(共52张PPT)
回归3 化学反应原理
1 氧化还原反应
(1) 氧化还原反应的本质和特征
本质：电子转移(电子得失或共用电子对偏移)。
特征：反应前后有元素的化合价发生变化。
(2) 氧化还原反应基本概念
(3) 氧化还原反应电子转移的表示方法——双线桥法
(4) 氧化性、还原性强弱的比较方法
氧化剂＋还原剂 还原产物＋氧化产物
氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物
【提示】反应为自发进行的氧化还原反应，如电解等强制进行的反应不能得出相应结论;对于可逆反应，若正向进行的程度较小，则不能得出相应结论，如氯气与水反应。
(5) 得失电子守恒规律
①氧化还原反应中，氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数相等。
②应用：运用“得失电子守恒规律”可进行氧化还原反应方程式的配平和相关计算。
2 离子反应
(1) 电解质与非电解质
(2) 离子方程式的正误判断
①检查离子反应是否符合反应原理。
②检查化学式拆分是否正确。
③多重反应，检查是否漏写离子反应。
④检查物质的量的关系是否正确(少量与过量)。
⑤检查离子方程式左右两边是否符合原子守恒、电荷守恒、得失电子守恒。
⑥检查各项物质的化学计量数是否为最简整数比。
(3) 拆分问题——强酸、强碱、易溶于水的盐拆分为离子，其他均不拆分。
强酸：盐酸、硫酸、硝酸、高氯酸、HBr等
强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2等
3 反应速率
(1) 反应速率的测定
化学反应速率可通过实验测定。要测定不同时刻反应物或生成物的浓度，可观察、测量体系中某一物质的相关性质，再进行适当的转换和计算。
【示例1】过氧化氢的分解反应中有气体生成，可以测量在一定温度和压强下释放出来的气体的体积。
【示例2】当溶液中存在有色物质时，随着反应的进行，溶液的颜色不断变化，可以用比色的方法测定溶液颜色的深浅，再根据溶液颜色的深浅与有色物质浓度的正比关系，确定反应物或生成物在不同时刻的浓度。
(2) 影响反应速率的因素
由于固体和纯液体的浓度可视为常数，故增加(或减少)固体或纯液体的量，反应速率不变。溶液中离子反应，只有改变实际参加反应的离子浓度，才会影响反应速率，如Zn与稀硫酸反应，加入少量Na2SO4固体，生成H2的速率不变。
压强改变对反应速率的影响可以归结为浓度改变对反应速率的影响。对于固体、液体之间或在溶液中进行的反应而言，改变压强对它们体积的影响很小，因此可以忽略压强改变对反应速率的影响。
不论是放热反应还是吸热反应，升高温度，正、逆反应速率均增大;降低温度，正、逆反应速率均减小。
在实验室或工业生产中，常采用加热的方法使化学反应在较高的温度下进行，以提高反应速率。
(3) 催化剂对反应速率的影响
①催化剂与反应历程
催化剂是能改变化学反应速率且在反应前后质量和化学性质均不改变的物质。
②催化剂与活化能、焓变
加入催化剂，降低反应的活化能，加快反应速率，但不改变焓变。
如图所示，使用催化剂前，E1为正反应活化能，E2为逆反应活化能，使用催化剂后，正反应的活化能为E3，ΔH＝E1－E2。活化能越小，反应速率越大。活化能越大，反应速率越小。
③催化剂的活性
催化剂催化时需要适宜的温度，温度过低，活性低;温度升高，活性增强，但温度过高时，催化剂会失去活性。
(4) 复杂反应中的速率控制步骤往往决定了该反应的速率。如2NO＋O2===2NO2不是基元反应。根据实验现象，化学家提出了由三步构成的反应模型：
①2NO===N2O2(快)
②N2O2===2NO(快)
③N2O2＋O2===2NO2(慢)
其中，第一步反应的产物N2O2是第二步、第三步的反应物。反应模型的理论计算表明，慢反应③是决定整个反应速率的关键步骤。
每个基元反应都有对应的活化能，反应的活化能越大，活化分子所占比例越小，单位时间内有效碰撞的次数也就越少，化学反应速率越小。因此，化学反应速率的理论只适用于基元反应。
光、电磁波、超声波等因素也会对反应速率产生影响。
4 化学平衡
(1) 平衡状态的本质特征
v正＝v逆≠0，各组分的浓度保持不变。
②各组分的浓度保持不变，或各组分的质量、物质的量、百分含量、质量分数等保持不变的状态，也是平衡状态。
(2) 平衡常数K的大小能说明反应进行的程度(也叫反应的限度)。K值越大，表示反应进行得越完全;K值越小，表示反应进行得越不完全。
平衡常数随反应温度的变化而变化，在使用平衡常数时应注明温度。固体、纯液体、水溶液中水的浓度可视为定值，其浓度不列入平衡常数表达式中。
(3) 化学平衡移动
①移动方向判断(Q为浓度商)
若Q
若Q＝K，体系处于平衡状态，平衡不移动;
若Q>K，平衡向逆反应方向移动。
②平衡移动
改变影响化学平衡的一个因素，平衡将向着能够减弱这种改变的方向移动。这就是著名的“勒夏特列原理”，也称为化学平衡移动原理。
【提示】改变因素后，平衡只能“减弱”这种改变，不能“消除”。
③合成氨中条件的选择
向反应器中注入过量的N2：平衡正移，提高H2利用率。
采用适当的催化剂：加快反应速率，提高单位时间内的产量。
在高压下进行反应：平衡正移，加快反应速率，提高原料转化率和单位时间内的产量。
在较高温度下进行反应：加快反应速率。
不断将氨液化，并移去液氨：平衡正移，提高NH3的产率。
5 电离平衡
(1) 电离平衡常数
①电离是吸热过程。电离常数K只与温度有关，温度升高，K增大。
