上海高中化学考点详解

上海高中化学考点透视精讲

考点1 氧化还原反应

一、概念关系

定义：有电子转移（得失或偏移）的反应氧化还原反应中概念间的对应关系：

①失电子→化合价升高→还原剂→还原性→被还原→氧化反应→氧化产物

②得电子→化合价降低→氧化剂→氧化性→被氧化→还原反应→还原产物

以上氧化还原反应中的概念对应关系我们可总结为一副对联：升失氧化还原剂降得还原氧化剂

二、常见的氧化剂

A活泼非金属单质：F2 CI2 Br2 O2等

具有得电B高价元素含氧酸盐：H2SO4 HNO3 HCIO

子的能力KMnO4 KNO3 KCIO3等

C某些（过）氧化物：MnO2 Na2O2 H2O2SO3

D高价金属阳离子：Fe3+ Cu2+ Ag+等

三、常见的还原剂

A活泼金属：K Ca Na Mg Al Zn Fe等

具有失电B气体：CO H2NH 3等

子的能力C含低价或中间价元素化合物：H2S HI

Na2SO3等

四、反应规律

1、“价性统一”规律元素在物质中所处的价态，决定着该元素的氧化还原性。一般说来，“同种元素多种

价，高价氧化低价还，中间价态两俱全”。即：①某种元素处于最高价态时，则含有该元素的物质具有氧化性。如：KMnO4、H2SO4、HNO3、FeCl3等。②某种元素处于最低价态时，则含有该元素的物质就具有还原性。如HCI、Na2S等。③某元素处于中间价态时，则含有该元素的物质，即具有氧化性又具有还原性。如：S、Fe2+、SO2等。此规律用于判断元素或物质是否有氧化性、还原性。

2、“强生弱”规律在氧化还原反应中，虽然氧化剂、氧化产物都具有氧化性，还原剂、还原产物都具

有还原性，但其氧化性与还原性的强弱有所不同。其氧化性：氧化剂＞氧化产物；还原性：还原剂＞还原产物，即规律是“氧生还，还生氧，强强生弱弱”：

氧化剂＋还原剂→还原产物＋氧化产物

（强氧化性）（强还原性）（弱还原性）（弱氧化性）

此规律用于制备物质或比较物质间氧化性、还原性的强弱。如：2FeCl3＋Cu →2FeCl2＋CuCl2，氧化性：Fe3＋＞Cu2＋，还原性：Cu＞Fe2＋。

3、“化合价归中”规律氧化还原反应中，同一元素不同价态之间发生氧化还原反应时，化合价的变化一定

遵循“高价+ 低价中间价”的规律。也可归纳为：“只靠拢，不交叉”；根据这个规律：便于我们判断氧化产物和还原产物，标明电子转移的关系。例如：H2S + H2SO4 →S + SO2 + 2H2O

4、“强先弱后”规律一种还原剂同时与多种氧化剂相遇时，氧化性强的物质先被还原，并按“强先弱后”的先

后顺序依次发生反应。一种氧化剂同时与多种还原剂相遇时，还原剂也按由强至弱的顺序依次与氧化剂反应。如，将锌粉加入到含Cu2＋、Fe2＋的溶液中，铜将先被置换出来。根据这个规律，可判断氧化还原反应发生的先后次序，写出相应的化学方程式。如：把Cl2通入FeBr2溶液中：2Fe2+ + Cl2→2Fe3+ + 2Cl—，2Fe2+ + 4Br—+3Cl2→2Fe3+ + 2Br2 + 6Cl—。

5、“电子守恒”规律在氧化还原反应的发生过程中，氧化剂所得电子完全来自于还原剂所失电子，即氧化

剂得电子总数等于还原剂失电子总数。

五、氧化性、还原性强弱比较

1、根据反应式比较如反应规律2“强生弱”规律

2、根据活动性顺序比较K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb（H）Cu Hg Ag Pt Au(还原性渐弱)

①金属活动性顺序：K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+ Fe2+Sn2+ Pb2+（H+）Cu2+Fe3+Ag+(氧化性渐强)

- 0 -

②非金属活动顺序： 氧化性渐弱 F 2> Cl 2 > O 2> Br 2>I 2>S> P>C>Si> H 2

还原性渐强 F －< Cl －< Br －

3、根据元素周期表比较

同周期从左到右氧化性增强：Na

4、根据氧化产物的价态高低比较 如：2Fe+3CI 2=2 Fe CI 3 Fe+ S =FeS 氧化性：CI 2> S

总的来说，比较氧化性和还原性强弱的根本依据在于得失电子能力的大小，即得失电子的难易，而绝

不能以得失电子的数目多少判断。

5、根据原电池的两极和电解池两极的放电顺序判断：

原电池中：活拨性较强的金属为负极，活拨性较弱的金属为正极

电解池：

⑴阳极放电顺序： 金属＞S 2—＞I —＞Br —＞Cl —＞OH —＞含氧酸根＞F —（实际上在水溶液中的电解，OH —后面

的离子是不可能放电的，因为水提供的OH —会放电）

⑵阴极放电顺序： 阴极上的阳离子放电顺序： Ag +＞Fe 3+＞Cu 2+＞Fe 2+＞Zn 2+＞H +＞Al 3+＞Mg 2+（类似，在水

溶液中的电解，H +后面的离子一般是不放电的，因为水提供的H +会放电）

六、反应条件对氧化－还原反应的影响．

1．浓度：可能导致反应能否进行或产物不同

8HNO 3(稀)＋3Cu →2NO↑＋2Cu(NO 3)2＋4H 2O S+6HNO 3(浓)→H 2SO 4+6NO 2↑+2H 2O

3(浓)＋Cu →2NO 2↑＋Cu(NO 3)2＋2H 2O 3S+4 HNO 3(稀)→3SO 2+4NO↑+2H 2O

2．温度：可能导致反应能否进行或产物不同

Cl 2+2NaOH －→NaCl+NaClO+H 2O 3Cl 2+6NaOH －→5NaCl+NaClO 3+3H 2O

3．溶液酸碱性.

2S 2- ＋SO 32-＋6H +→3S↓＋3H 2O 5Cl -＋ClO 3-＋6H + → 3Cl 2↑＋3H 2O

S 2-、SO 32-，Cl -、ClO 3—在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存. Fe 2+与NO 3-在碱性条件下共存,但

当酸化后即可反应.3Fe 2+＋NO 3-＋4H + → 3Fe 3+＋NO↑＋2H 2O 。 一般含氧酸盐作氧化剂,在酸性条件下,

氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性KMnO 4溶液氧化性较强.

