2020年高考化学考前最后一课 高考考前化学回归课本知识精要

一、氧化还原反应

用双线桥理解氧化还原反应的概念之间的关系

概括为升失氧、降得还，剂性一致、其他相反。

（一）氧化性、还原性强弱的判断依据

①金属活动性顺序

K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag pt At

由左到右，金属性逐渐减弱，失电子能力逐渐减弱，还原性逐渐减弱

K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H+) Cu2+ Hg2+ Ag+ pt+ At3+ 由左到右，非金属性逐渐增强，得电子能力逐渐增强，氧化性逐渐增强

②根据非金属活动性顺序来判断：

一般来说，单质非金属性越强，越易得到电子，氧化性越强；其对应阴离子越难失电子，还原性越弱。

③典型粒子氧化（或还原）性强弱：

氧化性：Br2>Fe3+>I2>S 还原性：S２－＞I－＞Fe2+>Br－

氧化性：Fe3+>Ag+>Cu2+>Fe2+ > Zn2+>Al3+

④依据元素周期律及周期表中元素性质变化规律来判断氧化性还原性的强弱

同周期，从左至右，核电荷数递增，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱，氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱；

同主族，从上至下，核电荷数递增，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强；

⑤根据原电池的正负极来判断：

在原电池中，在负极

．．．．。

．．物质的还原性强

．．．一般比．作正极

．．反应的物质还原性

（二）氧化还原反应的基本规律

1．守恒规律

(1)内容。

①质量守恒：反应前后元素的种类、原子的数目和质量不变。

②电子守恒：氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数，表现为化合价升高的总数等于化合价降低的总数。

③电荷守恒：离子方程式中反应物中各离子的电荷总数与产物中各离子的电荷总数相等。

(2)应用：运用“守恒规律”可进行氧化还原反应方程式的配平和相关计算。如用铜电极电解Na2SO4溶液，其阳、阴极产物及转移电子关系式为：Cu2+～2e?～H2～2OH?。

2．价态律

当元素具有可变化合价时，一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。如：浓H2SO4中的S只具有氧化性，H2S 中的S只具有还原性，单质S既具有氧化性又具有还原性。

3．强弱规律

在氧化还原反应中，强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂(氧化产物)+弱还原剂(还原产物)，即氧化剂的氧化性比氧化产物强，还原剂的还原性比还原产物强。如由反应2FeCl3+2KI===2FeCl2+2KCl+I2可知，FeCl3的氧化性比I2强，KI的还原性比FeCl2强。

一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强(氯的含氧酸除外)，价态越低还原性越强。

如氧化性：浓H2SO4 >SO2(H2SO3)> S；还原性：H2S>S>SO2。

在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子(铁指Fe2+)的氧化性逐渐增强。

4．优先律

在浓度相差不大的溶液中：

加入氧化剂将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。

(1)同时含有几种还原剂时?????→

如向FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性Fe2+＞Br?，所以Fe2+先与Cl2反应。

加入还原剂将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。

(2)同时含有几种氧化剂时?????→

如在含有Fe3+、Cu2+的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3+＞Cu2+，所以铁粉先与

Fe3+反应，然后再与Cu2+反应。

5．归中规律

同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时可总结为：

价态相邻能共存，价态相间能归中，

归中价态不交叉，价升价降只靠拢。

如以下两例：

6．歧化反应规律

发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应，叫做歧化反应。其反应规律是：所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价→高价+低价”。具有多种价态的元素(如氯、

硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应。

二、离子反应

1、离子反应的条件

①生成沉淀：CaCO3、BaCO3、Ag2CO3、AgCl、AgBr、BaSO4、BaSO3、CaSO3、

Mg(OH)2、Cu(OH)2、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、H2SiO3

②生成气体：SO2、CO2、NH3、H2S、NO2、NO、O2、H2

③生成弱电解质：弱酸—HClO、HF、H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3、H2SiO3、H4SiO4、HNO2、CH3COOH

弱碱—NH3·H2O、Mg(OH)2、Cu(OH)2、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、AgOH

水—H2O

④氧化还原反应：反应前后离子中有元素化合价升降。

2、书写离子方程式书写规则

（1）用化学式或分子式表示的有：

单质、氧化物、难溶物、气体、弱电解质（如弱酸、弱碱、水等）。

（2）满足的守恒原则

①电荷守恒：方程式左右两边离子的电荷总数相等。

②原子守恒：反应前后各原子个数相等。

③电子守恒（价守恒）：对于氧化还原反应，反应过程中元素化合价升高总数与降低总数相等。（3）酸式弱酸根离子属于弱电解质部分，在离子方程式中不能拆写。如NaHCO3溶液和稀硫酸反应：HCO3－＋H+═CO2↑＋H2O

3、离子共存问题

A．同一溶液中若离子间

．．．符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子便不能大量共存

．．．．．．．．．．．．．．．．.

