计量在实验中的应用 考点一考点一 物质的量、阿伏加德罗常数、物质的量、阿伏加德罗常数、摩尔质量摩尔质量 1.物质的量 （1）物质的量是七个基本物理量之一，其意义是表示含有一定量数目的粒子的集体。符号为：n ，单位为：摩尔 （mol）。 （2）物质的量的基准（NA）：以 0.012kg 12C 所含的碳原子数即阿伏加德罗常数作为物质的量的基准。阿伏加德罗常 数可以表示为 NA，其近似值为 6.0210 23 mol-1 2.摩尔质量（M） 1 摩尔物质的质量，就是该物质的摩尔质量，单位是 g/mol 。1mol 任何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子，但由于 不同粒子的质量不

3、同，因此，1 mol 不同物质的质量也不同； 12C 的相对原子质量为 12，而 12 g 12C 所含的碳原子为 阿伏加德罗常数，即 1 mol 12C 的质量为 12g。同理可推出 1 mol 其他物质的质量。 3.关系式：n A N N ；n M m 特别提醒：特别提醒： 1.摩尔只能描述原子、分子、离子、质子、中子和电子等肉眼看不到、无法直接称量的化学微粒，不能描述宏观物 质。如 1mol 麦粒、1mol 电荷、1mol 元素的描述都是错误的。 2.使用摩尔作单位时，应该用化学式(符号)指明粒子的种类。 如 1mol 水（不正确）和 1molH2O（正确）；1mol 食盐（不正确）和

4、1molNaCl(正确) 3.语言过于绝对。如 6.0210 23mol-1就是阿伏加德罗常数；摩尔质量等于相对原子质量、相对分子质量；1 摩尔任 何物质均含有阿伏加德罗常数个粒子等。 考点考点二二 气体摩尔体积气体摩尔体积 1.定义：单位物质的量的气体所占的体积，叫做气体摩尔体积。 2.表示符号：Vm 3.单位：L/mol（或 Lmol -1） 4.标准状况下，气体摩尔体积约为 22.4L/mol 5.数学表达式：气体的摩尔体积 气体的物质的量 气体所占的体积 ， 即 n V Vm 特别提醒：特别提醒： 气体摩尔体积的一个特例就是标准状况下的气体摩尔体积(V0)。 在标准状况下， 1mol

5、任何气体的体积都约等于 22.4 L。在理解标准状况下的气体摩尔体积时，不能简单地认为“22.4 L 就是气体摩尔体积”，因为这个 22.4 L 是有特 定条件的。这些条件就是： 标准状况，即 0和 101.325 kPa，气体的物质的量为 1 mol，只有符合这些条件的气体的体积才约是 22.4 L。 因此，22.4 L 是 1 mol 任何气体在标准状况下的体积。 这里所说的标准状况指的是气体本身所处的状况，而不指其他外界条件的状况。例如，“1 mol H2O(g)在标准状 况下的体积为 22.4 L”是不正确的，因为在标准状况下，我们是无法得到气态水的。 1mol 任何气体的体积若为 2

6、2.4 L，它所处的状况不一定就是标准状况。根据温度、压强对气体分子间平均距离 的影响规律知，温度升高一倍或压强降低一半，分子间距将增大一倍；温度降低一半或压强增大一倍，分子间距将 减小一半。由此可知，1 mol 任何气体在 0 、101 kPa 条件下的体积与 273 、202kPa 条件下的体积应相等，都 约为 22.4L。 考点考点三三 阿伏加德罗定律阿伏加德罗定律及其推论及其推论 2 1.阿伏加德罗定律： 在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即：T1=T2；P1=P2 ；V1=V2 n1 = n2 2.阿伏加德罗定律的推论：PV = n RT 用此公式去推成正比还是成反比就可以

7、了。 另：同温同压下，同体积的任何气体的质量比等于它们的相对分子质量之比，也等于它们的密度之比。m1/m2=M1/M2= 1/2 (注：以上用到的符号：为密度，p 为压强，n 为物质的量，M 为摩尔质量，m 为质量，V 为体积，T 为温度；上 述定律及其推论仅适用于气体，不适用于固体或液体。) 考点考点四四 混合气体的平均摩尔质量混合气体的平均摩尔质量 1.已知混合物质的总质量 m(混)和总物质的量 n(混)：M(混) 混） 混 ( )( n m 2.已知混合物各成分的摩尔质量和在混合体系内的物质的量分数或体积分数。 M(混)M1n1%M2n2%M1V1%M2V2% 3.已知标准状况下混合气体