②多元弱酸是分步电离的，且以第一步电离为主，Ka1>Ka2>Ka3，且Ka1 Ka2。
③电离常数K反映了弱电解质电离程度的相对大小。相同条件(同温、同浓度)下，电离常数K越大，表示弱电解质越容易电离，酸性(或碱性)越强。
(2) 利用电离平衡常数大小进行的比较
比较 举例
判断弱酸(或弱碱)酸性(或碱性)的相对强弱 Ka(HF)>Ka(HClO);
同条件时的酸性：HF>HClO
判断酸与盐能否反应(强酸制弱酸) Ka1(H2CO3)>Ka(HClO);
Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO
(3) 影响电离平衡的因素(外因)
浓度：向弱电解质溶液中加水稀释，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大(越稀越电离)。
温度：弱电解质的电离一般是吸热过程，升高温度，电离平衡向电离方向移动，电离程度增大。
6 溶液的pH及测定方法
定义 pH＝－lgc(H＋)
意义 粗略表示稀溶液酸碱性的强弱
范围 一般在0~14之间
规律
定义 pH＝－lgc(H＋)
测定
方法 把一小片干燥pH试纸放在表面皿或玻璃片上，用洁净的玻璃棒蘸取溶液点在pH试纸中心，变色后，与标准比色卡对照即可读出溶液的pH
特别
提醒 只能测稀溶液的pH。使用pH试纸测溶液的pH时，试纸不能用蒸馏水润湿，否则会将溶液进行稀释，记录的数据只能是整数;若需精确测定溶液的pH，则应使用pH计;若测具有漂白性的溶液(如氯水、NaClO溶液)的pH，则不能使用pH试纸，应改用pH计
pH试纸分为广范pH试纸和精密pH试纸两种。广范pH试纸的测量范围为1~14，但测量精度不高;精密pH试纸的测量范围较窄，但测量精度比广范pH试纸高。
7 中和滴定
(1) 滴定管
一般来说，酸式滴定管用于盛放酸性、中性或强氧化性溶液，碱式滴定管用于盛放碱性溶液。还有一种既能盛放酸性溶液又能盛放碱性溶液的滴定管，它的活塞由聚四氟乙烯制成，既耐酸又耐碱。若溶液中的物质见光易分解，则可用棕色滴定管盛放。
(2) 滴定原理
以向20.00 mL 0.100 0 mol/L(含有酚酞的)稀盐酸中滴加0.100 0 mol/L NaOH溶液为例，接近终点时，改为每次滴加半滴碱溶液，当加入半滴碱溶液后溶液恰好出现浅红色且半分钟内不变色，则达到滴定终点，记录滴定管液面读数。
【提示】滴定终点的判断方法：强调“半滴”“半分钟”“恰好”。
(3) 滴定曲线
【提示】①酸性越弱，Ka越小，滴定突跃范围就越小;②关注起点、终点、最后阶段的pH，可确定酸碱性的强弱。
8 盐类水解
(1) 盐类水解的影响因素
有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱都水解，谁强显谁性。
(2) 酸式盐的酸碱性判断
已知：常温下，H2A的电离平衡常数为Ka1、Ka2。
(3) 盐类水解的应用
①在实验室配制氯化铁溶液时，先将氯化铁溶于盐酸，再加水稀释，增加溶液中H＋的浓度以抑制Fe3＋的水解;制备氢氧化铁胶体时，向沸水中滴加氯化铁溶液，持续加热保持沸腾以促进铁离子的水解。
③在明矾净水过程中，除了加入明矾外，人们往往再加入少量碳酸氢钠，这样可以促进氢氧化铝的生成，从而增强明矾的净水能力。
④铵态氮肥不宜与含碳酸钾的草木灰混合使用，避免发生水解而导致铵态氮肥肥效减弱。工业上制取无水氯化镁时不宜采用直接加热氯化镁溶液的方法，而选择将氯化镁溶液置于氯化氢气流中加热脱水，以防止氯化镁水解。
9 沉淀溶解平衡
(1) 溶度积(Ksp)和离子积(Q)
溶度积Ksp 离子积Q
概念 沉淀溶解平衡常数 溶液中有关离子浓度幂的乘积
特点 Ksp＝cm(An＋)·cn(Bm－)
式子中的浓度是平衡时的浓度 Q＝cm(An＋)·cn(Bm－)
式子中的浓度是任意时刻的浓度
溶度积Ksp 离子积Q
应用 Q＝Ksp，该溶液是饱和溶液
QQ>Ksp，溶液处于过饱和状态，析出沉淀
备注 Ksp的影响因素
①内因：物质本身的性质
②外因：仅与温度有关，与浓度、压强等无关
(2) 溶度积的意义
①利用Ksp判断离子沉淀的先后顺序
例1已知：常温时，AgCl、AgBr、AgI的Ksp分别为1.8×10－10、5.4×10－13、8.5×10－17。将0.001 mol/L AgNO3溶液分别滴入浓度均为0.001 mol/L的KCl、KBr、KI溶液中，先后沉淀的物质分别是____________________。
②利用Ksp求混合溶液中离子浓度比值
AgI、AgBr、AgCl
100
例3已知：室温下，Ksp[Fe(OH)3]＝1×10－37.4、Ksp[Mn(OH)2]＝2×10－13，某c(Mn2＋)＝0.2 mol/L的溶液中含有一定量的Fe3＋，欲使溶液中c(Fe3＋)<10－5 mol/L，需控制溶液pH的范围是________。
④利用Ksp求化学平衡常数K
例4已知：常温时，Ksp(FeS)＝6.5×10－18，H2S电离常数分别为Ka1＝1.1×10－7、Ka2＝1.3×10－13。在弱酸性溶液中，FeS(s)＋H＋(aq)??Fe2＋(aq)＋HS－(aq)的平衡常数K＝________。
3.2~8.0
5×10－5
(3) 沉淀的转化
①难溶的物质转化为更难溶的物质较易实现。
③Ksp相差很大时，Ksp小的物质不能转化为Ksp大的物质。
④Ksp比较
(4) 溶度积的应用