考点2 离子反应方程式与离子共存

一、离子共存问题

离子在溶液中能否大量共存，涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。凡能使溶液中因反应发生使

有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子（包括

氧化一还原反应）. 判断离子共存时，审题一定要注意题中给出的附加条件。如酸性溶液（H ＋）、碱性溶液（OH -）、

能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H ＋或OH -=1×10-a mol/L(a>7或a<7)的溶液；MnO 4-,NO 3-等在

酸性条件下具有强氧化性；注意题目要求“一定．．大量共存”还是“可能．．大量共存”；“不能大量共存”还是“一定．．

不能大量共存”。

1．不能在酸性溶液中大量共存的离子

(1)有气体产生。如：CO 32－ HCO 3 S 2 SO 32－ HSO 3－ S 2O 32－ 等。

(2)生成难电离物质：OH PO 43－ HPO 42－ H 2PO 4 SiO 32 F － CIO － CH 3COO － C 6H 5O －

2．不能在碱性溶液中大量共存的离子：Mg 2+ AI 3+ Zn 2+ Fe 2+ Fe 3+ H ＋ Cu 2+ Ag + NH 4+

3．不能在酸性溶液中也不能在碱性溶液中大量共存的离子 HCO 3－ HPO 42－ H 2PO 4－ HSO 3－ HS －

4．相互间生成沉淀而不能共存的离子

SO 42－与Ba 2+ Pb 2+ Ca 2+ 不能共存； CO 32－与Ca 2+ Mg 2+ Ba 2+ 不能共存；

S 2－与Cu 2+ Pb 2+ 不能共存。 Ag +与SO 42－ S 2－ CO 32－ PO 43－ Cl － Br － I －不能共存。

5．相互间发生氧化还原反应而不能共存的离子

酸性条件下NO 3－ MnO 4－ CIO －与 Fe 2+ S 2－ HS － SO 32－ HSO 3－ Br － I －不能共存；

冷、稀

4 高温

Fe3+与I－S2－不能共存

6．双水解的离子不能共存如AI3+ Fe3+ NH4＋与AlO2－CO32－HCO3－S2－

7．某些离子只能存在于一定PH范围内

（1）只能存在于酸性溶液中：水解呈酸性的离子：如Fe2+、Fe3+、Al3+、NH4+等

（2）只能存在于碱性溶液中：水解呈碱性的离子：如CO32－HCO3－S2－HS－HPO42－H2PO4－PO43－F－ClO－AlO2－SiO32－CH3COO－CN－C6H5O－等

8．若溶液无色，则不能含有的离子是：Fe2+（浅绿色）、Fe3+（黄棕色）、Cu2+（蓝色）、MnO4－（紫色）。

二、常见阴离子的检验

OH－:能使无色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示剂分别变为红色、蓝色、黄色。

CO32－和HCO3－:碳酸盐和碳酸氢盐遇酸即放出CO2气体，能使澄清石灰水变浑浊。

CO32－+ 2H+ →H2O + CO2↑ HCO3－+ H+ →H2O + CO2↑ CO2 + Ca(OH)2 →H2O + CaCO3↓

NO3－:浓溶液或晶体中加入铜片、浓硫酸加热，放出红棕色气体。

3Cu +8NO3－+8H+ →3Cu(NO3)2 +4H2O+2NO↑ NO + O2 →2NO2

PO43－:方法一：加入AgNO3溶液，若有PO43－存在，即有浅黄色Ag3PO4沉淀生成，沉淀在硝酸中都能溶解。PO43－+ 3Ag+ →Ag3PO4↓

SO42－:硫酸盐遇可溶性钡盐，生成白色沉淀BaSO4，不溶于酸。SO42－+ Ba2+ →BaSO4↓

S2－:硫化物与稀酸作用放出H2S气体，有臭鸡蛋气味，并能使乙酸铅试纸出现黑色。

S2－+ 2H+→H2S↑H2S + Pb(Ac)2 →2HAc + PbS↓

SO32－: 方法一：亚硫酸盐遇强酸就放出SO2气体，该气体能使品红溶液褪色。能与BaCl2溶液反应，生成白色BaSO3沉淀，该沉淀溶于盐酸，生成无色有刺激性气味的SO2气体。

SO32－+ 2H+→H2O + SO2↑SO32－+ Ba2+ →BaSO3↓ BaSO3+ 2H+ →Ba2++H2O + SO2↑

S2O32－:硫代硫酸盐遇强酸放出SO2，生成淡黄色硫沉淀。S2O32－+ 2H+ →H2O + S↓ + SO2↑

Cl－:能与硝酸银反应，生成白色的AgCl沉淀，沉淀不溶于稀硝酸，能溶于氨水，生成[Ag(NH3)2]+。

Ag+＋Cl－→AgCl↓ Ag+＋2NH3.H2O→[Ag(NH3)2]+

Br－:方法一：能与硝酸银反应，生成淡黄色AgBr沉淀，该沉淀不溶于稀硝酸。

Br－＋Ag＋→AgBr↓

方法二：加入氯水，再加入氯仿，摇荡，氯仿层显黄色或红棕色，且加入淀粉试剂不变蓝，示有Br－。

2Br－＋Cl2→2Cl－＋Br2

I－:方法一：加入AgNO3溶液，有碘离子存在，即生成黄色AgI沉淀，沉淀不溶于硝酸和氨水。

I－＋Ag+ →AgI↓

方法二：加入氯水，再加入氯仿，摇荡，氯仿层显紫红色，若加入过量氨水，紫红色消失。紫红色物质能使淀粉试剂变蓝。2I－＋Cl2→2Cl－+ I2

三、常见阳离子的检验

H+ : 能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。

K+:焰色反应检验，透过蓝色的钴玻璃呈紫色。

Na+:焰色反应检验，火焰呈黄色。

Ca2+：在含有Ca2+的溶液中加入(NH4)2C2O4，即生成白色CaC2O4沉淀，溶于HCl而不溶于HAc。

Ca2+ + C2O42－→CaC2O4↓

NH4+: 铵盐（或浓溶液）与NaOH浓溶液反应，并加热，能放出使湿润的红色石蕊试纸变蓝的有刺激性气味的气体。NH4+ + OH－→H2O + NH3↑

Mg2+: 能与NaOH溶液反应生成白色Mg(OH)2沉淀，该沉淀能溶于NH4Cl溶液。

Mg(OH)2 +2NH4+→Mg2++2NH3.H2O

Al3+ :在含有Al3+的溶液中加入氨水，即得白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于HCl和NaOH溶液。

Al3+ + 3NH3.H2O→3NH4+ + Al(OH)3↓

Fe2+ : 能与少量NaOH溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。

或向亚铁盐的溶液里加入KSCN溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，立即显红色。

Fe 2+＋2OH－→Fe (OH)2↓ 4Fe (OH)2＋O2＋2H2O →4 Fe (OH)3 2Fe2++Cl2→2Fe3++2Cl－

Fe3+: 三价铁盐遇到硫氰化物溶液，能生成血红色Fe(SCN)3溶液。能与NaOH溶液反应，生成红褐色Fe(OH)3沉淀。3SCN－+ Fe3+ →Fe(SCN)3Fe 3+＋3OH－→Fe (OH)3↓

Cu2+ : 方法一溶液颜色显蓝色；

方法二含Cu2+的蓝色水溶液（浓的CuCl2溶液显绿色），能与NaOH溶液反应，生成蓝色的Cu(OH)2沉淀，加热后可转变为黑色的CuO沉淀。含Cu2+溶液能与Fe、Zn片等反应，在金属片上有红色的铜生成。Cu2+＋2OH－→Cu(OH)2↓ Cu(OH)2→CuO+H2O Cu2+ +Fe→Cu + Fe2+

Ag+ : 在含有Ag+的溶液中加入HCl，得白色AgCl沉淀，能溶于氨水，将此溶液经硝酸酸化后，又析出AgCl。Ag+ + Cl－→AgCI↓ AgCl＋2NH3.H2O→[Ag(NH3)2]Cl