（1）生成难溶物或微溶物：

Ba2+分别与CO32-、SO32-、SO42-反应生成沉淀；

Ca2+分别与CO32-、SO32-、SO42-反应生成沉淀；

Ag+分别与Cl-、Br-、I- CO32-、OH-反应生成沉淀；

OH-分别与Mg2+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、Al3+、Ag+反应生成沉淀；

CO32-分别与Cu2+、Ca2+、Fe2+、Ba2+、Ag+反应生成沉淀；

（2）生成气体或挥发性物质：

NH4+与OH-生成氨气；

H+分别与CO32-、HCO3-、S2-、HS-、HSO3-、SO32-反应生成气体；

（3）生成难电离物质(弱电解质)：

H+分别与CH3COO-、F-、CO32-、HCO3-、S2-、HS-、HSO3-、SO32-、C6H6O-生成弱酸；

OH-分别与NH4+、Mg2+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、Al3+、Ag+反应生成弱碱；

H+与OH-反应生成水。

（4）发生双水解：

Al3+分别与AlO2－、CO32-、HCO3-、S2-、HS-发生双水解

Fe3+分别与CO32-、HCO3-、S2-、HS-发生双水解

（5）发生氧化还原反应：

Fe3+分别与S2-、I-发生氧化还原反应；

NO3-分别与S2-、I-、Fe2+、SO3-在酸性溶液中发生氧化还原反应；

MnO4-分别与S2-、I-、Fe2+、SO3-在酸性溶液中发生氧化还原反应；

ClO-分别与S2-、I-、Fe2+、SO3-在酸性溶液中发生氧化还原反应；

（6）形成配合物：如Fe3+与SCN-反应生成配合物而不能大量共存。

B．审题时应注意题中给出的附加条件，如：

（1）暗示酸（或碱）性溶液的条件：

①酸性溶液—H＋,使紫色石蕊试液变红；

②碱性溶液—OH－使紫色石蕊试液变蓝；使酚酞试液变红；

③加入铝粉后放出可燃性气体的溶液——可能是酸，也可能是强碱

④由水电离出的H+或OH-浓度为1×10-a mol/L(a>7)的溶液——可能是酸，也可能是碱。

（2）有色离子：MnO4－—紫色，Fe3＋—黄色，Fe2+—浅绿色，Cu２＋—蓝色。

（3）MnO4－、NO3－、Cr2O72－等在酸性条件下具有强氧化性。

（4）注意题目要求“一定大量共存”、“可能大量共存”还是“不能大量共存” 等要求。

三、化学反应中的能量变化

当反应物的总能量高于生成物的总能量时，为放热反应；当反应物的总能量低于生成物的总能量时，为吸热反应。

热化学方程式

1、反应热——在化学反应过程中放出或吸收的热量、通常叫做反应热。符号：△H；单位：kJ/mol。

2、热化学方程式的书写规则：

（1）需注明反应的温度和压强，若不注明条件，一般指常温常压下。

（2）要注明反应物和生成物的状态。 （3）放热反应：△H<0，即△H 为“-”； （4）吸热反应：△H>0，即△H 为“+”；

（5）热化学方程式各物质前的化学计量数表示物质的量，它可以是整数也可以是分数。对于相同物

质的反应，当化学计量数不同时，其△H 也不同。

3、燃烧热——在101KPa 时，1mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，为该物质的燃烧热。

4、中和热——在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成1mol 液态H 2O 时，所表现的反应热。

四、物质的量

M =

n

m

n =

M

m

n M m ?= 2121N N n n =

气体摩尔体积： m V =

n V n =m

V V

n V V m ?= 标准状况下， m V =22.4L/mol ρ4.22=M ①同温同压下，

2

1

2121N N n n V V == 同温同压下，

2

1

21M M =ρρ=D （D 为1ρ对2ρ的相对密度） ②同温同容积下，

2

1

2121N N n n P P == 物质的量浓度：V

n

c = cV n = c n V =

※ 溶液稀释定律：

对于已知物质的量的浓度的稀释，溶质的物质的量．．．．．．．稀释前后不变．．

，即2211V c V c ==)(质n 五、物质结构 元素周期律 晶体类型

1、 原子是由居于原子中心的带 正 电荷的 原子核 和核外带 负 电荷的 电子 构成的。

2、 原子序数 ＝ 核电荷数（Z ）＝ 核内质子数 ＝ 核外电子数 。

3、 原子X A

Z 中，A 代表 质量数 ，z 代表 质子数 ，则中子数（N ）＝ A － Z

4、 质量数（A ）＝ 质子数（Z ）+ 中子数（N ）

①在阳离子()中：核外电子数= Z －n

②在阴离子()中：核外电子数= Z + m

5、原子结构和离子结构示意图的认识

离子与原子示意图的区别：若质子数=电子数，则为原子结构示意图

若质子数≠电子数，则为离子结构示意图

例：

钠原子（Na）镁离子（Mg2+）氟离子（F－）

原子：质子数=电子数；不显电性

阳离子：质子数>电子数；显正电性

阴离子：质子数<电子数；显负电性

6、氧化铝（Al2O3）既能与酸反应，又能与碱反应，它是典型的两性氧化物。如：

Al2O3 + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2O ；Al2O3 + 2NaOH == 2NaAlO2 + H2O 。