在无机化合物制备与提纯、废水处理等领域中，常利用生成沉淀的方法分离或除去某些离子。例如，除去CuSO4溶液中混有的少量Fe3＋：
10 原电池
(1) 工作原理
装置图
图1 图2
构成
条件 ①两种不同活性的电极(燃料电池两极都为石墨电极);②电解质溶液或熔融电解质;③形成闭合回路
工作原理 1. 电极反应式(图2装置)
负极(氧化反应)：Zn－2e－===Zn2＋。
正极(还原反应)：Cu2＋＋2e－===Cu。
总反应：Zn＋Cu2＋===Cu＋Zn2＋。
2. 盐桥(装有琼脂和饱和KCl溶液)作用及离子移向
(1) 连接内电路形成闭合回路。
(2) 平衡电荷，盐桥中K＋向正极移动，Cl－向负极移动。
(3) 减少能量损耗。
3. 三个流向
(1) 外电路电子的流向：电子由负极出发经导线流向正极(电子不入水)。
(2) 溶液中离子的流向(正正负负)：阳离子向正极迁移;阴离子向负极迁移。
(3) 电流流向：电流由正极出发经导线流向负极，再由负极出发经溶液流向正极，形成闭合回路
(2) 化学电源——铅酸蓄电池
铅酸蓄电池 (1) 放电(如图1)是原电池原理
图1
负极材料：Pb
正极材料：PbO2
总反应：Pb ＋PbO2＋2H2SO4===2PbSO4＋2H2O
铅酸蓄电池 (2) 充电(如图2)是电解池原理，是原电池的逆反应
图2
(2) 充电(如图2)是电解池原理，是原电池的逆反应
①充电时，外接电源的负极与电池的负极相连。②放电时，两极的质量均增大，溶液pH升高。③随着放电反应的进行，硫酸的浓度不断下降，密度不断减小，人们常常根据硫酸密度的大小来判断铅酸蓄电池是否需要充电。
(3) 电化学腐蚀
①分类
【提示】析氢腐蚀和吸氧腐蚀并不能完全分开，酸性强的电解质溶液往往发生析氢腐蚀，随酸性减弱，析氢腐蚀减弱，吸氧腐蚀增强，最终发生吸氧腐蚀。
②钢铁锈蚀
通常情况下，在潮湿的空气中，钢铁表面凝结了一层溶解有氧气的水膜，它与钢铁中的碳和铁形成了原电池。这些微小的原电池遍布钢铁的表面。
负极：Fe－2e－===Fe2＋ (氧化反应)
正极：O2＋2H2O＋4e－===4OH－(还原反应)
电池反应：2Fe＋O2＋2H2O===2Fe(OH)2
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3
Fe(OH)3脱去一部分水生成Fe2O3·xH2O
③金属防腐
利用原电池原理保护金属的一种方法是牺牲阳极法(定义：失去电子的一极为阳极)。该方法是将被保护金属与比其更活泼的金属连接在一起，更活泼的金属(如镁、锌等)作阳极(负极)，在不断被腐蚀后定期更换， 而作为阴极(正极)的金属就不易被腐蚀而得到保护。此法常用于保护海轮外壳及石油管道等。
采用外加电流法防止金属腐蚀。例如，将被保护的钢铁设备作为阴极，另加惰性电极作为阳极，两者都处在电解质溶液(如海水)中，接上外加直流电源。通电后，电子流向被保护的钢铁设备，在钢铁表面积累了大量的负电荷，从而抑制钢铁失去电子，阻止钢铁被腐蚀。外加电流法主要用于防止土壤、海水及河水中金属设备的腐蚀。
11 电解池
(1) 工作原理(以用惰性电极电解CuCl2溶液为例)
阴极：Cu2＋＋2e－===Cu。
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑。
电子流向：阳极→正极，负极→阴极。
离子迁移方向：阴离子移向阳极，阳离子移向阴极。
(2) 氯碱工业
离子交换膜法电解饱和食盐水原理示意图
阳极：2Cl－－2e－===Cl2↑。
阴极：2H2O＋2e－===H2↑＋2OH－。
【注意】电解所用的食盐水要精制。
阳离子交换膜的作用：
①避免H2和Cl2混合引起爆炸;
②避免Cl2和NaOH反应，提高碱的纯度;
③平衡电荷，保持电解池中两极区电荷的平衡。
阴极室加入NaOH稀溶液的作用：增强导电性且不引入杂质。
(3) 电镀(以电镀银为例)
电极反应式：
阳极：Ag－e－===Ag＋。 阴极：Ag＋＋e－===Ag。
电镀结果：电镀液中c(Ag＋)不变，阳极金属减轻的质量等于阴极金属增加的质量。(共38张PPT)
回归5 有机化学基础
1 有机物的分类
官能团符号 官能团名称 典型有机化合物 物质名称 所属类别
碳碳双键 CH2==CH2 乙烯 烯
—C≡C— 碳碳三键 CH≡CH 乙炔 炔
或—X 碳卤键
(或卤素原子) CH3CH2—Cl 氯乙烷 卤代烃
—OH 羟基 CH3CH2—OH 乙醇 醇
苯酚 酚
官能团符号 官能团名称 典型有机化合物 物质名称 所属类别
醚键 CH3CH2—O—CH2CH3 乙醚 醚
醛基 乙醛 醛
(酮)羰基 丙酮 酮
官能团符号 官能团名称 典型有机化合物 物质名称 所属类别
酯基 乙酸乙酯 酯
羧基 乙酸 羧酸
—NH2 氨基 CH3—NH2 甲胺 胺
酰胺基 甲酰胺 酰胺
2 有机物的结构与性质
(1) 烯烃、炔烃
①加成反应
②加聚反应
【提示】甲苯中，甲基活化了苯环上邻、对位的氢原子，甲苯与硝酸、卤素等取代时发生在邻、对位上，而且比苯更容易发生取代反应。
(3) 卤代烃
①水解反应
反应条件：强碱的水溶液、加热。
②消去反应
反应条件：强碱的醇溶液、加热。
卤代烃结构：β-碳上有氢原子(即有β-H)。
③卤代烃中卤素原子检验
用水解反应、稀硝酸、AgNO3溶液检验，消去反应对卤代烃有要求，并不是所有的卤代烃均能发生消去反应。
检验步骤：a. 取少量卤代烃;b. 加入NaOH溶液;c. 加热煮沸(或水浴加热);d. 冷却;e. 加入稀硝酸酸化;f. 加入AgNO3溶液。