四、离子方程式常见错误判断及原因分析

注意：审题时应注意题中给出的附加条件。①加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H+或OH-=1×10-10mol/L的溶液都有两种可能，酸溶液或碱溶液。②无色溶液则没有MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+。澄清溶液即没有沉淀。③遇淀粉碘化钾试纸变蓝色的溶液具有较强的氧化性。遇pH试纸变蓝色的溶液显碱性。

1、铜与浓盐酸反应Cu+2H+ →Cu2++H2↑ （错，不能反应）

2 、Fe+HCl(浓) 2Fe+6H+ →2Fe3++3H2↑ （错，生成Fe2+）

3、.Ca(ClO)2溶液中通入少量SO2 Ca2++2ClO-+SO2+H2O→CaSO3↓+2HClO （错，要发生氧化还原反应）

4、FeS+HNO3(稀) FeS+2H+ →Fe2++H2↑ （错，要发生氧化还原反应）

5、Na2SO3+HNO3(稀) SO32-+2H+ →SO2↑+H2O （错，要发生氧化还原反应）

6、Fe(OH)2+ HNO3(稀) Fe(OH)2+2H+ →Fe2++2H2O （错，要发生氧化还原反应）

7 、Fe(OH)3+HI Fe(OH)3+3H+→Fe3++3H2O （错，要发生氧化还原反应）

8、NaAlO2溶液中通入过量CO2 2 AlO2-+CO2+3H2O→2Al(OH)3↓+CO32- （错，生成HCO3-）

9、C6H5ONa溶液中通入少量CO22C6H5O-+CO2+H2O→2C6H5OH+CO32-（错，生成HCO3-）

10、氨水中通入过量SO2NH3?H2O+SO2→NH4++HSO3-(对)

11、NaAlO2溶液中加入少量盐酸AlO2-+H++H2O→Al(OH)3↓ （对）

12、向碳酸钠溶液通入少量SO2 2 CO32-+SO2+H2O→2 HCO3-+ SO32- （对）

13、Na2S水解S2-+2H2O→H2S+2OH- （错）

14、NaHSO4溶液和Ba(OH)2溶液反应呈中性H++SO42-+Ba2++OH- →BaSO4↓+H2O （错）

15、碳酸氢钠溶液与足量的足量澄清石灰水反应HCO3-+Ca2++OH- →CaCO3↓+H2O （对）

考点3 化学反应中的能量变化

一、热化学方程式

1、书写热反应方程式应注意的问题：

⑴注意反应热Q与测定条件(温度、压强等)有关。因此书写热化学方程式时应注明Q的测定条件。绝大多数

Q是在25℃、101325Pa下测定的，可不注明温度和压强。

⑵Q常写在化学方程式的右边，若为放热反应Q为“＋”；若为吸热反应Q为“－”。Q的单位一般为kJ

⑶注意热化学方程式中各物质化学式前面的化学计量数仅表示该物质的物质的量，并不表示物质的分子或原

子数，因此化学计量数可以是整数，也可以是分数。

⑷注意反应物和产物的聚集状态不同，反应热数值以及符号都可能不同。因此，必须注明物质的聚集状态(s、

l、g)才能完整地体现出热化学方程式的意义。热化学方程式中不用“↑”和“↓”。

⑸注意热化学方程式是表示反应已完成的数量。由于Q与反应完成物质的量有关，所以方程式中化学式前

面的化学计量数必须与Q相对应，如果化学计量数加倍，则Q也要加倍。当反应逆向进行，其反应热与正反应的反应热数值相等，符号相反。如：已知H2(g)+1/2O2(g)→H2O(1) ＋285.8kJ。则2H2(g)+O2(g) →2H2O(1)＋571.6 kJ；H2O(1) →H2(g)+1/2O2(g) －285.8 kJ。

⑹Q的单位kJ的含义,并不是指每摩尔具体物质反应时伴随的能量变化是多少千焦，而是指给定形式的具体

反应以各物质的化学计量数来计量其物质的量时伴随的能量变化。如2H2(g) + O2(g) →2H2O(g) ＋

483.6 kJ中的反应热是指每摩尔反应[2H2(g) + O2(g) →2H2O(g)]，放出的热量为483.6kJ。因此Q与化学反应方程式的写法有关，如：H2(g) + 1/2 O2(g) →H2O(g) ＋241.8 kJ。另外反应热还与反应物的状态有关：2H2(g) + O2(g)→2H2O(l) ＋571.6 kJ。

⑺不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热Q表示反应进行到底（完全转化）时的能量变化。如：

2SO2(g)＋O2(g)→2SO3(g)＋197 kJ ，是指2mol SO2(g)和1mol O2(g)完全转化为2mol SO3(g)时放出的能

量。若在相同的温度和压强时，向某容器中加入2mol SO2(g)和1mol O2(g)反应达到平衡时，放出的能量为Q，因反应不能完全转化生成2mol SO3(g)，故Q＜197kJ。

2、书写热化学方程式的一般步骤

(1)依据有关信息写出注明聚集状态的化学方程式，并配平。

(2)根据化学方程式中各物质的化学计量数计算相应的反应热的数值。

(3)如果为放热反应Q为正值，如果为吸热反应则Q为负值。常写在第一步所得方程式的右面。

(4)如果题目另有要求，如反应燃料燃烧热的热化学方程式和有关中和热的热化学方程式，可将热化学方程式

的化学计量数变换成分数。

二、盖斯定律的应用和有关燃烧热和中和热的计算

化学反应中反应热的大小与反应物、生成物的种类、量及聚集状态有关，与反应途径无关。根据能量守恒定律，无论反应是一步完成还是几步完成，只要反应的起始状态和终了状态确定，反应热就是个定值，这就是著名的盖斯定律。

考点4 钠及其化合物的性质

一、知识网：

有关反应方程式⑴2Na + O2→2Na2O ⑵2Na+ O2点燃

Na2O2⑶2Na + 2H2O→4NaOH + H2↑

2Na + 2H2O →4Na+ + 4OH－+ H2↑⑷2Na + Cl2→2NaCl ⑸2NaCl 2Na + Cl2

⑹Na2O + 2HCl →2NaCl + H2O + Na2O + 2H+→2Na+ + H2O

⑺2Na2O2 + 4HCl →4NaCl + 2H2O + O2↑2Na2O2 + 4H+→4Na+ + 2H2O + O2↑

⑻2NaOH + CO2→Na2CO3 + H2O 2OH－+ CO2→CO32-+ H2O

⑼Na2CO3 + Ca(OH)2→CaCO3↓ + 2NaOH CO32-+ Ca2+→CaCO3↓

⑽Na2O + H2O →2NaOH Na2O + H2O →2Na+ + 2OH－

⑾2Na2O2 + 2H2O →4NaOH + O2↑2Na2O2 + 2H2O →4Na+ + OH－+ O2↑

⑿2Na2O2 + 2CO2→2Na2CO3 + O2

⒀Na2O + CO2→Na2CO3

⒁Na2CO3 + 2HCl →2NaCl + H2O + CO2↑CO32-+ 2H+→H2O + CO2↑

⒂Na2CO3 + CO2 + H2O →2NaHCO3CO32-+ CO2 + H2O →2HCO3-

⒃NaHCO 3 + NaOH → Na 2CO 3 + H 2O HCO 3-+ OH －

→ CO 32-+ H 2O

⒄NaHCO 3 + HCl → NaCl + H 2O + CO 2↑ HCO 3-+ H + → H 2O + CO 2↑

⒅NaCl + NH 3 + CO 2 + H 2O → NH 4Cl + NaHCO 3↓

二．钠的性质

1. 钠的物理性质及钠跟水的反应：2Na + 2H 2O → 4NaOH + H 2↑ 2Na + 2H 2O →4Na + + 4OH －+ H 2↑

2. 钠与氧气的反应 ：⑴2Na + O 2 → 2Na 2O ⑵2Na 点燃Na 2O 2

钠在空气中放置发生的变化：钠放置在空气中，首先被氧气氧化成Na 2O ；Na 2O 进一步与空气中的水 蒸气反应生成NaOH ；NaOH 吸收空气中的水蒸气和CO 2生成碳酸钠晶体；碳酸钠晶体会逐渐风化而成