8、的密度：M(混)22.4(混) 4.已知同温同压下与单一气体 A 的相对密度： ） 混 AM M ( )( )( )( A 混 考点考点五五 物质的量浓度物质的量浓度 1.定义：以 1L 溶液里所含溶质 B 的物质的量来表示溶液的浓度叫做物质的量浓度.符号为：cB；单位为： molL -1 2.表达式：cB= V n (n 为溶质 B 的物质的量，单位为 mol；V 为溶液的体积，单位为 L) 特别提醒：特别提醒： 1.理解物质的量浓度的物理意义和相关的量。 物质的量浓度是表示溶液组成的物理量，衡量标准是单位体积溶液里所含溶质的物质的量的多少。这里的溶质可以 是单质、化合物，也可以是离子或其他

9、的特定组合，单位是 mol；体积指溶液的体积而不是溶剂的体积，单位是 L； 因此，物质的量浓度的单位是 molL -1。 2.明确溶液中溶质的化学成分。 求物质的量浓度时，对一些特殊情况下溶液的溶质要掌握清楚，如 NH3溶于水得 NH3H2O，但我们习惯上认为氨水 的溶质为 NH3；SO3溶于水后所得溶液的溶质为 H2SO4；Na、Na2O、Na2O2溶于水后所得溶液的溶质为 NaOH；CuSO45H2O 溶于水后所得溶液溶质为 CuSO4 3.熟悉表示溶液组成的其他物理量。 表示溶液组成的物理量除物质的量浓度外，还有溶质的质量分数、质量物质的量浓度等。它们之间有区别也有一定 的联系，如物质的

10、量浓度（c）与溶质的质量分数（）的关系为 c=gmL -11000mLL-1/Mgmol-1。 考点考点六六 物质的量浓度物质的量浓度溶液溶液的的配制配制 1.物质的量浓度溶液的配制步骤： （1）计算：如溶质为固体时，计算所需固体的质量；如溶液是液体时，则计算所需液体的体积。 （2）称量：用天平称出所需固体的质量或用量筒量出所需液体的体积。 （3）溶解：把称量出的溶质放在烧杯中加少量的水溶解，边加水边震荡。 （4）转移：把所得的溶解液用玻璃棒引流注入容量瓶中。 （5）洗涤：用少量的蒸馏水洗涤烧杯和玻棒 2-3 次，把每次的洗涤液一并注入容量瓶中。 （6）定容：向容量瓶中缓缓注入蒸馏水至离容量瓶

11、刻度线 1-2cm 处，再用胶头滴管滴加蒸馏水至凹液面与刻度线 相切。 （7）摇匀：盖好瓶塞，用食指顶住瓶塞，另一只手托住瓶底，反复上下颠倒摇匀，然后将所配的溶液倒入指定试 剂瓶并贴好标签。 2.误差分析： 根据 c=n/V =m/MV 来判断，看 m、V 是变大还是变小，然后确定 c 的变化。 特别提醒：特别提醒：在配制物质的量浓度的溶液时，按操作顺序来讲，需注意以下几点： 1.计算所用溶质的多少时，以下问题要弄清楚： 溶质为固体时，分两种情况：溶质是无水固体时，直接用 cB=n(mol)/V(L)=m(g)/ M(gmol 1)/V(L)公式算 m；溶质是含结晶水的固体时，则还需将无水固体

12、的质量转化为结晶水合物的质量。 溶质为浓溶液时， 也分两种情况： 如果给定的是浓溶液的物质的量浓度， 则根据公式 c(浓)V(浓)=c(稀)V(稀) 来 求V( 稀 ) ； 如 果 给 定 的 是 浓 溶 液 的 密 度 () 和 溶 质 的 质 量 分 数 () ， 则 根 据 c=gmL -1V(mL)/Mgmol-1/V(mL)来求 V(mL)。 所配溶液的体积与容量瓶的量程不符时：算溶质时则取与实际体积最接近的量程数据做溶液的体积来求溶质的多 3 少， 不能用实际量。 如： 实验室需配制 480mL1moLL -1的 NaOH 溶液， 需取固体 NaOH 的质量应为 20.0g， 而不

13、是 19.2g； 因为容量瓶只能配制其规定量程体积的溶液，要配制符合要求的溶液时，选取的容量瓶只能是 500 mL 量程的容量 瓶。故只能先配制 500 mL 溶液，然后再取出 480mL。 2.称、量溶质时，一要注意所测数据的有效性（即精度）。二要选择恰当的量器，称量易潮解的物质如 NaOH 时， 应用带盖的称量瓶（或小烧杯）快速称量；量取液体时，量器的量程与实际体积数据相差不能过大，否则易产生较 大误差。 3.容量瓶使用前要用蒸馏水洗涤 23 次；溶解或稀释溶质后要冷却溶液至室温；定容、摇匀时，不能用手掌贴住 瓶体，以免引起体积的变化；摇匀后，如果液面降到刻度线下，不能向容量瓶中再加蒸馏水