7、氢氧化铝〔Al(OH)3〕既能与酸反应，又能与碱反应，它是典型的两性氢氧化物。如：

Al(OH)3 + 3HCl == AlCl3 + 3H2O ；Al(OH)3 + NaOH == NaAlO2 + 2H2O 。

8、元素周期律和周期表

（1）元素周期律

①元素周期律内容：元素的性质（最外层电子数、原子半径、主要化合价、金属性及非金属性等）

随着元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。

②元素性质周期性变化的实质是元素原子核外电子排布呈周期性变化。

（2）元素、同位素

①元素：具有相同

．．。

．．．．．．．．叫元素

．．．．）的同一类原子的总称

．．．（即核电荷数

．．的质子数

②同位素：将原子里具有相同

．．互称为同位素

．．中子数的一类原子

．．的质子数（即核电荷数

．．．．）和不同

（3）元素周期表

①元素周期表的结构

（1）周期(7个横行，7个周期)

短周期长周期

序号 1 2 3 4 5 6 7

元素种数 2 8 8 18 18 32 32（若排满）

0族元素原子

序数

2 10 18 36 54 86 118（若排满）（2）族(18个纵行，16个族)

主族

列序 1 2 13 14 15 16 17

族序ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 副族

列序 3 4 5 6 7 11 12

族序ⅢB ⅣB ⅤB ⅥB ⅦB ⅠB ⅡB Ⅷ族第8、9、10共3个纵行

0族第18纵行

②元素周期表与原子结构的关系

原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数

周期序数=电子层数

主族族序数=最外层电子数=元素最高正价数

最低负价数=8－最高正价数=8－最外层电子数

或最低负价=最高正价－8

4.元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：

（3）元素性质在周期表中的递变规律

①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小；

失电子能力：Na＞Mg＞Al 金属性：Na＞Mg＞Al 置换氢：Na＞Mg＞Al

最高价氧化物的水化物碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞A l(O H)3

得电子能力：Si＜P＜S＜Cl 非金属性：Si＜P＜S＜Cl 与氢化合：Si＜P＜S＜Cl

氢化物的稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl

最高价氧化物的水化物酸性：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4

②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大；

失电子能力：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 金属性：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs

置换氢：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs

最高价氧化物的水化物碱性：LiOH＜NaOH＜KOH＜RbOH＜CsOH

得电子能力：F＞Cl＞Br＞I 非金属性：F＞Cl＞Br＞I

与氢化合：F＞Cl＞Br＞I

氢化物的稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI 最高价氧化物的水化物酸性：HClO4＞HBrO4＞HIO4

③在元素周期表中，左下方的元素铯(Cs)是金属性最强的元素；右上方的元素氟(F)是非金属性最强的

元素；

9、使阴、阳离子结合成化合物的静电作用，叫做离子键。

一般，活泼金属与活泼的非金属化合时，形成离子键；如，NaCl、KCl、CaCl2、MgCl2、NaBr、MgBr2。

NaCl的电子式为：；MgCl2的电子式为：。

10、原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫做共价键。

一般，同种或不同种非金属元素化合时，形成的是共价键。

例如，H2、Cl2、O2、N2、HCl、HBr、HI、H2O、CO2、CH4等。

11、一些物质中既有共价键，又有离子键。例如，NaOH、KOH、Ca(OH)2、NH4Cl等。

（1）极性键形成的一般条件：不同种原子间形成的共价键。

（2）非极性键形成的一般条件：同种原子间形成的共价键。

12、离子晶体、分子晶体和原子晶体性质比较

类型离子晶体原子晶体分子晶体金属晶体

结构构成晶体的微粒阴离子、阳离子原子分子阳离子、自由电子相互作用离子键共价键

分子间作用力（氢

键）

金属键

性质

硬度较大且脆很大很小差距较大熔沸点较高很高很低差距较大导电传热

固体不导电，融

化或溶于水导电

一般不导电（Si半

导体）

一般不导电良好导电性溶解性易溶于极性溶剂难溶相似相溶难溶

13、晶体溶沸点高低的比较

（1）不同类型晶体

原子晶体 > 离子晶体 > 分子晶体 （2）分子晶体：

①组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，一般分子间作用力越大，熔沸点越高。 如：HI ＞HBr ＞HCl 。

②在同分异构体中，一般说，支链越多，熔沸点越低，如正戊烷＞异戊烷＞新戊烷。 ③若分子间存在氢键，则物质的熔沸点较高。如：HF ＞HCl ，H 2O ＞H 2S ，NH 3＞PH 3

六、化学平衡

1、化学反应速率：v (B)=

t

B c ??)