Na 2CO 3。即其变化过程是：

这里发生的反应有：①4Na+O 2 → 2Na 2O ②Na 2O+H 2O → 2NaOH ③2Na+2H 2O → 2NaOH+H 2↑

④ 2NaOH+CO 2+9H 2O → Na 2CO 3·10H 2O ⑤Na 2CO 3·10H 2O → Na 2CO 3+10H 2O

三、钠的氧化物

1．Na 2O ：白色，具有碱性氧化物的通性，不稳定，可继续氧化成Na 2O 2

2．Na 2O 2：淡黄色固体

①淡黄色，跟水反应放出O 2→供氧剂、漂白剂；2Na 2O 2+2H 2O → 4NaOH+O 2↑

②跟CO 2反应放出O 2→供氧剂、漂白剂。 2Na 2O 2+2CO 2 → 2Na 2CO 3+O 2↑

四、钠盐

1．Na 2CO 3：

（1）物理性质：易溶于水的白色粉末

（2）化学性质：①与酸反应放出CO 2，与Ca(OH)2反应生成NaOH ②Na 2CO 3·10H 2O 易风化，水解显碱性

（3）用途：制玻璃、造纸、制皂、洗涤剂

（4）制法：氨碱法（索尔维法）、侯氏制碱法

2．NaHCO 3：

（1）物理性质：易溶于水的白色细小晶体，溶解度比Na 2CO 3小（相同温度下）

（2）化学性质：

①与酸反应放出CO 2（剧烈） HCO 3-+H + → H 2O+CO 2↑

碳酸氢钠、碳酸钠分别与同浓度、同种酸作用时前者反应速率快

②与NaOH 反应生成Na 2CO 3 HCO 3-+OH - → CO 32-+H 2O

③受热易分解 2NaHCO 3 Na 2CO 3+H 2O+CO 2↑

④水解显弱碱性HCO

3- +H 2O H 2CO 3+OH -

（3）用途：发酵粉、灭火剂、治胃酸过多 一般说来，碳酸和碳酸盐的热稳定性有下列规律：

① H 2CO 3＜MHCO 3＜M 2CO 3（M 为碱金属）

② 同一主族元素（如碱金属元素）的碳酸盐：Li 2CO 3＜Na 2CO 3＜K 2CO 3 ＜Rb 2CO 3 ③ 碱金属的碳酸盐＞碱土金属的碳酸盐＞过渡元素的碳酸盐。

3．Na 2SO 4：

（1）晶体Na 2SO 4·10H 2O ，俗名芒硝

（2）用途：制玻璃、造纸、染色、纺织、制水玻璃、缓泻剂

4．常见碳酸盐及碳酸氢盐溶解性规律

（1）易溶于水的碳酸盐其溶解度大于相应碳酸氢盐。例：Na 2CO 3溶解度大于NaHCO 3的溶解度。

（2）难溶于水的碳酸盐其溶解度小于相应碳酸氢盐。例：CaCO 3的溶解度小于Ca(HCO 3)2的溶解度。

考点5 碱金属元素

（1）碱金属元素单质的化学性质：

①相似性：碱金属元素在结构上的相似性，决定了锂、钠、钾、铷、铯在性质上的相似性，碱金属都是强还

原剂，性质活泼。具体表现在都能与O2、Cl－、水、稀酸溶液反应，生成含R+（R为碱金属）的离子化合物；

他们的氧化物对应水化物均是强碱；

②递变性：随着原子序数的增加，电子层数递增，原子半径渐大，失电子渐易，还原性渐强，又决定了他们在性质上的递变性。具体表现为：①与O2反应越来越剧烈，产物越来越复杂，②与H2O反应越来越剧烈，③随着核电荷数的增强，其最高价氧化物对应的水化物的碱性增强：

>>>>；

CsOH RbOH KOH NaOH LiOH

（2）实验是如何保存锂、钠、钾：均是活泼的金属，极易氧化变质甚至引起燃烧，它们又都能与水、水溶液、醇溶液等发生反应产生氢气，是易燃易爆物质，存放它们要保证不与空气、水分接触；又因为它们的密度小，所以锂只能保存在液体石蜡或封存在固体石蜡中，而将钠、钾保存在煤油中；

（3）碱金属的制取：金属Li和Na主要是用电解熔融氯化物的方法制取；金属K因为易溶于盐不易分离，且电解时有副反应发生，故一般采用热还原法用Na从熔融KCl中把K置换出来（不是普通的置换，而是采用置换加抽取的方法，属于反应平衡）；铷和铯一般也采用活泼金属还原法制取。

（4）．焰色反应操作的注意事项有哪些？

①蘸取待测物的金属丝本身在火焰上灼烧时应无颜色，同时熔点要高，不易被氧化．用铂丝效果最好，也

可用铁丝、镍丝、钨丝等来代替铂丝．但不能用铜丝，因为它在灼烧时有绿色火焰产生．

②金属丝在使用前要用稀盐酸将其表面的氧化物洗净，然后在火焰上灼烧至无色，以除去能起焰色反应的

少量杂质．

③观察钾的焰色时，要透过蓝色的钴玻璃片，因为钾中常混有钠的化合物杂质，蓝色钴玻璃可以滤去黄色

火焰，以看清钾的紫色火焰．

考点6 物质的量

一、阿伏加德罗定律

1．内容在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。即“三同”定“一同”。

2．推论：⑴同温同压下，V1/V2=n1/n2 ⑵同温同体积时，p1/p2= n1/n2=N1/N2

⑶同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1 ⑷同温同压同体积时，W1/W2=M1/M2=ρ1/ρ2

注意：

①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。

二、阿伏加德罗常数

物质的量是以阿伏加德罗常数来计量的，0.012kg碳-12所含的碳原子数就是阿伏加德罗常数(NA)。6.02 ×

1023是它的近似值。注意：叙述或定义摩尔时一般用“阿伏加德罗常数”，在具体计算时常取“6.02×1023”。

注意：（1）阿伏加德罗定律也适用于混合气体。（2）考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3、乙醇等。（3）物质结构和晶体结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及稀有气体He、Ne等单原子分子，Cl2、N2、O2、H2双原子分子。胶体粒子及晶体结构：P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。（4）要用到