14、了，因为瓶塞、瓶口是 磨口的，有少量溶液残留。 4.定容时如果液面超过了刻度线或摇匀时洒出少量溶液，均须重新配制。 第二章 化学物质及其变化 第一节 物质分类 考点考点一一 物质的组成物质的组成 1.元素宏观概念，说明物质的宏观组成。元素是质子数相同的一类原子的统称。质子数相同的微粒不一定 是同一种元素，因为微粒的含义要比原子广泛。 2.分子、原子、离子微观概念，说明物质的微观构成。 (1)分子是保持物质化学性质的一种微粒。（单原子分子、双原子分子、多原子分子） (2)原子是化学变化中的最小微粒。（不是构成物质的最小微粒） (3)离子是带电的原子或原子团。（基：中性原子团） 3.核素具有一定数

15、目的质子和一定数目的中子的一种原子 同位素具有相同质子数和不同中子数的原子互称为同位素 同素异形体同种元素形成的结构不同的单质 特别提醒： 1.离子与基团： 2.同位素与同素异形体： 同位素 同素异形体 定义 同种元素形成的不同种原子 同种元素形成的不同种单质 区别 是一种原子 是一种单质 联系 同位素原子在一定条件下以一定的方式可构成同素异形体 实例 16O 和18O ；12C 和 14C O2和 O3 ；金刚石和石墨 知识规律知识规律 物质到底是由分子、 原子还是离子构成？这与物质所属的晶体类型有关。 如金刚石(C)、 晶体 Si 都属原子晶体, 其晶体中只有原子；NaCl、KClO3属离

16、子晶体，其晶体中只有阴阳离子；单质 S、P4属分子晶体,它们是由原子形成 分子，进而构成晶体的。具体地： （1）由分子构成的物质（分子晶体）： 非金属单质：如 H2、X2、O2、O3、N2、P4、S、C60、稀有气体等 非金属氢化物：如 HX、H2O、NH3、H2S 等 酸酐：如 SO2、CO2、SO3、P2O5、N2O5 等 酸类：如 HClO4、HClO、H2SO4、H3PO4、H2SiO3等 有机物：如烃类、烃的衍生物、糖类、氨基酸等 其它：如 NO、N2O4、Al2Cl6等 （2）由原子直接构成的物质（原子晶体）：稀有气体、金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅、石墨（混合型晶体） 等；（3

17、）由阴阳离子构成的物质（离子晶体）：绝大多数盐、强碱、低价金属氧化物。（4）由阳离子和自由电子 构成的物质（金属晶体）：金属单质、合金 离子 基团 定义 带电的原子或原子团 化学中对原子团和基的总称 区别 带有正电荷或负电荷 不带电，为缺电子物质，呈电中性 联系 两者通过得失电子可以互相转化 实例 OH - NO 2 - Cl- CH 3 + -OH -NO2 -Cl -CH3 4 考点考点二二 物理变化和化学变化物理变化和化学变化 1.物理变化和化学变化的比较： （1）特征：有无新物质生成 （2）本质：有无化学键的断裂和形成 （3）现象：物理变化大小、形状、状态改变 化学变化发光、发热、变色

18、、析出沉淀等 （4）典型实例： 物理变化：升华 萃取 分液 蒸馏（分馏） 吸附 渗析 盐析胶体聚沉 电泳 金属导电 (11)焰色反应 （12）电离等 化学变化：风化 裂化 硫化 老化 炭化 干馏 脱水 蛋白质变性 水解 同素异形体互变 （11）电解 (12)熔融盐导电 (13)电解质溶液导电 (14)水泥硬化等。 2.化学之“化” 风化-催化一酯化-皂化-硫化- 歧化-同一物质中同一元素且为同一价态原子间发生的氧化还原反应。 钝化-浓硫酸、浓硝酸在 Fe Al 等金属表面氧化生成一种致密的氧化膜从而起到保护 Fe Al 等金属的现象。 老化-橡胶、塑料等制品露置于空气中，因受空气氧化、日光照射

19、等作用而变硬发脆的过程。 裂化-在一定条件下，分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程。 硝化(磺化)-苯环上的 H 被-NO2或-SO3取代的过程。 考点考点三三 物质的分类物质的分类 1.物质的树状分类：（注意每一概念的定义） 混合物 特别提醒：特别提醒： 1.纯净物和混合物 纯净物 混合物 有固定的组成和结构 无固定的组成和结构 有一定的熔沸点 无一定的熔沸点 保持一种物质的性质 保持原有物质各自性质 （1）常见混合物：分散系（如溶液、胶体、浊液等）； 高分子（如蛋白质、纤维素、聚合物、淀粉等）； （2）常见特殊名称的混合物：石油、石油的各种馏分、煤、漂粉精、碱石灰、福尔马