( 2、影响化学反应速率的条件：

①增加反应物的浓度，化学反应速率 增大 ， 反之减小。 ②增大压强，化学反应速率 增大 ， 反之减小。 ③升高温度，化学反应速率 增大 ， 反之减小。 ④使用催化剂可以 增大 化学反应速率。 ⑤反应物颗粒越小，化学反应速率 越大 。 3、化学平衡主要特征：

①正反应和逆反应的速率 相等

②反应混合物中各组分的 浓度（或体积分数或百分含量等）保持不变 的状态。 4、影响化学平衡的条件：

①增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，化学平衡向 正反应 方向（或向右） 移动

②对于反应前后气体总体积发生变化的反应，增大压强，会使化学平衡向着 气体体积缩小 的方向移动；减小压强 ，会使化学平衡向着 气体体积增大 的方向移动。 反应前后气态物质的总体积相等，增大或减小压强，化学平衡 不 移动。

例如，对于反应：2HI(g) ==H 2(g) + I 2(g) ，若增大或减小压强，上述平衡 不 移动。 ③温度升高，化学平衡向 吸热反应 方向移动；温度降低，化学平衡向 放热反应 方向移动。 例如，对于反应：2NO 2(g) == N 2O 4(g) （正反应为放热反应），若 升高温度 ，上述平衡 向逆反应方向

（或向左） 移动，混合气体的颜色 变深 ；若 降低温度 ，上述平衡 向正反应方向（或向右） 移动，混合气体的颜色 变浅 。 ④使用催化剂，化学平衡 不 移动。 5、化学平衡的计算一般模型：

假如反应向正方向进行，则：

对于反应：)()()()(g qD g pC g nB g mA +=+ 起始浓度： c(A) c(B) c(C) c(D) 变化浓度：△c(A) △c(B) △c(C) △c(D) 平衡浓度：

（1） △c(A)：△c(B)：△c(C)：△c(D)=m:n:p:q （2） △c(A)= c(A)-

；△c(B)= c(B)-

； △c(C)=

- c(C)；△c(D)=

- c(D)

（3）反应物转化率的计算式：

A 气体的转化率α(A)=

)()(A c A c ?； B 气体的转化率α(B)= )

()

(B c B c ? 注意：若是分解反应，反应物的分解率即转化率 （4） A 所占的平衡分数：

七、电离平衡

（一）常见弱电解质： NH 3·H 2O 、Cu(OH)2、Mg(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、Fe(OH)2 、AgOH （难溶碱都是弱碱）；HF 、HClO 、H 2S 、H 2SO 3、H 2CO 3、H 2SiO 3、H 4SiO 4、H 3PO 4、HNO 2、有机酸、水是一种极弱的电解质。 （二）弱电解的电离平衡

1、电离平衡：在一定条件下，弱电解质分子电离成离子的速率和离子结合成分子的速率相等，溶液

未电离的分子浓度和已电离成离子的浓度保持不变的状态 2、电离平衡的特征：

逆：弱电解质的电离是可逆的(不完全电离) 动：达平衡时，v 电离＝v 结合≠0

定：外界条件一定，溶液中分子、离子浓度一定 变：影响平衡的条件改变时，平衡发生移动。

（三）水的电离

1、水的电离：H2O H＋＋OH－（简写）

2、水的离子积

K w= c（H＋）·c（OH－）=1×10-14

3、常温时，溶液的酸碱性

中性溶液中，c（H＋）=c（OH－），pH=7；

酸性溶液中，c（H＋）＞c（OH－），pH＜7；

碱性溶液中，c（H＋）＜c（OH－），pH＞7。

（四）盐类水解：在溶液中盐．电离出来的离子

．．．．．．的反应。

．．－或H．＋结合生成弱电解质

．．跟水．电离出来的OH

1、强酸弱碱盐水解，溶液呈酸性；

2、强碱弱酸盐水解，溶液呈碱性；

3、强酸强碱盐不水解，溶液呈中性。

【口诀】“无弱不水解，有弱才水解，越弱越水解，谁强显谁性”

（五）溶液中离子浓度比较

1、根据水解原理判断

①弱酸（或弱碱）离子的水解程度是微弱的（双水解除外），因此，水解产物浓度极小。

如NH4Cl溶液中：

c(Cl－)＞c(NH4＋)＞c(H＋)＞c(OH－)

②多元弱酸根离子的水解要分步进行，其主要是第一步水解，以后的每一步水解程度非常小。

如在Na2CO3溶液中：

c(CO32－)＞c(HCO3－)＞c(H2CO3)