(4) 醇
以1-丙醇为例(指明断键部位)。
a. 与Na反应
2CH3CH2CH2OH＋2Na 2CH3CH2CH2ONa＋H2↑，①。
b. 催化氧化
醇能否发生催化氧化及氧化产物类型取决于醇分子中是否有α H及其个数：
(5) 苯酚
①弱酸性
②与溴水的取代反应
向苯酚溶液中滴入过量浓溴水的现象：生成白色沉淀。可以用来定量的测定废水中苯酚的含量。
③显色反应
苯酚与FeCl3溶液作用显紫色。
④酚醛树脂
苯酚与甲醛在催化剂作用下，可发生缩聚反应：
【提示】酚分子中，酚羟基的邻、对位必须有2个及以上未被取代的H原子才可以发生该缩聚反应。催化剂可以是酸或碱。
苯酚有毒，浓溶液对皮肤有强腐蚀性。若皮肤不慎沾上苯酚溶液，应立即用酒精洗涤，再用水冲洗。
⑥杀菌消毒
许多酚类化合物都具有杀菌能力，邻甲苯酚、间甲苯酚、对甲苯酚三者的混合物统称为甲酚(C7H8O)，甲酚的肥皂溶液俗称“来苏儿”，易溶于水，是医院常用的杀菌剂。
一般而言，含酚量在1 g/L以上的废水应考虑酚的回收，可采用萃取、活性炭吸附等物理方法;废水含酚浓度低时主要采用氧化和微生物处理等方法，如常用二氧化氯、臭氧等进行氧化，或用含有大量微生物的活性污泥对废水中的苯酚进行氧化分解等。
(6) 醛、酮
①醛类的氧化反应(以乙醛为例)
RCOOH＋R'OH
RCOONa＋R'OH
酸性条件下的水解是可逆反应，碱性条件下水解比较彻底，但若要得到羧酸，还需要加酸酸化。
【提示】发生酯化反应形成的聚合物反应中，反应物分子中一般需要有2个官能团。
(8) 胺
①胺有三种结构通式：
氨基 亚氨基 次氨基
②化学性质(胺的碱性)
在胺类药物的合成中，常利用上述反应将某些难溶于水、易被氧化的胺，转化为可溶于水的铵盐，增加药物的稳定性，便于保存和运输。借助上述过程，实验室可从含有胺的植物组织中分离、提纯胺类化合物(生物碱)。
其中酰胺基是酰胺的官能团，R1、R2可以相同，也可以不同。
②酰胺在酸或碱存在并加热的条件下可以发生水解反应。如果水解时加入碱，生成的酸就会变成盐，同时有氨气逸出。
胺可以转化成酰胺，酰胺又可以水解变成胺，常利用这种转化关系来保护氨基。
纤维素在一定条件下可与浓硝酸发生酯化反应得到纤维素硝酸酯(俗称硝化纤维)。含氮量高的硝化纤
维俗称火棉，它是一种烈性炸药。纤维素还能与乙酸酐作用生成纤维素乙酸酯(俗称醋酸纤维)，它常用于生产电影胶片片基。
淀粉和纤维素的组成都可以用(C6H10O5)n表示，通常情况下，淀粉分子中含有几百到几千个葡萄糖单元，纤维素分子中所含的葡萄糖单元更多。淀粉与纤维素分子中葡萄糖单元的空间结构也不同。在无机酸或酶的催化下，淀粉和纤维素可以发生水解反应。淀粉在淀粉酶催化下水解生成麦芽糖，在酸催化下水解则生成葡萄糖。
②油脂
油脂与碱作用生成高级脂肪酸盐和甘油的反应称为皂化反应，产物高级脂肪酸盐可用于制造肥皂。
含有不饱和键的油脂可以通过催化加氢的方法转变为饱和高级脂肪酸甘油酯。我们把此过程称为“油脂的氢化”或“油脂的硬化”。得到的产物称为“氢化油”或“硬化油”，可以用来制肥皂，也可以用于生产人造奶油。
固态氨基酸主要以内盐形式存在，熔点较高，不易挥发，难溶于有机溶剂。常见的氨基酸均为无色结晶，熔点在200 ℃以上。
α-氨基酸遇茚三酮均显紫色。该反应非常灵敏，是鉴定氨基酸最简便的方法。(共37张PPT)
回归2 元素及其重要化合物
1 钠及其化合物
(1) Na2O2常用作制氧剂、漂白剂
(2) Na2CO3和NaHCO3的用途、转化及区别
①用途
a. Na2CO3溶液浸泡废金属,除去金属表面的油污;
c. 泡沫灭火器原理:6NaHCO3＋Al2(SO4)3 3Na2SO4＋2Al(OH)3↓＋6CO2↑。
③向NaOH溶液中通入CO2:
少量CO2:2NaOH＋CO2 === Na2CO3＋H2O
足量CO2:NaOH＋CO2 === NaHCO3
④鉴别:
性质 操作 结论 说明
稳定性 取等质量的两种固体，分别加热 生成能使澄清石灰水变浑浊气体的是NaHCO3 不能用Ca(OH)2[或Ba(OH)2或BaCl2或CaCl2]溶液鉴别Na2CO3和NaHCO3，因为都有白色沉淀生成，现象相同，无法鉴别
碱性 取等物质的量的两种固体，加入等体积(足量)水，测定pH 碱性强的是Na2CO3
与酸反应速率 取等体积、等物质的量浓度的两种盐溶液，分别逐滴加入等浓度的盐酸 产生气泡
较快的是
NaHCO3
(3) 侯氏制碱法
生产流程可简要表示如下：
①先在低温的条件下将NH3通入饱和食盐水中(要防倒吸)，再通入CO2。
②主要反应原理
第一阶段：产生NaHCO3
NH3＋H2O===NH3·H2O
NH3·H2O＋CO2===NH4HCO3
NH4HCO3＋NaCl===NaHCO3↓＋NH4Cl
总反应的化学方程式：NaCl＋NH3＋CO2＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl
第二阶段：产生纯碱
④绿色化学思想：可循环使用的物质为母液、CO2。
2 铁及其化合物
(1) Fe3＋和Fe2＋的检验
①Fe2＋的检验
方法一：向待检液中滴加KSCN溶液，无明显现象，再滴加新制氯水，溶液立即变红色。
方法二：向待检液中滴加NaOH溶液，生成白色絮状沉淀，沉淀迅速变为灰绿色，最后变为红褐色。
方法三：向待检液中滴加K3[Fe(CN)6](铁氰化钾)溶液，生成蓝色沉淀。离子方程式：K＋＋Fe2＋＋[Fe(CN)6]3－===KFe[Fe(CN)6]↓。