22.4L·mol－1时，必须注意气体是否处于标准状况下，否则不能用此概念；（5）某些原子或原子团在水溶液

中能发生水解反应，使其数目减少；（6）注意常见的的可逆反应：如NO2中存在着NO2与N2O4的平衡；（7）不要把原子序数当成相对原子质量，也不能把相对原子质量当相对分子质量。（8）较复杂的化学反应中，电子转移数的求算一定要细心。如Na2O2+H2O；Cl2+NaOH；电解AgNO3溶液等。（9）常见有关阿伏加德罗常数(NA)的考题：

考点7 物质的量浓度

1．物质的量浓度。

物质的量浓度是以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量。符号用c B表示，表达式：C B＝单位常用mol/L。

注意：①单位体积为溶液的体积，不是溶剂的体积。②溶质必须用物质的量来表示。计算公式为概念中的单位体积一般指1升，溶质B指溶液中的溶质，可以指单质或化合物，如c（Cl2）=0.1mol/L，c（NaCl）=2.5mol/L；也可以指离子或其它特定组合，如c（Fe2+）=0.5mol/L, c（SO42-）=0.01mol/L等。

2．溶液的稀释与混合

(1) 溶液的稀释定律

由溶质的质量稀释前后不变有：m B =m浓×ω浓=m稀×ω稀%

由溶质稀释前后物质的量不变有：C B =c浓×V浓=c稀×V稀%

(2) 溶液在稀释或混合时，溶液的总体积不一定是二者混合的体积之和。如给出溶液混合后的密度，应根据质

量和密度求体积。

3．物质的量浓度与溶质质量分数ω%的换算(ρ为该溶液的密度)：？

4．一定物质的量浓度溶液的配制

(1)仪器：容量瓶，容量瓶有各种不同的规格，一般有100mL200 250mL、500mL和1000mL等几种。(2)步骤：

①计算：计算所需固体溶质质量或液体溶质的体积。②用托盘天平称量固体溶质或用量筒量取液体体积。

③溶解：将溶质加入小烧杯中，加适量水溶解。④移液洗涤：将已溶解而且冷却的溶液转移到容量瓶中，

并用玻璃棒引流，再洗涤烧杯和玻璃棒2—3次，将洗涤液倒入容量瓶中。⑤定容：缓缓向容量瓶中注入蒸馏水，直到容量瓶液面接近刻度线1cm-2cm时，改用胶头滴管滴加蒸馏水至溶液的凹液面正好与刻度线相切，盖好，反复上下颠倒，摇匀。最后将容量瓶中溶液转移到试剂瓶中备用。

考点8 卤族元素

一、氯及其化合物

1、氯气的化学性质

(1)氯气与金属的反应Cl2 +2Na→2NaCl（剧烈燃烧，产生白烟）

3Cl2 +2Fe→FeCl3（剧烈燃烧，产生棕色烟，溶于水得黄色的氯化铁溶液）

Cl2+Cu→CuCl2（剧烈燃烧，产生棕黄色烟，溶于水形成绿→蓝色的氯化铜溶液）

(2)氯气与非金属的反应

Cl2 +H2→2HCl（氢气在氯气中燃烧，产生苍白色火焰，生成白雾；用强光照射氢气、氯气混合气体，发生爆炸，并产生大量白雾，生成物是氯化氢。得出广义燃烧的概念）

磷在氯气中也能燃烧，产生白色烟雾：3Cl2 +2P→2PCl3Cl2 +PCl3→PCl5

(3)氯气和水的反应常温下，1体积水中能溶解为2 体积的氯气。Cl2+H2O HCl+HClO

(4)氯气和碱溶液的反应Cl2 + 2NaOH→NaClO + NaCl + H2O Cl2＋2OH－→Cl－＋ClO—+H2O

2Cl2＋2Ca(OH)2→CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O（工业上用此原理制漂白粉）

（5）氯气与有机物的反应CH4 + Cl2→ 2CH3Cl + HCl CH2=CH2 + Cl2→ CH2Cl-CH2Cl

2、氯气的制法

(1)实验室制法原理→装置→除杂→干燥→验纯→收集→尾气处理

①反应原理：强氧化剂氧化HCl中的Cl—为Cl2：

MnO2+ 4HCl（浓）→MnCl2 +Cl2↑+ 2H2O 2KMnO4＋16HCl浓→2MnCl2＋2KCl＋5Cl2↑＋H2O

②发生装置：

③洗气：除HCl：通入饱和食盐水，除水蒸汽：通入浓

H2SO4或P2O5固体或CaCl2固体。

④检验：①观察法（黄绿色）；②用湿润的淀粉－KI试

纸（变蓝）；③湿润的蓝色石蕊试纸（变红）。

⑤收集方法：向上排空气法排饱和食盐水的方法⑥尾

气吸收：用NaOH溶液吸收：

l2＋2NaOH→NaCl＋NaClO＋H2O

⑥操作步骤：①检查装置的气密性。②在烧瓶中加入少量的二氧化锰粉末，分液漏斗中加入浓盐酸。③从

分液漏斗慢慢向烧瓶中注入浓盐酸，缓缓加热。④当有连续气泡出现时开始收集Cl2。⑤多余的氯气用NaOH溶液吸收。

(2)氯气的工业制法：①2NaCl + 2H2O →2NaOH + H2↑+ Cl2↑ ② 2NaCl（熔融）→2Na＋Cl2↑

3、氯水成分的多样性和性质的多重性

+H2O HCl+HClO；HClO H+＋ClO－；H2O H++ OH－；三种分子：

氯水中存在三个平衡：Cl

Cl2、H2O 、HClO；四种离子：H+、CI－、ClO－、OH－。其性质有：

不稳定性: 2HClO →2HCl+O2↑ 酸性:HCl+HClO +2NaOH→NaClO + NaCl + 2H2O

强氧化性HClO＋Cl2: 能将Fe2+、I－、S2－、SO32－分别氧化为Fe3+、I2、S、SO42－。

漂白性HClO有漂白性、沉淀反应:CI－+Ag+→AgCI↓。

4、次氯酸及其盐

次氯酸具有：①不稳定性②弱酸性；酸性弱于碳酸：Ca(ClO)2＋2CO2＋2H2O→Ca(HCO3)2＋2HCIO Ca(ClO)2＋2HCl(稀)→CaCl2＋2HClO ③漂白性：氧化漂白，被漂白的物质不能恢复原色，能漂白酸碱指示剂。次氯酸盐: ①水解ClO－+H