2、电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷总数与所有阴离子所带的负电荷总数相等。

如在Na2CO3溶液中：

c(Na+）+c(H+)=c(HCO3－)+2c(CO32－)+c(OH-)。

3、物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化，变成其他离子或分子等，但离子或

分子中某特定元素的原子总数是不会改变的。

如NaHCO3溶液中n(Na+):n（C）=1:1，根据“C”原子守恒，可推出：

c(Na+）=c(HCO3-)+c(CO32-)+ c(H2CO3)。

4、质子守恒：如NaHCO3溶液中，由水电离出的c(H＋）水＝c(OH－）水，根据水电离的“H”守恒得：

c(OH－）＝c(H＋）＋c(HCO3－）＋2 c(H2CO3）

八、电化学

1、原电池、电解池、电镀池的判断规律

（1）若无外接电源，又具备组成原电池的三个条件：①有活泼性不同的两个电极；②两极用导线互相连接成直接插入连通的电解质溶液里；③较活泼金属与电解质溶液能发生氧化还原反应（有时是与水电离产生的H+作用），只要同时具备这三个条件即为原电池。

（2）若有外接电源，两极插入电解质溶液中，则可能是电解池或电镀池；当阴极为金属，阳极亦为金属且与电解质溶液中的金属离子属同种元素时，则为电镀池。

（3）若多个单池相互串联，又有外接电源时，则与电源相连接的装置为电解池成电镀池。若无外接电源时，先选较活泼金属电极为原电池的负极（电子输出极），有关装置为原电池，其余为电镀池或电解池。

2、三池（原电池、电解池、电镀池）的辨析比较

原电池电解池电镀池

定义将化学能转化为电能的

装置

将电能转化为化学能的

装置

利用电解原理在某些金

属（或非金属）制品表面

镀上一层其他金属或合

金的装置

装置举例

形成条件（1）两个活动性不同的

电极；

（2）电解质溶液（电极

插入其中并与其发生反

应）；

（3）形成闭合回路；

（4）自发发生的氧化还

原反应

（1）与直流电源相连的

两个电极；

（2）两电极插入电解质

溶液中；

（3）形成闭合回路

（1）镀层金属接电源正

极，镀件接电源负极；

（2）电镀液中必须含有

镀层金属离子

电极名称负极：较活泼金属；

正极：较不活泼金属（或

非金属导体及金属氧化

物等）

阳极：与电源正极相连的

电极；阴极：与电源负极

相连的电极

阳极：镀层金属；

阴极：镀件

电极反应负极（氧化反应）：金属阳极（氧化反应）：溶液阳极（氧化反应）：金属

九、碱金属

（一）钠和钠的化合物

1、钠在空气中与氧气反应生成 白 色的氧化钠（Na 2O ）： 4Na + O 2 ===2Na 2O

钠在空气中燃烧，生成 淡黄 色的 过氧化钠（Na 2O 2）：2Na + O 2=====点燃

=======通电 =======电解 ========催化剂△

Na 2O 2 2、钠与水反应生成 氢氧化钠 和 氢气 ，其反应的化学方程式为：2Na + 2H 2O == 2NaOH + H 2↑。 3、过氧化与水反应生成 氢氧化钠 和 氧气：2Na 2O 2 + 2H 2O == 4NaOH + O 2↑。

4、过氧化钠 可用在呼吸面具中和潜水艇里作为 氧气 的来源：2Na 2O 2 + 2CO 2 == 2Na 2CO 3 + O 2↑。

5、碳酸钠 的化学式为：Na 2CO 3 ，俗名 纯碱或苏打 ；与盐酸反应：Na 2CO 3+2HCl==2NaCl+CO 2↑+H 2O

6、碳酸氢钠 的化学式为：NaHCO 3 ，俗名 小苏打 ； 与盐酸反应： NaHCO 3+HCl==NaCl+CO 2↑+H 2O NaHCO 3与盐酸的反应比Na 2CO 3与盐酸反应 剧烈 。

7、氢氧化钠 的化学式为：NaOH ，俗名 烧碱、火碱或苛性钠 。

8、NaHCO 3受热 分解 ，其反应的化学方程式为： 2NaHCO 3 == Na 2CO 3 + CO 2↑ + H 2O 。 （二）碱金属

1、金属性：Li ＜Na ＜K ＜Rb ＜Cs 氧化性(得电子能力)：Li ＋

＞Na ＋

＞K ＋

＞Rb ＋

＞Cs ＋

还原性(失电子能力)：Li ＜Na ＜K ＜Rb ＜Cs 碱性：LiOH ＜NaOH ＜KOH ＜RbOH ＜CsOH 与水反应转换出氢：从难→易 2、与氧气反应：