②Fe3＋的检验
方法二：向待检液中滴加K4[Fe(CN)6](亚铁氰化钾)溶液，生成蓝色沉淀。离子方程式：K＋＋Fe3＋＋[Fe(CN)6]4－===KFe[Fe(CN)6]↓。
方法三：向待检液中滴加苯酚，溶液变紫色(苯酚的显色反应)。
(2) Fe3＋和Fe2＋转化
2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－
2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O
2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋
2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋
(3) Fe3＋和Fe2＋溶液的保存
由Fe2＋和强酸的酸根阴离子构成的盐(如硫酸亚铁)的水溶液呈酸性。配制FeSO4溶液时，常加少量硫酸抑制Fe2＋的水解，加少量铁粉防止 Fe2＋被氧化。Fe3＋极易水解，Fe3＋只能存在于酸性较强的溶液中。配制FeCl3溶液时，需要将一定量FeCl3固体溶于浓盐酸中，然后加水稀释到相应浓度。
除去Cu2＋中混有的Fe2＋的方法：先加入氧化剂(如H2O2)将溶液中的Fe2＋氧化成Fe3＋，向混合溶液中加入CuO、Cu(OH)2、Cu2(OH)2CO3中之一，与Fe3＋水解产生的H＋反应，促进Fe3＋的水解，将Fe3＋转化为Fe(OH)3沉淀而除去。
3 氯及其化合物
(1) 氯气的实验室制法
①MnO2呈粉末状，盐酸是浓盐酸。②随着反应进行，盐酸逐渐变稀，反应停止。盐酸变稀的原因：反应消耗了HCl、生成了水、部分HCl挥发。③参加反应的HCl只有一半被氧化，另一半表现酸性，生成了MnCl2。
(2) 氯水性质的多重性
向氯水中加入的物质或改变的条件 浓度变化 平衡移动的方向 应用
可溶性
氯化物 c(Cl－)增大，c(HClO)减小 左移 ①用饱和食盐水除Cl2中的HCl;②用排饱和食盐水法收集Cl2
盐酸 c(H＋)和c(Cl－)增大 左移 洁厕剂和“84”消毒液不宜混合使用
向氯水中加
入的物质或
改变的条件 浓度变化 平衡移动
的方向 应用
NaOH c(H＋)减小 右移 用NaOH吸收多余的Cl2
光照 c(HClO)
减小 右移 氯水应避光保存或现用现配
碳酸钙 c(H＋)减小，
c(HClO)增大 右移 制取次氯酸浓度较大的氯水
注：氯水常代替氯气进行溶液中的实验。
(3) 漂白粉和漂白液的制备
工业上利用氯气和氢氧化钠反应制取漂白液(有效成分为次氯酸钠)，利用氯气和石灰乳反应制取漂白粉(有效成分为次氯酸钙)。若Cl2与Ca(OH)2反应充分，并使Ca(ClO)2成为主要成分，则得到漂粉精。
漂白液：Cl2＋2NaOH===NaClO＋NaCl＋H2O
漂白粉：2Cl2＋2Ca(OH)2===Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O
【提示】反应放热，反应体系温度升高，导致反应生成氯酸盐杂质。制取漂白粉时，采用氯气和石灰乳反应，不用石灰水(浓度太低)。
4 硫及其化合物
(1) 二氧化硫的漂白性
①漂白原理：与某些有色物质发生化合反应生成无色物质，但这些无色物质不稳定，受热会分解而恢复原来颜色。
②二氧化硫使物质褪色并不都是漂白作用，常有多种原因。
漂白性：品红溶液
还原性：酸性高锰酸钾溶液、溴水、氯水、氯化铁溶液
酸性氧化物的性质：滴加酚酞的氢氧化钠溶液
③三类漂白剂的区别
类型 原理 举例 特点 备注
氧化型 将有机色质内部“生色团”破坏掉 HClO、
Ca(ClO)2、
Na2O2、
H2O2、O3等 不可逆、
持久 无选
择性
化合型 与有机色质化合成无色物质 SO2 可逆、
不持久 有选
择性
吸附型 将有色物质吸附而褪色 活性炭 物理
变化 吸附
色素
(2) 浓硫酸特性
吸水性：干燥剂，不能干燥NH3、H2S等。
强氧化性：与大多数金属在加热条件下反应;铁、铝遇到冷的浓硫酸会钝化。
【提示】①随着反应的进行，H2SO4浓度降低，反应停止。
②加热条件下，铜与浓硫酸反应，稀硫酸不与铜反应，但若在稀硫酸中加入O2、H2O2、HNO3等氧化剂，则能溶解铜。
Cu＋H2SO4＋H2O2===CuSO4＋2H2O
3Cu＋3H2SO4＋2HNO3===3CuSO4＋2NO↑＋4H2O
(3) 硫酸的工业制法
采用固气逆流的方式加快反应速率，提高FeS2中硫的转化率。
反应需要在一定温度下进行(从温度和催化剂活性两个方面提高反应速率)，保证反应速率及单位时间的转化率。反应放热，随反应进行，温度升高，会影响催化剂活性，降低反应速率。
故采用热交换器把热的反应气体冷却到相应温度，把冷的起始气体加热到一定温度，从而加快反应速率。提高能源利用率。
吸收塔：H2O＋SO3===H2SO4
使用98.3%浓硫酸，气液逆流吸收SO3。
(4) 雾霾天气氧气含量偏低
分析悬浮在空气中的这些颗粒物的化学组成，其中硫酸盐所占比例较大，这些硫酸盐的形成与空气中的SO2有关。SO2在一定条件下可与碳酸钙反应生成CaSO3，并进一步被空气中的O2氧化为CaSO4。
例 下表列出了3种燃煤烟气脱硫方法的原理。
方法Ⅰ 用氨水将SO2转化为NH4HSO3，再氧化为(NH4)2SO4
方法Ⅱ 用生物质热解气(主要成分为CO、CH4、H2)将SO2在高温下还原成单质硫
方法Ⅲ 用Na2SO3溶液吸收SO2