O HClO + OH－，显碱性。②强氧化性。

5、CI－的检验

加入AgNO3和稀硝酸，有不溶于稀硝酸的白色沉淀生成。次氯酸盐和氯酸盐不会生成白色沉淀。

二、卤族元素

1、结构的异同点及递变性

相同点：元素原子最外层电子数相同，都是七个电子

原子结构的异同不同点：核电荷数不同（增多）；电子层数不同（增加）；

递变性：原子半径不同（增大）;非金属性: F ＞Cl ＞Br ＞I

原子结构特点⑴最外层都有７个电子；⑵同周期元素原子半径最小；⑶易得电子形成阴离子；

⑷阴离子半径>原子半径；⑸最低价－１价，最高价＋７价，氟无正价。

2．卤素单质的物理性质及递变规律

单质F2Cl2Br2I2

颜色淡黄绿色黄绿色深棕红色紫黑色

状态气体气体液体固体

密度逐渐增大

毒性剧毒有毒有毒弱毒

熔沸点依次升高（分子晶体，随M增大分子间作用力增强）

在水中的溶剧烈依次减小，反应渐难

解性、颜色反应黄绿橙黄黄褐

有机溶剂易溶橙红紫红

溶液颜色

物理特性：液溴Br2易挥发，有毒、强腐蚀性，水封密闭，低温保存。

碘I2易升华（用于分离提纯碘I2）

3.卤素单质（X2）化学性质的相似性（与Cl2相似）及递变规律→

⑴与金属反应：2 M ＋n X2 →2MX n ( X ＝F、Cl、Br、（I2除外）) 2Fe＋3Cl2→2FeCl3

Cu+Cl2→CuCl2 2 Fe+3Br2→2FeBr3Cu+Br2→CuBr2

Fe+I2→FeI22Cu+ I2→2CuI （Fe+S→FeS 2Cu+S→Cu2S ）

⑵与Ｈ2反应：Ｈ2+X2→2HX

X2＋H2→2HX （X ＝F、Cl、Br、I ）反应渐难，生成物稳定性渐弱

F2冷暗处爆炸；Cl2光照或加热燃烧或爆炸；Br2加热；I2加热，反应可逆。

(3)与水反应：

X2＋H2O HX ＋HXO （X ＝Cl、Br、I ）

溶解度渐小，反应渐难

特例：2F2＋2H2O →4HF ＋O2↑( 剧烈反应，甚至爆炸) (水做还原剂)

(4)与强碱反应：

X2＋NaOH →NaX ＋NaXO ＋H2O （X ＝Cl、Br、I ）( F例外)

（5）X2与还原性物质的反应如：

H2S ＋X2 →2HX ＋S SO2＋2H2O ＋X2 →H2SO4＋2HX

(6)X2与有机物的反应——卤代和加成

(7)相互间置换：F2>Cl2>Br2>I2，卤素单质（X2）活动性的比较F2＞Cl2＞Br2＞I2按顺序可发生前换

后的置换反应，F2不能从水溶液中置换，其余置换可在水溶液中进行。(卤化氢与活泼卤素间也可置换) Cl2+2Br－→Br2 + 2Cl－Cl2+2I－→I2 + 2Cl－Br2+2I－→I2 + 2Br－(I2+S2－→S + 2I－)

4.X－（Cl－、Br－、I－）的检验、鉴定

⑴ AgNO3 + HNO3试剂法：产生不溶于硝酸的沉淀AgCl↓(白色) 、AgBr↓(淡黄色) 、AgI↓(黄色)

⑵ Cl2（氯气或氯水）置换法（必要时，加有机溶剂萃取）

考点9 原子结构

X)

1．几个量的关系(A

Z

六种量包括：质子数中子数电子数质量数原子序数元素相对原子质量

(1).质量数（A）＝质子数（Z）+ 中子数（N）

(2.)原子中：质子数＝核电荷数＝原子序数＝原子的核外电子数

(3.)质子数（Z）＝阳离子的核外电子数+ 阳离子的电荷数

(4.)质子数（Z）＝阴离子的核外电子数－阴离子的电荷数

(5.)元素的相对原子质量：各种同位素的相对原子质量与同位素所占原子个数百分比的乘积之和，计算结果

是一个平均值。其计算公式为：Mr ＝A×a% + B×b% + C×c% + ……

2．同位素

⑴要点：同——质子数相同，异——中子数不同，微粒——原子。

⑵特点：同位素的化学性质几乎完全相同；自然界中稳定同位素的原子个数百分数不变。

注意：同种元素的同位素可组成不同的单质或化合物，如H2O和D2O是两种不同的物质。

3．相对原子质量

⑴原子的相对原子质量：以一个12C原子质量的1/12作为标准，其它原子的质量跟它相比较所得的数值。它

是相对质量，单位为1，可忽略不写。

⑵元素的相对原子质量：是按该元素的各种同位素的原子百分比与其相对原子质量的乘积所得的平均值。元

素周期表中的相对原子质量就是指元素的相对原子质量。

4．原子和离子结构示意图

注意：①要熟练地书写1～20号元素的原子和离子结构示意图。

②要正确区分原子结构示意图和离子结构示意图(通过比较核内质子数和核外电子数)。

5．微粒半径大小比较规律

⑴同周期元素(稀有气体除外)的原子半径随原子核电荷数的递增逐渐减小。

⑵同主族元素的原子半径和离子半径随着原子核电荷数的递增逐渐增大。

⑶电子层结构相同的离子，核电荷数越大，则离子半径越小。

⑷同种元素的微粒半径：阳离子<原子<阴离子。

⑸稀有气体元素的原子半径大于同周期元素原子半径。

⑹电子层数多的阴离子半径一定大于电子层数少的阳离子半径，但电子层数多的阳离子半径不一定大于电子

层数少的阴离子半径。

考点10 元素周期表

周期表

1．位、构、性三者关系

结构决定位置，结构决定性质，位置体现性质。

2．几个量的关系

周期数=电子层数

主族数=最外层电子数=最高正价数|最高正价|+|负价|=8

3．周期表中部分规律总结

⑴最外层电子数大于或等于3而又小于8的元素一定是主族元素；

最外层电子数为1或2的元素可能是主

族、副族或0族(He)元素；最外层电子数为8的元素是稀有气体元素(He除外)。

⑵在周期表中，第ⅡA与ⅢA族元素的原子序数差别有以下三种情况：①第1～3周期(短周期)元素原子序

数相差1；②第4、5周期相差11；③第6、7周期相差15。④各周期元素种类数：2 8 8 18 18 32 考点11 化学键非极性分子和极性分子

一、化学键：

1．概念：化学键：相邻的原子之间强烈的相互作用．

离子键：存在于离子化合物中

2．分类：共价键：存在于共价化合物和离子化合物中

金属键：存在于金属中

二、离子键：使阴、阳离子结合成化合物的静电作用。

离子化合物：由阴、阳离子相互作用构成的化合物。如NaCl Na2O Na2O2NaOH Na2SO4等。

说明：

（1）静电作用既包含同种离子间的相互排斥也包含异种离子间的相互吸引。是阴、阳离子间的静电吸引力与电子之间、原子核之间斥力处于平衡时的总效应。

（2）成键的粒子：阴、阳离子（3）成键的性质：静电作用

（4）成键条件：

①活泼金属（IA、IIA族）与活泼非金属（VIA、VIIA族）之间相互化合――――

ne n

me m

M M

X X

-

-

-+

+-

???→

???→

????→

吸引、排斥

达到平衡

离子键（有电子转移）

②阴、阳离子间的相互结合：+-

Na+Cl=NaCl（无电子转移）

（5）成键原因：

①原子相互作用，得失电子形成稳定的阴、阳离子；

②离子间吸引与排斥处于平衡状态；

③体系的总能量降低。

（6）存在：离子化合物中一定存在离子键，常见的离子化合物有强碱、绝大多数盐（PbCl2Pb(CH3COO)2等例外），强的金属的氧化物，如：Na2O Na2O2K2O CaO MgO等。

三．电子式：

1.概念：由于在化学反应中，一般是原子的最外层电子发生变化，所以，为了简便起见，我们可以在元素符号

周围用小黑点（或×）来表示原子的最外层电子。这种式子叫做电子式

例如：

2.离子化合物的电子式表示方法：

在离子化合物的形成过程中，活泼的金属离子失去电子变成金属阳离子，活泼的非金属离子得到电子变成非金属阴离子，然后阴阳离子通过静电作用结合成离子键，形成离子化合物。所以，在离子化合物的电子式中由阳离子和带中括号的阴离子组成且简单的阳离子不带最外层电子，而阴离子要标明最外层电子多少。