3、钠或钠的化合物灼烧时火焰呈现黄色，钾或钾的化合物灼烧时火焰呈现紫色。 十、镁、铝、铁

1、镁在二氧化碳中燃烧：2Mg ＋CO 2

点燃

2MgO+C

2、铝与强碱反应：2Al + 2NaOH + 2 H 2O == 2 NaAlO 2 + 3 H 2↑

2M + 2H 2O === 2MOH+ H 2↑ 4Li + O 2 === 2Li 2O

点燃

2Na + O 2 === Na 2O 2

点燃

K + O 2 === KO 2

点燃

△

3、氧化铝（Al 2O 3）既能与酸反应，又能与碱反应：

Al 2O 3 + 6HCl == 2AlCl 3 + 3H 2O ； Al 2O 3 + 2NaOH == 2NaAlO 2 + H 2O

4、氢氧化铝〔Al(OH)3〕既能与酸反应，又能与碱反应：

Al(OH)3 + 3HCl == AlCl 3 + 3H 2O Al(OH)3 + NaOH == NaAlO 2 + 2H 2O

5、向偏铝酸钠溶液中滴加适量的酸：AlO 2 －

+ 2H 2O +H +==Al(OH)3

向偏铝酸钠溶液中滴加过量的酸：AlO 2 －+ 4H +==Al 3 ++ 2H 2O

6、向偏铝酸钠溶液中通入二氧化碳气体： 2AlO 2－

+CO 2+3H 2O==2Al(OH)3↓+CO 32- 7、双水解反应：2Al 3++3 H 2O +3CO 32－

==2Al(OH)3 ↓+ 3CO 2↑

Al 3++3 HCO 3－

==Al(OH)3 ↓+ 3CO 2↑ Al 3++6 H 2O +3AlO 2 －

==4Al(OH)3 ↓

8、电解氧化铝：2Al 2O 3

4Al

＋ 3O 2 ↑ 9、铝热反应：2Al + Fe 2O 3 Al

2O 3 +2Fe 10、铁和水蒸气反应：3Fe + 4H 2O(g)

Fe 3O 4 + 4H 2

11、FeSO 4和NaOH 反应的化学方程式为：FeSO 4 + 2NaOH == Fe(OH)2↓+ Na 2SO 4 ； 12、Fe(OH)2被氧化：4Fe(OH)2 + O 2 + 2H 2O == 4Fe(OH)3 。

13、FeCl 3遇到 KSCN 溶液生成红色Fe(SCN)3：FeCl 3 + 3KSCN == Fe(SCN)3 + 3KCl 。 14、Fe 3+的氧化性：

Fe 3++Cu==Fe 2++Cu 2+ 2Fe 3++ Fe==3Fe 2+ 2Fe 3++2I -==2Fe 2++I 2 15、Fe 2+的还原性：

2Fe 2++Cl 2==2Fe 3++2Cl - 2Fe 2++Br 2==2Fe 3++2Br - 3Fe 2++4H ++NO 3—（稀）==3Fe 3++NO↑+2H 2O 16、Fe 的还原性：

Fe+Cu 2+==Fe 2++Cu Fe+2H +==Fe 2++H 2 Fe+2Ag +==Fe 2++2Ag 17、浓硫酸、浓硝酸使铝或铁的表面钝化

十一、氧族元素 环境保护

（一）氧族元素

（1）位置：第VIA 族。包括氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te)、钋(Po)五种非金属元素 （2）原子结构特点：最外层电子数为6 （3）主要性质

通电

高温

①相似性：最高价态为+6，最低负价为-2，O 无正价；最高价氧化物水化物H 2RO 4，均呈酸性。 ②递变性：同主族，从上到下，原子半径由小到大；

最高价含氧酸的酸性：H 2SO 4＞H 2SeO 4＞H 2TeO 4； 氢化物稳定性：H 2O ＞H 2S ＞H 2Se ＞H 2Te 非金属性:O ＞S ＞Se ＞Te 氧化性：O 2＞S ＞Se ＞Te 还原性：O 2－