(1) 方法Ⅰ中氨水吸收燃煤烟气中 SO2反应的化学方程式为 . 。
(2) 用方法Ⅰ脱硫时，一定能提高 SO2去除率的措施有 (填字母)。
A. 增大氨水浓度
B. 升高反应温度
C. 使燃煤烟气与氨水充分接触
NH3·
H2O＋SO2===NH4HSO3
AC
(3) 采用方法Ⅰ脱硫，并不需要预先除去燃煤烟气中大量的 CO2，原 因是__________________________________(用离子方程式表示)。
(4) 方法Ⅱ中CO还原SO2反应的化学方程式为_________________ _________________________。
(5) 对方法Ⅲ吸收 SO2后的溶液加热可使吸收液再生，其反应的化学 方程式为________________________________________。
2CO＋SO2
5 氮及其化合物
(1) NOx的常用处理方法
①NaOH溶液吸收法
NO2＋NO＋2NaOH===2NaNO2＋H2O
2NO2＋2NaOH===NaNO3＋NaNO2＋H2O
当混合气体中n(NO)∶n(NO2)≤1∶1时，混合气体能被全部吸收，但此时生成的产物可能会有NaNO3;n(NO)∶n(NO2)>1∶1时，混合气体不能被完全吸收，需要通入H2O2、次氯酸盐等氧化剂氧化吸收NO气体。
②氨气吸收法
③汽车尾气转换器
(2) 铵盐的化学性质
①酸、碱性环境下，主要存在成分分别为NH、NH3(NH3·H2O)。
②有铵盐参加的反应，温度需要控制，温度过高时，铵盐分解，会导致反应物损耗和反应速率变慢。
(3) 硝酸的性质
①不稳定性
【提示】使用硝酸的反应，若温度过高，则会有硝酸挥发和分解，导致利用率降低。
②强氧化性
稀硝酸与铜反应：
3Cu＋8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
浓硝酸与铜反应：
Cu＋4HNO3(浓)===Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
浓硝酸与C反应：
稀硝酸与FeSO4溶液反应：
(4) 氮肥的使用(共10张PPT)
回归1 物质的分类和计量
1 分类
【注意】同一类物质往往有共同的特点,如酸性氧化物既能与碱反应生成盐和水,又能与碱性氧化物反应生成盐和水,还有部分酸性氧化物能与水反应生成相应的酸。
2 “四同”
“四同” 同位素 同素异形体 同系物 同分异构体
适用对象 原子 单质 有机物 有机物、无机物
判断依据 ①质子数相同,中子数不同;②原子之间 ①属于同一种元素;②单质之间 ①结构相似的同一类物质;②符合同一通式;③相对分子质量不同(相差14n) ①分子式相同;②结构不同;③不一定是同一类物质
“四同” 同位素 同素异形体 同系物 同分异构体
性质 化学性质几乎一样,物理性质有差异 化学性质相似,物理性质差别较大 化学性质相似,熔沸点、密度呈规律性变化 化学性质可能相似,也可能不相似,物理性质不同
实例 H、D、T 红磷与白磷、金刚石与石墨 甲烷与丁烷 正丁烷与异丁烷
3 分散系
(1) 根据分散质粒子的直径大小将分散系分为溶液、浊液和胶体,如图:
(2) 胶体的性质及应用
①性质
丁达尔效应:当光束通过胶体时,可以看到一条光亮的“通路”,该现象称为丁达尔效应。利用丁达尔效应可以鉴别胶体和溶液。
【提示】胶体的实质是分散质粒子的直径大小为1~100 nm;特征为丁达尔效应。
吸附性:能吸附水中的悬浮颗粒物并沉降。
【提示】胶体吸附性往往是由于具有很大的接触面积及胶体粒子带有一定的电荷。
②明矾[KAl(SO4)2·12H2O]净水:
Al3＋＋3H2O===Al(OH)3(胶体)＋3H＋
Fe(OH)3胶体的制备:
向沸水中逐滴加入5~6滴饱和FeCl3溶液,继续煮沸至液体呈红褐色,停止加热。所得的液体就是Fe(OH)3胶体。
4 物质的量
(1) 物质的量
①物质的量的符号为n,单位为mol。
②阿伏加德罗常数:1 mol任何粒子所含的粒子数,符号为NA,通常用6.02×1023 mol－1表示。
③N＝nNA。
(2) 摩尔质量
①单位物质的量的物质具有的质量。符号为M,单位为g/mol。
③当质量以克为单位时，摩尔质量在数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量。
(3) 气体摩尔体积
①单位物质的量的气体所占的体积。符号为Vm。
③特例:标准状况下的气体摩尔体积约为22.4 L/mol。
④当温度、压强一定时,任何具有相同微粒数的气体都具有大致相同的体积。
①物质的质量、摩尔质量、微粒个数不受“温度、压强”外界条件的影响。②使用“22.4 L/mol”时,一看是否为“标准状况”,二看是否为“气体”。(共46张PPT)
回归4 物质结构与性质
1 原子结构
质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)。
原子中，质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数。
(2) 原子核外电子排布
排布规律
a. 构造原理
以光谱学事实为基础，从氢开始，随核电荷数递增，新增电子填入能级的顺序称为构造原理，构造原理中电子按“3p→4s→3d”顺序填充的现象被称为能级交错。构造原理是被理想化了的，如Cr、Cu的最后两个能级的电子排布分别为3d54s1和3d104s1，并不符合构造原理。
d. 能量最低原理