20、林、油脂、天然气、水煤气、钢铁、黄铜（含 Zn）、青铜（含 Sn）、铝热剂、黑火药等。 2.化合物的分类标准有很多， 还可以根据化学键的类型分为离子化合物和共价化合物、 依 据能否电离分为电解质和非电解质等。 2.物质的交叉分类（以氧化物为例）： 化合物 无 机 化 合 有机化合物：烃、烃的衍生物等 氧化物 氢化物 酸、碱 盐 类：正盐、酸式盐、碱式盐、复盐 纯净物 物 质 单质：金属单质、非金属单质（包括稀有 酸性氧化物 碱性氧化物 两性氧化物 不成盐氧化 物 金属氧化 非金属氧化 过氧化物、超氧化物（Na2O2 、 酸性氧化物 （Mn2O7 、 CrO3、 SiO2） 碱性氧化物（Na2O

21、 、 两性氧化物（Al2O3 、 不成盐氧化物（NO、 5 陡升型(KNO3) 缓升型(NaCl) 下降型(Ca(OH)2) S/g T/ HOPOH H O 特别提醒：特别提醒： 1.酸酐：通常所讲酸酐是针对含氧酸而言的，对于一般的无机含氧酸来说，酸酐是酸中心 元素的等价氧化物，如 H2SO3SO2；HNO3N2O5 。对于某些有机酸，其酸酐中还含有其他元 素， 如醋酸酐(CH3CO)2CO； 某些金属元素也有相应的含氧酸， 如 HMnO4Mn2O7 ， H2CrO4CrO3； 难溶性酸的酸酐一般不能直接与水化合，如 SiO2。 2.非金属氧化物不一定是酸酐，酸酐也不一定是非金属氧化物。 3

22、.过氧化物不是碱性氧化物（与水反应除了生成碱外还生成其它物质如 O2） 3.酸和盐的分类 (1)酸：根据分子中最多能够电离出的 H + 数来分为一元酸、二元酸、三元酸、多元酸。 如 H3PO3其分子结构如图，其中只有 2 个-OH 直接与中心原子成键，最多可电离 2 个 H +，故为二元酸。 CH3COOH 分子中虽有 4 个 H，但根据-COOH 数确定它为一元酸。 (2)盐：正盐、酸式盐、碱式盐、复盐 如：H3PO4是三元酸，其钠盐有正盐（Na3PO4）、酸式盐（NaH2PO4）、（Na2HPO4）； H3PO3是二元酸，其钠盐有正盐（Na2HPO3）、酸式盐（NaH2PO3） 考点四考点

23、四 溶液、溶液、饱和溶液、不饱和溶液饱和溶液、不饱和溶液 1.溶液的概念：一种或几种物质分散到另一种物质里形成的均一、稳定的混合物。 2.溶液的组成:溶液=溶质+熔剂 溶质：被分散的物质。如食盐水中的 NaCl；氨水中的 NH3；碘酒中的 I2 溶剂：溶质分散其中的物质。如食盐水、氨水中的水；碘酒中的酒精 3.溶解过程：溶质分散到溶剂里形成溶液的过程叫溶解。物质溶解时，同时发生两个过程： 溶解是一个物理、化学过程，并伴随着能量变化，溶解时溶液的温度是升高还是降低，取决于上述两个过程中 放出和吸收热量的相对大小。如：浓硫酸稀释溶液温度升高，NH4NO3溶于水溶液温度降低。 4.溶解平衡 在一定条

24、件下，溶解速率等于结晶速率的状态叫溶解平衡。溶解平衡是动态平衡，溶解和结晶仍在 进行。达到溶解平衡的溶液是饱和溶液，它的浓度一定，未达到溶解平衡的溶液是不饱和溶液，通过加入溶质、蒸 发溶剂、改变温度等方法可使不饱和溶液成为饱和溶液。未溶解的固体溶质溶液中的溶质 考点五考点五 溶解度、溶质的质量分数溶解度、溶质的质量分数 1.固体的溶解度 (1)定义：在一定温度下，某固态物质在 100g 溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量，叫做这种物质在这种溶剂 里的溶解度。 注意点：一定温度 100g 溶剂 达到溶解平衡状态（饱和状态）单位是克(g) (2)有关关系式：S(溶解度)=)(100 g m m 溶剂