＜S 2－

＜Se 2－

＜Te 2－

2H 2O 2

2H 2O+O 2↑

（二）硫和硫的化合物

1、铁与硫反应时生成 FeS （硫化亚铁） ：Fe + S == FeS ；

2、铁在氯气中燃烧时生成 FeCl 3（氯化铁）：2Fe + 3Cl 2 == 2FeCl 3 。

3、SO 2与水反应生成 亚硫酸（H 2SO 3） ：SO 2 + H 2O == H 2SO 3

4、SO 2具有漂白性:与有色物质化合成无色物质（非氧化还原反应）

5、SO 2 + X 2 + 2H 2O = H 2SO 4+2HX （X 为Cl 、Br 、I ）

6、浓硫酸具有吸水性、脱水性、强氧化性

7、浓硫酸可以与铜反应：Cu + 2H 2SO 4(浓) == CuSO 4 + SO 2↑ + 2 H 2O

8、2H 2SO 4(浓)+C =====△ 2SO 2↑+CO 2↑+2H 2O

9、SO 42-的检验：在检验溶液中是否含有SO 42-时，常常先用 盐酸 把溶液酸化，以排除CO 32-等可能造

成的干扰。再加入 BaCl 2 溶液，如果有 白色沉淀 出现，则说明原溶液中有SO 42-存在。

十二、碳族元素 无机非金属材料 （一）碳族元素

（1）位置：第IVA 族。包括碳(C)、硅(Si)、锗(Ge)、锡(Sn)、铅(Pb) （2）原子结构特点：最外层电子数为4 （3）主要性质

①相似性：最高价态为+4，最低负价为-4；最高价氧化物水化物H 2RO 3。 ②递变性：同主族，从上到下，原子半径由小到大；

最高价含氧酸的酸性：H 2CO 3＞H 2SiO 3＞Ge(OH)4； 氢化物稳定性：CH 4＞SiH 4＞GeH 4

（二）硅及其化合物

1、硅的性质：

与非金属反应

Si + O △ SiO 2

与氢氟酸反应 Si + 4HF = SiF 4↑+ 2H 2↑

与强碱溶液反应

Si + 2NaOH + H 2O = Na 2SiO 3 + 2H 2↑

MnO 2

粗硅工业制取

SiO 2 + 2C Si + 2CO↑

2、二氧化硅（SiO 2）性质：

与氢氟酸反应 SiO 2 + 4HF = SiF 4↑+ 2H 2O 与强碱溶液反应 SiO 2 + 2NaOH = Na 2SiO 3 + H 2O 3、硅酸（H 2SiO 3）性质

与强碱溶液反应 H 2SiO 3 + 2NaOH = Na 2SiO 3 +2H 2O

加热 H 2SiO 3 =====△

H 2O + SiO 2

实验室制取原理 Na 2SiO 3 + 2HCl = H 2SiO 3↓ + 2NaCl

Na 2SiO 3 + CO 2 +H 2O= H 2SiO 3↓ + Na 2CO 3

十三、氮族元素 （一）氮族元素

（1）位置：第VA 族。包括氮(N)、磷(P)、砷(As)、锑(Sb)、铋(Bi) （2）原子结构特点：最外层电子数为5 （3）主要性质

①相似性：最高价态为+5，最低负价为-3；最高价氧化物的水化物H 3RO 4(氮的最高价含氧酸：HNO 3)。 ②递变性：同主族，从上到下，原子半径由小到大；

最高价含氧酸的酸性：HNO 3＞H 3PO 4＞H 3AsO 4； 氢化物稳定性：NH 3＞PH 3＞AsH 3 （二）氮和氮的化合物

1、在放电条件下，N 2与O 2直接化合生成一氧化氮（NO ） 气体：N 2 + O 2

2NO

2、常温下，NO 很容易与空气中的O 2化合，生成红棕 色二氧化氮（NO 2）：2NO + O 2 == 2NO 2

3、NO 2 易溶于水，它与水反应 ：3NO 2 + H 2O == 2HNO 3 + NO 。

4、常温常压下，氨水显 弱碱 性，它能使酚酞试液变 红 色，原因是：NH 3 + H 2O == NH 3·H 2O == NH 4+

+ OH - 。

5、用两根玻璃棒分别在浓氨水和浓盐酸里蘸一下，然后将两根玻璃棒接近，其现象为 产生大量的白

烟 ，其反应的化学方程式为： HCl + NH 3 == NH 4Cl 。

6、铵盐与碱共热都能产生NH 3 ：Ca(OH)2 + 2 NH 4Cl == CaCl 2 + 2 NH 3↑+ 2 H 2O

7、NH 4HCO 3受热分解： NH 4HCO 3 == NH 3 ↑+ CO 2 ↑+ H 2O↑ ，

8、铵盐的检验方法是：加氢氧化钠溶液，加热，将湿润的红色石蕊试纸放在试管口，若试纸变蓝色，

说明是铵盐。 9、3Cu+8HNO 3(稀)

3Cu(NO 3)2+2NO↑+4H 2O Cu+4HNO 3(浓)

Cu(NO 3)2+2NO 2↑+2H 2O

放电

△

△

10、C+4HNO 3(浓) =====△ CO 2↑+4NO 2↑+2H 2

O 十四、卤素

（一）氯和氯的化合物

Cu + Cl 2 == CuCl 2 H 2 + Cl 2 === 2HCl 2Fe ＋ 3Cl 2

点燃

2FeCl 3

Cl 2 + H 2O == HCl + HClO Cl 2 + 2NaOH == NaCl + NaClO + H 2O 漂白粉的制取反应： 2Ca(OH)2 + 2Cl 2 == CaCl 2 + Ca(ClO)2 + 2H 2O 漂白粉的主要成分： CaCl 2、C a (C l O )2，有效成分：C a (C l O )2 漂白粉的漂白原理： Ca(ClO)2+CO 2+H 2O==2HClO+CaCO 3↓