3．离子化合物的形成过程：

注：①不是所有的离子化合物在形成过程中都有电子的得失，如NH4+与Cl－结合成NH4Cl的过程。

②对于离子化合物化学式不等于分子式，在离子化合物中不存在分子，如NaCl的晶体结构为：

在这个结构中Na+和Cl-的个数比为1:1，所以氯化钠的化学式为NaCl。

四.共价键：

1．概念：原子之间通过共用电子所形成的相互作用。2．成键粒子：原子3．成键性质：共用电子对两原子的电性作用4．成键条件：同种非金属原子或不同种非金属原子之间，且成键的原子最外层电子未达到饱和状态5．成键原因：①通过共用电子对，各原子最外层电子数目一般能达饱和，由不稳定变稳定；②两原子核都吸引共用电子对，使之处于平衡状态；③原子通过共用电子对形成共价键后，体系总能量降低。6．存在范围：①非金属单质的分子中（除稀有气体外）：如O2/F2/H2/C60 ②非金属形成的化合物中，如SO2/CO2/CH4/H2O2/CS2 ③部分离子化合物中，如Na2SO4中的SO42-中存在共价键，NaOH的OH-中存在共价键，NH4Cl中的NH4+存在共价键

7．共价化合物的电子式表示方法：

在共价化合物中，原子之间是通过共用电子对形成的共价键的作用结合在一起的，所以本身没有阴阳离

子，因此不会出现阴阳离子和中括号如：

共价化合物的形成过程：

五、极性键和非极性键：共价键根据成键的性质分为非极性共价键和极性共价键。

1．极性键：不同种原子，对成键电子的吸引能力不同，共用电子对必然偏向吸引电子能力强（即电负性大）的原子一方，使该原子带部分负电荷（δ-），而另一原子带部分正电荷（δ+）。这样，两个原子在成键后电荷分布不均匀，形成有极性的共

价键。

（1）不同种元

素的原子形成的共价键叫极性共价键，简称极性键。

（2）形成条件：不同非金属元素原子间配对（也有部分金属和非金属之间形成极性键）。

（3）存在范围：气态氢化物、非金属氧化物、酸根、氢氧要、有机化合物。

2．非极性共价键：

（1）定义：（同种元素的原子）两种原子吸引电子能力相同，共用电子对不偏向任何一方，成键的原子不显电性，这样的共价键叫非极性键。简称非极性键。

（2）形成条件：相同的非金属元素原子间电子配对

（3）存在范围：非金属单质（稀有气体除外）及某些化合物中，如H2、N2、O2、H2O2中的O-O键、Na2O2中的O-O键。

3．物质中化学键的存在规律：

（1）离子化合物中一定有离子键，可能还有共价键。简单离子组成的离子化合物中只有离子键，如MgO、NaCl 等，复杂离子（原子团）组成的离子化合物中既有离子键又有共价键，既有极性共价键，又有非极性共价键。如：只含有离子键：MgO、NaCl、MgCl2 含有极性共价键和离子键：NaOH、NH4Cl、Na2SO4 含有非极性共价键和离子键：Na2O2、CaC2、Al2C3等

（2）共价化合物中只有共价键，一定没有离子键。

（3）在非金属单质中只有共价键：

（4）构成稀有气体的单质分子，由于原子已达到稳定结构，在这些原子分子中不存在化学键。

（5）非金属元素的原子之间也可以形成离子键，如NH4Cl

4．化学键强弱的比较：

（1）离子键：离子键强弱的影响因素有离子半径的大小的离子所带电荷的多少，既离子半径越小，所带电荷越多，离子键就越强。离子键的强弱影响物质的熔沸点、溶解性，其中离子键越强，熔沸点越高。如：离子化合物AlCl3与NaCl比较，r(Al3+)＜r（Na+），而阴离子都是Cl-，所以AlCl3中离子键比NaCl中离子键

强。

（2）共价键：影响共价键强弱的因素有成键原子半径和成键原子共用电子对数，成键原子半径越小，共用电子对数目越多，共价键越稳定、越牢固。例如：r（H）＜r(Cl)，所以H2比Cl2稳定，N2中含有N≡N共价三键，则N2更稳定。

考点12 氧族元素

一、氧族元素（O S Se Te Po第ⅥA族）

1．原子结构:

相同点：最外层均为6个电子不同点：随原子序数递增，电子层数依次增多，原子半径依次增大2．元素主要性质

相似性：①最高正价为+6（氧除外），负价为-2价；②均能形成气态氢化物H2R；

③最高价氧化物对应的水化物H2RO4是酸

递变性：①元素的非金属性逐渐减弱；②形成的气态氢化物H2R的稳定性逐渐减弱；

③最高价氧化物对应的水化物酸性减弱。

3．氧族元素的非金属性比同周期卤素弱

①硫与铁、铜等金属反应时，只能将这些金属氧化成低价态的盐FeS、Cu2S等；而Cl2则将这些金属氧

化成高价态的盐FeCl3、CuCl2等。

②硫必须加热成蒸气才能与氢气化合，而氯气与氢气见光或点燃即可剧烈化合，生成的HCl比H2S稳定。

③Cl2可把氢硫酸中的硫置换出来，Cl2＋H2S→S↓＋2HCl。

二、臭氧（O3）

臭氧是一种具有特殊气味的淡蓝色气体，密度比氧气大，与氧气互为同素异形体。

臭氧化学性质：（1）极强的氧化性O3＋2KI＋H2O→2KOH＋I2＋O2

（2）不稳定性2O3→3O2(升温，分解速率加快) （3）漂白和消毒

三、过氧化氢（H2O2）

过氧化氢是一种无色黏稠的液体，它的水溶液俗称双氧水。过氧化氢是含有极性键和非极性键的极性分子，其结构式为H—O—O—H，电子式为：？

过氧化氢的化学性质：

（1）H2O2是二元弱酸，具有酸性（2）不稳定性常温下缓慢分解：2H2O2→2H2O+O2加入催化剂加速分解：2H2O2→2H2O+O2

（3）氧化性H2O2＋SO2→H2SO4；2Fe2＋＋H2O2＋2H＋→2Fe3＋＋2H2O；H2O2＋2KI＋2HCl→2KCl＋I2＋2H2O （4）还原性2KMnO4＋5H2O2＋3H2SO4→2MnSO4＋K2SO4＋5O2↑＋8H2O H2O2＋Cl2→2HCl＋O2注：H2O2的氧化产物为O2

（5）H2O2的保存方法实验室里常把H2O2装在棕色瓶内避光放在阴凉处。

（6）H2O2的用途作消毒、杀菌剂，作漂白剂、脱氯剂，纯H2O2还可作火箭燃料的氧化剂等。

四、硫

1．硫的存在：（1）化合态：①硫化物→硫铁矿（FeS2）黄铜矿（CuFeS2）②硫酸盐→石膏（2CaSO4·H2O）、芒硝(Na2SO4·10H2O)、硫酸钡等（2）游离态：天然硫（火山口附近）