25、 溶质 100100 S mm S m溶液溶剂溶质 (3)溶解度曲线： 溶解度曲线是溶解度随温度变化的一种 表示方法。溶解度曲线可表示： 同一物质在不同温度时的不同溶解度； 不同物质在同一温度时不同溶解度； 物质溶解度受温度变化影响的大小； 比较不同物质的溶解度的大小。 2.气体的溶解度 在一定温度和 1.0110 5Pa 时，1 体积溶剂里达到溶解平衡时溶解的气体体积数（要换算成标准状况时的气体 体积）。气体溶解度随温度的升高而减小，随压强的增大而增大。 3.溶质质量分数（a%） 溶质质量分数= %100 / / g g 溶液的质量 溶质的质量 6 考点考点六六 胶体及其性质胶体及其性质 1

26、.胶体的本质特征：分散质粒子的直径大小在 1nm100nm 之间 2.胶体的分类 气溶胶雾、云、烟 按分散剂状态分 液溶胶Fe(OH)3胶体、蛋白质溶液 胶体 固溶胶烟水晶、有色玻璃 按分散质分 粒子胶体分散质微粒是很多分子或离子的集合体，如 Fe(OH)3胶体 分子胶体分散质微粒是高分子，如淀粉溶液，蛋白质溶液 3.胶体的重要性质 丁达尔现象：光通过胶体时所产生的光亮的通路的现象。胶体的丁达尔现象是由于胶体微粒对光线的散射而 形成的，溶液无此现象，故可用此法区别溶液和溶胶。 布朗运动：胶体粒子所作的无规则的、杂乱无章的运动。布朗运动是分子运动的体现。 电泳现象：在外加电场的作用下，胶粒在分散

27、剂里向阴极或阳极作定向移动的现象。工业生产中可利用电泳 现象来分离提纯物质。 胶体微粒 吸附的离子 胶粒带的电荷 在电场中胶粒移动方向 金属氢氧化物、金属氧化物 阳离子 正电荷 阴极 非金属氧化物、金属硫化物 阴离子 负电荷 阳极 例如：在电泳实验中，Fe(OH)3胶体微粒向阴极移动，使阴极附近颜色加深，呈深红褐色。 胶体的聚沉：一定条件下，使胶体粒子凝结而产生沉淀。胶体聚沉的方法主要有三种：a.加入电解质 b.加 入与胶粒带相反电荷的另一种胶体 c.加热。如：制皂工业生产中的盐析，江河入海口三角洲的形成等等。 渗析： 依据分散系中分散质粒子的直径大小不同， 利用半透膜把溶胶中的离子、 分子与

28、胶粒分离开来的方法。 利用渗析可提纯胶体。 第二节 离子反应 考点一考点一 电解质、非电解质、强电解质、弱电解质电解质、非电解质、强电解质、弱电解质 1.电解质、非电解质 电解质 非电解质 定义 在水溶液中或熔融状态下 能导电的化合物 在水溶液中和熔融状态下 均不能导电的化合物 本质 在水溶液中或熔融状态下 能够电离的化合物 在水溶液中和熔融状态下 均不能发生电离的化合物 导电实质 产生了自由移动的离子 没有产生自由移动的离子 结构特点 离子化合物和某些具有极性键 的共价化合物 某些共价化合物 共同点 均为化合物 注意点 电解质非、电解质的区分与化合物的水溶性无关. 举例 NaCl Ba(OH

29、)2 CH3COOH CH3CH2OH C12H22O11 2.强电解质、弱电解质 强电解质 弱电解质 定义 在水溶液中能全部电离的电解质 在水溶液中只能部分电离的电解质 电离程度 完全 部分 电离平衡 不存在 存在 溶液中存在微 粒种类 水合离子、水分子 水合离子、水分子 弱电解质分子 电离过程 不可逆、不存在电离平衡 可逆、存在电离平衡 相互关系 均为电解质。在相同条件下,强电解质溶液的导电能力强于弱电解质溶液 电离方程式 书写规律 用等号 HnA=nH +An- 用可逆符号,弱酸分步电离 HnA H + +HA(n-1)- HA (n-1)- H+ +H 2A (n-2)- 举例 强酸：

30、HCl H2SO4 HNO3 HClO4 HBr HI 强碱：KOH NaOH Ba(OH)2等. 绝大部分盐：BaSO4 BaCl2. 等 弱酸：CH3COOH HCN H2S H2CO3等 弱碱：NH3H2O Cu(OH)2等. H2O 及小部分盐：(CH3COO)2Pb 等. 7 特别提醒：特别提醒： 1.电解质是指在水溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。水溶液中或熔融状态下，这两者之间只需满足一者就行 了，但必须强调的是其本身能够导电，而不是反应的生成物。如 SO2、SO3的水溶液虽然能导电，但它们都不是电解 质，原因是在溶液中真正起到导电作用的是它们与水反应的生成物 H2SO3、H2