原子的电子排布遵循构造原理，能使整个原子的能量处于最低状态，简称能量最低原理。当相邻能级能量相差不太大时，有1~2个电子占据能量稍高的能级可能反而降低了电子排斥能而使整个原子能量最低(如所有副族元素的基态原子)。
①会书写1~36号元素原子和离子的电子排布式、原子价电子排布式。②电子从能量较高的轨道跃迁到能量较低的轨道时，将释放出能量。我们在日常生活中看到的霓虹灯光、激光、焰火等，都与原子核外电子跃迁释放能量有关。
2 同周期、同主族元素性质的递变规律
内容 同周期主族元素
(从左到右) 同主族元素
(从上到下)
原子
结构 核电荷数 逐渐增大 逐渐增大
电子层数 相等 逐渐增多
原子半径 逐渐减小 逐渐增大
离子半径 阳离子逐渐减小
阴离子逐渐减小
r(阳离子)内容 同周期主族元素
(从左到右) 同主族元素
(从上到下)
元素
性质 主要化合价(O、F除外) 最高正价：＋1→＋7
最低负价：－4→－1 最高正价＝主族序数
金属性 逐渐减弱 逐渐增强
非金属性 逐渐增强 逐渐减弱
第一电
离能 总体呈现增大的趋势，但ⅡA族和ⅤA族反常地高 逐渐减小
电负性 逐渐增强 逐渐减弱
内容 同周期主族元素
(从左到右) 同主族元素
(从上到下)
化合
物性
质 最高价氧
化物对应
的水化物 酸性增强
碱性减弱 酸性减弱
碱性增强
简单气态
氢化物的
热稳定性 增强 减弱
(1) 通常情况下，当原子核外电子排布在能量相等的轨道上形成半充满(p3、d5、f7)结构时，原子的能量较低，该元素具有较大的第一电离能。例如，P的外围电子排布为3s23p3，p轨道处于半充满状态，比较稳定，电离能较高。第一电离能Be>B、Mg>Al的原因：B、Al的第一电离能失去的电子是np能级的，该能级电子的能量比左边Be、Mg失去的ns能级电子的高，电离能较低。
(2) 对角线规则
在元素周期表中，某些主族元素与右下方的主族元素的有些性质是相似的，如图所示。
(3) 元素常见化合价
②非金属元素的最低负化合价＝原子核外最外层电子数－8(H除外);最高正化合价＋|最低负化合价|＝8(H、B除外)。
(4) 根据元素原子的外围电子排布的特征，可将元素周期表分成五个区域：s区、p区、d区、ds区和f区，
(5) 有机化合物CH3I和CF3I发生水解时的主要反应分别是：CH3I＋H2O―→CH3OH＋HI和CF3I＋H2O ―→CF3H＋HIO。从电负性的角度分析，为什么CF3I水解的产物不是HI
【答案】电负性F>I>H，导致CF3I中C—I的共用电子对偏离I，I显一定的正电性，故CF3I水解时，生成CF3H和HIO。
3 化学键
(1) 共价键和离子键
化学键 离子键 共价键
成键微粒 阴、阳离子 原子
成键本质 静电作用 共用电子对
成键元素 一般是活泼金属元素和活泼非金属元素 一般是非金属元素
存在 离子化合物(NH4Cl、NH4NO3等铵盐由非金属元素组成，但含有离子键) 共价化合物(如CO2、CH4)、非金属单质(如H2、O2)、某些离子化合物(如NaOH、Na2O2)
(2) 共价键分类
依据 类型
按成键
方式 σ键 原子轨道“头碰头”重叠
π键 原子轨道“肩并肩”重叠
按成键
过程 一般共价键 成键时两个原子各自提供1个未成对电子形成的共价键
配位键 “电子对给予—接受”键
依据 类型
按电子
偏向 极性键 共用电子对发生偏移
非极性键 共用电子对不发生偏移
按原子
间共用
电子对
的数目 单键(1个σ键) 原子间有1个共用电子对
双键(1个σ键和1个π键) 原子间有2个共用电子对
三键(1个σ键和2个π键) 原子间有3个共用电子对
(3) 电负性差值
离子键的百分数是依据电负性的差值计算出来的，电负性差值越大，离子键的百分数越大。一般认为，两种成键元素的电负性差值大于1.7时形成离子键，电负性差值小于1.7时形成共价键。
4 常见分子(或离子)的空间结构
(1) 价电子对数
①方法一
②方法二
ABm型分子的价电子对计算方法
对于ABm型分子(A是中心原子，B是配位原子)，分子的价电子对数可以通过下式确定：
其中，中心原子的价电子数等于中心原子的最外层电子数，配位原子中卤素原子、氢原子提供1个价电子，氧原子和硫原子按不提供价电子计算。
(2) 中心原子杂化类型的判断
①根据中心原子价层电子对数判断
中心原子的价层电子对数依次为4、3、2，杂化类型依次为sp3、sp2、sp。
②根据“杂化轨道数＝σ键数＋孤电子对数”判断
C：2个σ键——sp，3个σ键——sp2，4个σ键——sp3。
如CH3CH3中的碳原子采取sp3杂化;乙烯和甲醛中的碳原子采取sp2杂化;苯环中的碳原子采取sp2杂化;乙炔分子中碳原子采取sp杂化。
N：2个σ键——sp2，3个σ键——sp3。
如H—N＝N—H中N形成2个σ键，还有1个孤电子对，N原子采取sp2杂化。
O(S)：2个σ键——sp3。
如H2O2的分子结构式为H—O—O—H，O形成2个σ键，还有2个孤电子对，O原子采取sp3杂化。
(3) 杂化轨道与分子空间结构的关系
杂化
类型 杂化轨
道数目 杂化轨道
间夹角 空间结构 实例
sp 2 180° 直线形 BeCl2
sp2 3 120° 平面三角形 BF3
sp3 4 109°28' 正四面体形 CH4
(4) 分子(或离子)的空间结构分析示例
(5) 影响键角大小的因素
①杂化类型不同
键角(中心原子)：sp3杂化②杂化类型相同
a. 孤电子对数越多，键角越小，如键角：H2Ob. 孤电子对数相同，中心原子电负性越大，键角越大，如键角：H2O>H2S。