2．物理性质：淡黄色晶体，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2，很脆。

3．化学性质：

（1）与金属反应：2Na＋S →Na2S(爆炸)，Fe＋S →FeS(红热)，2Cu＋S →Cu2S

（2）与非金属反应：H2＋S →H2S，S ＋O2→SO2

五、二氧化硫的化学性质

1、酸性氧化物

能和碱反应生成盐和水：SO2+2NaOH→Na2SO3+H2O

能与水反应生成相应的酸：SO2+H2O→H2SO3 （二氧化硫的水溶液使紫色石蕊试液变红）

二氧化硫溶于水形成的亚硫酸只能存在于溶液中，它很不稳定，容易分解成水和二氧化硫，故二氧化硫溶于水的反应是可逆反应。SO2+H2O H2SO3

2. SO2与CO2性质的比较

O

3、氧化性：

SO2气体通过氢硫酸，溶液变浑浊，有淡黄色不溶物出现。SO2＋2H 2S →3S↓＋2H 2O

4、还原性：与氧化剂O2、氯水、NO2、溴水、KMnO4(H+)反应：

2SO2 + O2 →3SO2 SO2+X2 +2H2O →2HX +H2SO4（X＝Cl2、Br2、I2）

5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O→2MnSO4 + K2SO4 + 2H2SO4（用于吸收SO2）

2Fe3+ + SO2 + 2H2O→2Fe2+ + SO42 + 4H+

5、漂白性：SO2使品红溶液褪色

SO2能使某些有色物质褪色，是由于二氧化硫可跟某些有色物质化合成无色物质，而化合成的无色物质却是不稳定的，易分解而恢复原来有色物质的颜色。

6.SO2与CO2的相互鉴别

鉴别SO2气体的常用方法是用品红溶液，看能否使其褪色，有时还需再加热看能否再复原。

鉴别CO2气体的常用方法是用澄清石灰水，看能否使其变浑浊，足量时再变澄清。

当混有CO2时，不会影响SO2的鉴别；

当混有SO2时会干扰CO2的鉴别，应先除去SO2后再用澄清石灰水鉴别CO2气体。

除去CO2中的SO2，常用方法是使混合气体先通过足量溴水或酸性KMnO4溶液或饱和NaHCO3溶液(吸收SO2)，再通过品红溶液(检验SO2是否被除尽)。

六、亚硫酸及其盐

①亚硫酸（H2SO3）：酸性、不稳定性、弱氧化性、主要还原性

②二氧化硫、亚硫酸、亚硫酸盐的还原性比较：

还原性按SO2H2SO3Na2SO3顺序增强。因为H2SO3、Na2SO3通常就可被O2氧化。因此，保存和使用时要防止被氧化变质。而SO2则需在催化剂、加热条件下才能转化为SO3。

③亚硫酸盐的溶解性：K、Na的盐易溶，其他多数是难溶的。亚硫酸氢盐大多数易溶。如Ca (HSO3)2

七、硫酸

1．物理性质：无色油状液体，密度大，易溶于水（有

吸水性），难挥发（沸点高）。

2．化学性质：

二元强酸，稀硫酸具有酸的通性（H+），浓硫酸

会使蓝色石蕊试纸先变红，后变黑。

浓硫酸的特性：

Ⅰ．强氧化性：①Cu + 2H2SO4(浓)→CuSO4 + SO2↑+ 2H2O②C+ 2H2SO4(浓)→2SO2↑+ CO2↑+ 2H2O

③常温下，冷的浓H2SO4对Fe、Al有钝化作用

Ⅱ．吸水性：常作干燥剂

Ⅲ．脱水性：将有机物质中氢氧元素的原子按2：1（物质的量比）结合成水而脱去。如蔗糖被浓H2SO4 炭化，乙醇被浓H2SO4脱水生成乙烯等，都体现了浓H2SO4的脱水性。

此外还具有催化作用：在某些有机反应中，浓H2SO4起催化作用，如酯化反应中起催化作用和脱水性。

.同时还会表现出酸性——成盐，如Cu + 2H2SO4(浓)→CuSO4 + SO2↑+ 2H2O

3．用途：

（1）利用H2SO4的强酸性制备物质：①制气Zn＋H2SO4(稀)→ZnSO4+H2↑，

②制化肥：NH3＋H2SO4→(NH4)2SO4 ③制盐：CuO ＋H2SO4→CuSO4·5H2O（晶体）

（2）利用浓H2SO4的高沸点性制易挥发性酸：CaF2（萤石）＋H2SO4（浓）→CaSO4＋2HF↑（铅皿中）NaCl（固）＋H2SO4（浓）→NaHSO4＋HCl↑ NaNO3（固）＋H2SO4（浓）→NaHSO4＋HNO3↑

（3）利用H2SO4的稳定性制不稳定性的酸酐：Na2SO3（固）＋H2SO4→Na2SO4＋SO2↑＋H2O

（4）利用浓H2SO4的强氧化性制SO2：Cu ＋2H2SO4（浓）→CuSO4＋SO2↑＋H2O

（5）利用浓H2SO4的脱水性：CH3CH2OH →C2H4↑＋H2O HCOOH→CO↑＋H2O

（6）利用浓H2SO4的吸水性干燥O2、H2、Cl2、N2、CO2、SO2等，不能干燥NH3、HI、HBr等。

（7）利用浓H2SO4的脱水性、吸水性、催化性制有机物：如制硝基苯、乙酸乙酯、TNT等。

八、SO42-检验

1．试剂：可溶性钡盐：BaCl2或Ba(NO3)2溶液；盐酸或稀硝酸。

2．原理：利用Ba2+ + SO42-→BaSO4↓（白色），BaSO4不溶于盐酸、硝酸的特性。

3．检验的误区：

①只加可溶性钡盐，不酸化。误将CO32 -、SO32-、Ag+等的干扰判断成SO42-，此时上述离子同样会产生

BaCO3、BaSO3、AgCl等白色沉淀。

②误将Ag+、Pb2+判成SO42-。如待测液滴加BaCl2溶液，再加盐酸

有白色沉淀便武断判定含SO42-。其错误是未注意溶液中不含SO42-而含Ag+或Pb2+也会有同样现象。因为：Ag+ + Cl-→AgCl↓（白色）Pb2+ + 2Cl-→PbCl2↓（白色）

③误将SO32-判成SO42-。如待测液中

滴加用盐酸酸化的Ba(NO3)2溶液生成白色沉淀，便误以为有SO42-。该错误是在未注意NO3-具有强氧化性，在酸性环境中发生反应：Ba2+ + SO32-→BaSO3↓（白色）3BaSO3 + 2H+ + 2 NO3-→3BaSO4↓

（白色）+ 2NO↑+ H2O 向待测液中滴加用硝酸酸化

的BaCl2溶液产生白色沉淀便错误认定一定含

SO42-，也同样落入干扰离子转化为SO42-从而生成

BaSO4的陷阱中。

④检验的关键：既要注意试剂的

选择，又要注意操作顺序的优化，方能排除干扰离子

的误导，全面考虑，综合分析，正确推导。⑤检验

的方法：见右图。

考点13 碳族元素.碳及其化合物

一、碳和硅的化学性质

高温也能发生。

1. Si的还原性大于C，但C却能在高温下还原出Si：↑

2

SiO2

Si

+

+CO

C