31、SO4，而不是它们自己本身。Na2O 的水溶 液的导电虽然也是它与水反应生成的 NaOH 导电，但因为其在熔融状态下本身能够导电，所以 Na2O 是电解质。 2.电解质和非电解质都是化合物，单质它既不是电解质，也不是非电解质。 3.判断某电解质是强电解质还是弱电解质关键是看它在水溶液中电离时是完全电离还是部分电离，与其溶解度大小、 导电能力强弱等因素无关。 考点二考点二 离子方程式的书写离子方程式的书写 1.离子反应：指在溶液中（或熔化状态下）有离子参加或离子生成的反应。 2.离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。 3.离子方程式的书写： （1）书写规则： 单质、氧化物、不溶

32、物、难电离的物质（弱酸、弱碱及水等）不能拆开来写。如 Cl2、Na2O 等不可以拆开 写成 Cl -、Na+、O2-；BaSO 4不可以拆开写成 Ba 2+、SO 4 2-形式。 易溶于水，易电离的物质的离子符号的改写同电离方程式中的离子形式。如 NaHCO3改写 Na +、HCO 3 -；NaHSO 4 应改写 Na +,H+,SO 4 2- 微溶物，若出现在反应物中一般改写成离子符号（悬浊液除外）；若出现在生成物中一般不改写。 固体与固体物质反应不写离子方程式。如实验室制取 NH3的离子方程式为： 2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3+2H2O 浓 H2SO4、 浓 H3PO

33、4一般不拆开写成离子形式； HCl、 HNO3无论浓稀， 均应改写成离子符号。 如 Cu 片与浓 H2SO4 反应的离子方程式为：Cu+2H2SO4（浓）=CuSO4+SO2+2H2O （2）书写步骤（以 CuSO4溶液与 BaCl2 溶液反应为） 写出反应的化学方程式：CuSO4+BaCl2=CuCl2+BaSO4 把易溶于水、 易电离的物质拆开写成离子形式， 难溶的物质或难电离的物质以及气体等仍用化学式来表示。 上述化学方程式可改写成： Cu 2+SO 4 2-+Ba2+ +2Cl- =Cu2+2Cl-+BaSO 4 删去方程式两边不参加反应的离子符号：Ba 2+ + SO 4 2- =B

34、aSO 4 检查离子方程式两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等。 特别提醒：特别提醒： 常见离子方程式的书写错误 （1）不配平（一般表现为等式两边原子不守恒或电荷数不守恒）。如 Fe 3+Cu =Cu2+Fe2+； Na+H 2O=Na +OH-+H 2 （2）该改的不改或不该改的改了。如 Na2O 溶于水：O 2- + H 2O = 2OH -；大理石和稀盐酸反应：CO 3 2-+2H+=CO 2+H2O； 醋酸铵溶液与烧碱溶液共热：CH3COONH4+OH - =CH 3COO -+ NH 3+H2O；乙醛做银镜反应：CH3CHO+2Ag(NH3)2OH CH3COO -+NH 4 +2

35、Ag+3NH 3+H2O 等等 （3）与反应事实不相符合。如铁片溶于稀 HCl：2Fe+6H + =2Fe3+ 3H 2；铝条溶于稀 HNO3：2Al+6H + = 2Al3+3H 2 （4）不是离子反应的写离子方程式。离子反应发生在水溶液中或熔融状态下，否则就不能写离子方程式。如浓硫 酸与食盐共热制 HCl；浓硫酸与 Cu 共热制 SO2；实验室制 CH4和 NH3等都无离子方程式。 （5）乱用、 符号。如 FeCl3溶液的水解：Fe 3+ + 3H 2O = Fe(OH)3+ 3H +；Na 2CO3的水解：CO3 2-+H 2O=HCO3 -+OH- （6）多步水解或电离的方程式一步完成

36、或水解与电离方程式分不清楚。如 Na2S 溶于水：S 2-+2H 2O H2S +2OH - ； H2S 溶于水：H2S 2H + + S2-。 （7）漏写一种产物。如 CuSO4溶液与 Ba(OH)2溶液混合：Ba 2+SO 4 2-=BaSO 4少了氢氧化铜； （8） 随便约简或不约简。 如 Ba(OH)2溶液不断滴加稀 H2SO4： Ba 2+H+OH-+SO 4 2-=BaSO 4+ H2O； Al2(SO4)3溶液中加氨水： 2Al 3+ +6NH 3H2O=2Al(OH)3+6NH4 + 考点三考点三 溶液中的溶液中的离子共存离子共存 1.离子共存条件： 同一溶液中若离子间符合下列