c. 孤电子对数相同，配位原子电负性越大，键角越小，如键角NF3(6) 分子的极性
①非极性分子与极性分子的判断
②键的极性与分子极性
分子类型 典型分子 键的极性 空间结构 分子极性
三原子
分子 H2O、H2S、SO2 极性键 V形 极性分子
CS2、CO2 极性键 直线形 非极性分子
四原子
分子 NH3 极性键 三角锥形 极性分子
BF3、SO3 极性键 平面正
三角形 非极性分子
P4 非极性键 正四面体形 非极性分子
五原子
分子 CH3Cl 极性键 四面体形 极性分子
CH4、CCl4 极性键 正四面体形 非极性分子
5 分子间作用力
(1) 范德华力及其对物质性质的影响
组成和结构相似的物质，随着相对分子质量的增加，物质的熔、沸点升高。如熔、沸点：F2(2) 氢键及其对物质性质的影响
①氢键表示方法
X—H…Y(X、Y 为N、O、F原子，可以相同，也可以不同)。
HF分子间的氢键
乙酸以分子间氢键缔合成的二聚体结构
邻羟基苯甲醛分子内形成了氢键
②氢键对物质物理性质的影响
某分子与水分子之间形成了氢键，使得该物质易溶于水。如NH3、C2H5OH、CH3COOH、H2O2等易溶于水。
形成的分子间氢键数目越多、强度越大(元素电负性越强，氢键强度越大)，则物质的熔、沸点越高。
③解释一些特殊现象。
接近水的沸点时，水蒸气的相对分子质量测定值比按化学式H2O计算出来的相对分子质量大一些(解释：接近水的沸点的蒸气中存在一定量的水分子因氢键而相互缔合，形成缔合分子)。
HF分子的相对分子质量测定结果比理论值偏大(解释：HF分子间通过氢键形成缔合分子，使测定结果偏大)。
6 手性碳原子
有机物分子中，连有4个不同原子或原子团的碳原子是手性碳原子。
7 化学用语
(1) 两种模型
(3) 十种图式
①化学式：KAl(SO4)2·12H2O、SiO2等。
②分子式：NH3、C6H12O6等。
③最简式(实验式)：CH2、CH2O等。
⑥结构简式：CH2 CH2、CH3COOH等。
a. 分子晶体的化学式可表示分子式，如 C6H6、H2O2等。b. 书写结构简式一定要突出官能团，如乙烯的结构简式不能写成CH2CH2。c. 书写官能团时不能忽视“—”，如将羧基(—COOH)错写成COOH。官能团的书写方向变化时，原子的书写顺序要随之变化，如醛基可写成—CHO或OHC—，但不能写成HOC—;硝基可写成—NO2或O2N—，但不能写成NO2—。
8 晶体微粒数计算
(1) 长方体(含立方体)晶胞中微粒数计算
(2) 晶胞中粒子配位数的计算
一个粒子周围最邻近的粒子的数目称为配位数。
①晶体中原子(或分子)的配位数：若晶体中的微粒为同种原子或同种分子，则某原子(或分子)的配位数指的是该原子(或分子)等距离且紧邻的原子(或分子)的数目。常见晶胞的配位数如表：
晶胞
配位数 6 8 12 12
②离子晶体的配位数：指一个离子周围等距离且紧邻的异种电性离子的数目。
图1 (NaCl晶胞)
a. NaCl晶体中，Cl－的配位数指的是每个Cl－周围等距离且紧邻的 Na＋的个数，Na＋的配位数指的是每个Na＋周围等距离且紧邻的Cl－的个数。由图1可知，Cl－的配位数为6，6个Na＋所围成的图形为正八面体。Na＋的配位数也为6。
b. 由图2可知，CaF2晶胞内白球共有8个，由均摊法知，黑球共有4个，说明黑球是Ca2＋，白球是F－。与F－等距离且紧邻的Ca2＋有4个， F－的配位数为4，与Ca2＋等距离且紧邻的F－有8个，Ca2＋的配位数为8。
图2 (CaF2晶胞)
【提示】在晶胞中，若某种离子的配位数不好判断，可以判断其他离子配位数，然后根据与化学式中离子个数比成反比进行换算。如CaF2晶胞中，容易判断出白球(F－)的配位数为4，根据配位数与化学式中离子比成反比，可以得出Ca2＋的配位数为8。
9 晶体熔、沸点的比较
(1) 不同类型晶体的熔、沸点高低的一般规律：
共价晶体>离子晶体>分子晶体。如熔点：SiO2>NaCl>CO2。
(2) 相同类型晶体
①金属晶体：金属离子半径越小、离子所带电荷数越多，金属键越强，熔、沸点越高。如熔点：Na②离子晶体：阴、阳离子所带电荷数越多、离子半径越小，离子键越强，熔、沸点越高。如熔点：MgO>NaCl>KCl。
③共价晶体：原子半径越小，键长越短，熔、沸点越高。如熔点：金刚石>碳化硅>硅。
④分子晶体：
a. 组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高;具有分子间氢键的分子晶体的熔、沸点反常的高。如沸点：GeH4>SiH4>CH4，但H2O>H2Se>H2S;NH3>AsH3>PH3、HF>HI>HBr>HCl。
b. 组成和结构不相似的分子晶体(相对分子质量接近)，分子的极性越大，其熔、沸点越高。如沸点：CO>N2。
10 配合物
(1) 配合物构成
(2) 配合物性质
例 在合成Pt(NH3)2Cl2时，得到两种配合物A和B，它们分别是Pt(NH3)2Cl2的顺、反异构体(如图)，其性质如表所示。
顺式、反式Pt(NH3)2Cl2的性质差异
配合物A和B中，哪一种是顺式Pt(NH3)2Cl2，哪一种是反式Pt(NH3)2Cl2
【答案】水为极性分子，顺式Pt(NH3)2Cl2为极性分子，根据相似相溶规则，其在水中溶解度大，故A为顺式Pt(NH3)2Cl2。
配合物 颜色 极性 在水中的溶解性
(100 g水中) 抗癌
活性
A 棕黄色 极性 0.257 7 g 有活性
B 淡黄色 非极性 0.036 6 g 无活性