实验室制取氯气反应原理：MnO 2 + 4HCl(浓) == MnCl 2 + Cl 2↑+ 2H 2O 。 （二）卤族元素

（1）位置：第VIIA 族。包括氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)、砹(At)五种非金属元素 （2）原子结构特点：最外层电子数为7 （3）主要性质

①相似性：最高价态为+7，最低负价为-1，F 无正价；最高价氧化物水化物HRO 4，均呈强酸性。 ②递变性：同主族，从上到下，原子半径由小到大；

最高价含氧酸的酸性：HClO 4＞HBrO 4＞HIO 4；氢化物稳定性：HF ＞HCl ＞HBr ＞HI 非金属性：F ＞Cl ＞Br ＞I 氧化性：F 2＞Cl 2＞Br 2＞I 2 还原性：F －

＜Cl －

＜Br －

＜I －

氟气与水反应：：2F 2+2H 2O==4HF+O 2； 氯气与溴化钠溶液反应：Cl 2+2NaBr==Br 2+2NaCl 氯气与KI 溶液反应：Cl 2+2KI==I 2+2KCl ； 溴水与KI 溶液反应：Br 2+2KI==Br 2+2KCl （碘单质遇淀粉变蓝）

十五、有机化学部分

（一）有机物的分类

1．按组成元素分类

根据分子组成中是否有C 、H 以外的元素，分为烃和烃的衍生物。 2．按碳骨架分类

3223CH CH CH CH ?

?

??

??

??????

链状化合物（如）有机化合物脂环化合物（如环己烷）环状化合物芳香化合物（如苯环）

3．按官能团分类

△

类别官能团的结构及名称典型代表物的名称和结构简式

烃

烷烃甲烷CH4

烯烃双键乙烯CH2=CH2

炔烃—C≡C—三键乙炔CH≡CH

芳香烃

苯

烃

的

衍

生

物

卤代烃—X 卤素原子溴乙烷CH3CH2Br

醇—OH 羟基乙醇CH3CH2OH

醚C—O—C 醚键乙醚CH3CH2—O—CH2CH3

酚—OH 羟基

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）有机物的命名

1．烷烃的命名

（1）选主链，称某烷。

选定分子中最长的碳链为主链，按主链中碳原子数目称作“某烷”。

（2）编号定位，定支链。

选主链中离支链最近的一端为起点，用1，2，3等阿拉伯数字依次给主链上的各个碳原子编号定位，以确定支链在主链中的位置。如：

（3）写出该烷烃的名称。

①将支链的名称写在主链名称的前面，并用阿拉伯数字注明其在主链上所处的位置，数字与支链名称之间用短线隔开。

②如果主链上有多个不同的支链，把简单的写在前面，复杂的写在后面。

③如果主链上有相同的支链，应将相同支链合并，用“二”、“三”等数字表示支链的个数，两个表示支链位置的阿拉伯数字之间用“，”隔开。示例物质的名称及名称中各部分的意义如图所示。

烷烃命名的注意事项

（1）1号碳原子上不能有取代基。

（2）2号碳原子上不能有乙基或更复杂的取代基……依此类推，否则主链将发生变化。若1号碳原子上有甲基或2号碳原子上有乙基，则主链碳原子数都将增加1。

（3）合并相同的取代基，用中文数字（如“二”、“三”等）表示支链的个数，写在取代基名称的前面。

（4）表示相同取代基位置的阿拉伯数字间用“，”隔开。

（5）汉字和阿拉伯数字间用短线“-”隔开。

（6）不同的取代基，命名时应遵循简单在前，复杂在后的原则，如先写甲基，后写乙基，依此类推。

2．烯烃和炔烃的命名

（1）选主链

将含有双键或三键的最长碳链作为主链，称为“某烯”或“某炔”。

（2）编号定位

从距离双键或三键最近的一端给主链上的碳原子依次编号定位。

（3）写名称

用阿拉伯数字标明双键或三键的位置（只需标明双键或三键碳原子编号较小的数字）。用“二”“三”等表示双键或三键的个数。

3．苯的同系物的命名

（1）习惯命名法：苯作为母体，其他基团作为取代基。如：苯分子中的氢原子被甲基取代后生成甲苯，被乙基取代后生成乙苯，如果两个氢原子被两个甲基取代后生成二甲苯，有三种同分异构体，可分别用“邻”、“间”、“对”表示。

（2）系统命名法：将苯环上的6个碳原子编号，以某个甲基所在的碳原子的位置编为1号，选取最小位次号给另一个甲基编号。