37、任意一个条件就会发生离子反应，它们之间便不能在溶液中大量共存。 生成难溶物或微溶物：如：Ba 2+与 CO 3 2-，Ag+与 Br-，Ca2+与 SO 4 2-等不能大量共存。 生成气体或挥发性物质：如：NH4 +与 OH-，H+与 CO 3 2-、HCO 3 -、S2-、HS-、SO 3 2-、HSO 3 -等不能大量共存。 生成难电离物质：如：H +与 CH 3COO -、CO 3 2-、S2-、SO 3 2-等因生成弱酸不能大量共存；OH-与 NH 4 +因生成的弱碱不能大 量共存；H +与 OH-生成水不能大量共存。 发生氧化还原反应： 氧化性离子(如 Fe 3+、NO 3 -、Cl

38、O-、MnO 4 -(H+)等)与还原性离子(如 S2-、I-、Fe2+、SO 3 2-等)不能大量共存。 2.附加隐含条件的应用规律： 溶液无色透明时，则溶液中一定没有有色离子，如 Cu 2+、Fe3+、Fe2+、MnO 4 - 强碱性溶液中肯定不存在与 OH -反应的离子，如 Fe3+、 Fe2+、HCO 3 -、NH 4 +、Al3+ 强酸性溶液中肯定不存在与 H +反应的离子,如 HCO 3 -、CO 3 2-、S2-、CH 3COO -、AlO 2 - 8 第三节 氧化还原反应 考点一考点一 氧化还原反应氧化还原反应、氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产

39、物 概念 定义 注意点 氧化反应 物质失去电子的反应 物质失去电子的外部表现为化合价的升高 还原反应 物质得到电子的反应 物质得到电子的外部表现为化合价的降低 被氧化 元素失去电子的过程 元素失去电子的外部表现为化合价的升高 被还原 元素得到电子的过程 元素得到电子的外部表现为化合价的降低 氧化产物 通过发生氧化反应所得 的生成物 氧化还原反应中，氧化产物、还原产物可以是同一 种产物，也可以是不同产物，还可以是两种或两种 以上的产物。 如反应4FeS2+11O2=2Fe2O3+8SO2中， Fe2O3 和 SO2均既为氧化产物，又为还原产物。 还原产物 通过发生还原反应所得 的生成物 氧化剂

40、得到电子的反应物 常见氧化剂：(1)活泼的非金属单质；如卤素单质 (X2)、O2、S 等(2)高价金属阳离子；如 Fe 3+、Cu2+等 (3)高价或较高价含氧化合物；如 MnO2、浓 H2SO4、 HNO3、KMnO4等(4)过氧化物；如 Na2O2、H2O2等 还原剂 失去电子的反应物 常见还原剂：活泼或较活泼的金属；如 K、Na、 Zn、Fe 等一些非金属单质；如 H2、C、Si 等较 低态的化合物；CO、SO2、H2S、Na2SO3、FeSO4 氧化性 得到电子的能力 物质的氧化性、还原性的强弱与其得失电子能力有 关，与得失电子的数目无关。 还原性 失去电子的能力 知识规律知识规律 还

41、原性 化合价升高 弱氧化性 还原剂 氧化反应 氧化产物 氧化剂 还原反应 还原产物 氧化性 化合价降低 弱还原性 考点二考点二 物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较。物质的氧化性强弱、还原性强弱的比较。 氧化性得电子性，得到电子越容易氧化性越强 还原性失电子性，失去电子越容易还原性越强 由此，金属原子因其最外层电子数较少，通常都容易失去电子，表现出还原性，所以，一般来说，金属性也就 是还原性；非金属原子因其最外层电子数较多，通常都容易得到电子，表现出氧化性，所以，一般来说，非金属性 也就是氧化性。 1.根据金属活动性顺序来判断: 一般来说，越活泼的金属，失电子氧化成金属阳离子越容易，其阳离子得电

42、子还原成金属单质越难，氧化性越 弱； 反之， 越不活泼的金属， 失电子氧化成金属阳离子越难， 其阳离子得电子还原成金属单质越容易， 氧化性越强。 2.根据非金属活动性顺序来判断: 一般来说，越活泼的非金属，得到电子还原成非金属阴离子越容易，其阴离子失电子氧化成单质越难，还原性 越弱。 4.根据氧化还原反应发生的条件来判断: 如：Mn02+4HCl(浓) MnCl2+C12+2H20 2KMn04+16HCl(浓)=2MnCl2+5C12+8H2O 后者比前者容易(不需要加热)，可判断氧化性 KMn04Mn02 变 变 反应物 产物 9 3.根据氧化还原反应发生的规律来判断: 氧化还原反应可用如

43、下式子表示： 规律：反应物中氧化剂的氧化性强于生成物中氧化产物的氧化性，反应物中还原剂的还原性强于生成物中还原 产物的还原性。 5.根据反应速率的大小来判断: 如:2Na2SO3+O2=2Na2SO4（快） ， 2H2SO3+O2=2H2SO4（慢） ， ， 其还原性: Na2SO4H2SO3SO2 6.根据被氧化或被还原的程度来判断: 如： 22 CuClClCu 点燃 ，SCuSCu2 2 ， 即氧化性:SCl2。 又如: OH2SOBrSOHHBr2 222)(42 浓 ， OH4SHI4SOHHI8 222)(42 浓 ， 即有还原性:HBrHI 。 7.根据原电池的正负极来判断： 在

44、原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极金属的还原性强。 8.根据电解池中溶液里阴、阳离子在两极放电顺序来判断。 如:Cl -失去电子的能力强于 OH-，还原性: OHCl 。 9.根据元素在周期表中位置判断： (1)对同一周期金属而言，从左到右其金属活泼性依次减弱。如 Na、Mg、A1 金属性依次减弱，其还原性也依次 减弱。 (2)对同主族的金属而言，从上到下其金属活泼性依次增强。如 Li、Na、K、Rb、Cs 金属活泼性依次增强，其 还原性也依次增强。 （3）对同主族的非金属而言，从上到下其非金属活泼性依次减弱。如 F、Cl、Br、I 非金属活泼性依次减弱， 其氧化性也依次减弱。 10.

45、根据（氧化剂、还原剂）元素的价态进行判断： 元素处于最高价只有氧化性，最低价只有还原性，处于中间价态既有氧化又有还原性。 一般来说，同种元素价越高，氧化性越强；价越低还原性越强。如氧化性:Fe 3+Fe2+Fe, S(+6 价)S(+4 价)等，还原性:H2SSSO2，但是，氧化性：HClO4 HClO34 HClO24核外电子数 或 质子数=核外电子数+电荷数 阴离子中：质子数核外电子数 或 质子数=核外电子数-电荷数 （3）质量关系：质量数 = 质子数 + 中子数 特别提醒特别提醒 对于公式：质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N），无论原子还是离子，该公式均适应。 原子可用X A Z 表

46、示，质量数 A 写在原子的右上角，质子数 Z 写在原子的左下角，上下两 数值的差值即为中子数。 原子周围右上角以及右下角或上面均可出现标注， 注意不同位置标 注的含义，右上角为离子的电性和电荷数，写作 n；右下角为微粒中所含 X 原子的个数， 上面标注的是化合价，写作n 形式，注意与电荷的标注进行正确区分，如由氧的一种同位 素形成的过氧根离子，可写作16 8 O -1 2 2 。 考点考点二二 原子核外电子排布规律原子核外电子排布规律 核 外 电 子 排 布 规 律 1 各电子层最多能容纳 2n 2 个电子 即：电子层序号 1 2 3 4 5 6 7 代表符号 K L M N O P Q 最多

47、电子数 2 8 18 32 50 72 98 2 最外层电子数目不超过 8 个（K 层为最外层时不超过 2 个）。 3 次外层电子数最多不超过 18 个，倒数第三层不超过 32 个。 4 核外电子总是尽先排满能量最低、离核最近的电子层，然后才由里往外，依 次排在能量较高，离核较远的电子层。 注意 事项 1.以上几点是相互联系的，不能孤立地理解，必须同时满足各项要求。 2.上述乃核外电子排布的初步知识，只能解释 118 号元素的结构问题，若 要解释更多问题，有待进一步学习核外电子排布所遵循的其它规律。 特别提醒特别提醒 1-18号元素的原子结构特性： 最外层有 2 个电子的元素：Be、Mg、He

48、。 最外层电子数等于次外层电子数的元素： Be、 Ar 最外层电子数是次外层电子数 2 倍的元素：C； 是次外层电子数 3 倍的元素：O；是次外层电子数 4 倍的元素：Ne。 电子层数与最外层电子数相等的元素： H、 Be、 Al。 电子总数为最外层电子数 2 倍的元素：Be。 次外层电子数是最外层电子数 2 倍的元素：Si。 内层电子数是最外层电子数 2 倍的元素：Li、P。 原子核中无中子的原子： 1 1H。 最外层有 1 个电子的元素：H、Li、Na。 决定原子种类 决定 X)(A Z 24 考点考点三三 相对原子质量相对原子质量 定义：以 12C 原子质量的 1/12（约 1.6610-27kg）作为标准，其它原子的质量跟它比较所得的值。 其国际单位制（SI）单位为 1，符号为 1（单