冲刺重温考纲2008
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重 温 考 纲 2008
Ⅰ、元素化合物
一、卤族
1、相关反应
3Cl2+2Fe=2FeCl3 （氯气与足量Fe生成FeCl3，氯水与足量Fe生成FeCl2），
H2+Cl22HCl Cl2+H2OH+ +Cl—+HClO
Cl2+2OH—=ClO—+Cl—+H2O（尾气余Cl2可用碱吸收）
MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+H2O MnO2+4H++2Cl—Mn2++Cl2↑+H2O
Cl—+Ag+=AgCl↓ Br2+2I—=I2+2Br—
2、基础辅导
（1）卤素包括（F、Cl、Br、I、氟、氯、溴、碘）。Cl2：黄绿色，有刺激性气味，比空气重，有毒，易液化，能溶于水，新制氯水主要成分是Cl2，还含H＋ 、Cl—、HClO及少量ClO—、OH—。HClO具有不稳定性、弱酸性、强氧化性。液氯贮存于钢瓶中.
（2）卤素原子结构、性质的比较：原子半径、离子半径、单质氧化性、离子还原性、单质与H2、H2O等反应的难易程度。F2与某些惰性气体能反应，产物也有很强的氧化性。Br2易挥发，I2易升华，I2遇淀粉变蓝。
（3）碘与人体健康有关，加碘盐含KIO3；海水中可提取NaCl，MgCl2、I2等产品；Cl2是重要化工原料，用于制盐酸，漂白粉及有机物的合成等。
二、氧族
1、相关反应
S+H2H2S，S+O2SO2，Fe+SFeS， 3Fe+2O2Fe3O4，
2O3=3O2，3O22O3， 2H2O22H2O+O2↑， SO2+O22SO3
SO2+H2OH2SO3H++HSO3—， SO2 +Cl2 +2H2O =H2SO4 +2HCl
SO3+H2O=H2SO4，H2SO4=2H++SO42—， 2H2SO4(浓)+CuCuSO4+SO2↑+2H2O，
2H2SO4(浓)+C2SO2↑+CO2↑+2H2O， SO42—+Ba2+=BaSO4↓
2、基础辅导：
（1）氧族元素：核电荷、原子半径变化；单质熔、沸点变化、氢化物稳定性变化；沸点：H2O>H2S（2）S与H2要加热反应且H2S易分解；Fe与S只生成亚铁；Fe3O4是黑色晶体复杂氧化物；Te不能直接与H2化合；
（3）O3气态淡蓝色、液态深蓝色、固态紫黑色，强氧化性，用于漂白、消毒，空气中含量超过10—5%有害，高空臭氧层吸收紫外线保护地球生物，氟氯烃、氮的氧化物等破坏臭氧层；
（4）H2O2电子式 ，极性分子，水溶液称双氧水，3%的用作消毒剂，10%的用作漂白剂，强氧化剂，实验可用H2O2、MnO2制O2，属不加热型；SO2无色刺激性气味，有毒，易液化，易溶于水(1:40)，SO2使石蕊试液变红，使品红试液褪色，SO2能被许多氧化剂氧化生成SO42—，无H2O存在时，只能被O2催化氧化为SO3，SO2的漂白不是强氧化性，加热又恢复，SO2能杀菌可作干果的防腐剂，SO2是大气污染物，是酸雨的主要成分之一（氮的氧化物也是酸雨成因），空气中SO2主要来自化石燃料的燃烧和一些工业废气；浓H2SO4有吸水性（干燥剂，使结晶水合物失水）、脱水性（炭化）、强氧化性（与Cu、C等反应），用浓H2SO4、浓HCl可制HCl气体，用浓H2SO4、NaCl固体也可以生成HCl气体，但NaCl浓溶液不能与浓H2SO4制得HCl气体。H2SO4的用量是一个国家工业发达水平的一种标志。
三、硫酸工业
1、 相关反应：
S+O2SO2或4FeS2+11O22Fe2O3+8SO2
2SO2+O22SO3 H2O+SO3 = H2SO4
2、基础辅导：
三个阶段：造气、接触氧化、SO3的吸收
三个主要设备：沸腾炉、接触室、吸收塔
相关的三个反应都是放热反应；炉气含SO2、O2、N2、H2O及一些杂质，需净化和干燥；杂质和矿尘使催化剂中毒，H2O气对设备生产不利；用S燃烧制得的炉气不需要净化和干燥处理；接触室的反应以V2O5作催化剂，是可逆反应，选择适当的高温，理由是温度较低催化剂活性不高，反应速率低，温度过高，平衡转化率不高，选择常压的理由是常压平衡转化率已经很高，无需加压消耗动力；接触室里装有热交换器，既可以预热反应气，又可以冷却生成的气体；工业上用98.3%的浓H2SO4依据逆流原理（充分接触）吸收SO3，用水吸收会形成酸雾，SO3可溶于浓H2SO4，实验室里除去SO2中的SO3可用浓H2SO4或饱和KHSO3溶液洗气；硫酸工业的尾气含SO2应回收利用，污水含H2SO4可用石灰乳处理，废渣可制水泥或制砖，生产过程中机器设备需要大量电能，维持适宜温度需要热能，利用反应放出的热量可降低成本，可在沸腾炉旁设置“废热”锅炉，产生蒸气发电，用热交换器维持反应温度，硫酸厂适宜较大规模，厂址的选择影响因素是环保、能源、水源、交通、土地、市场、原料等。
四、氮族
1、相关反应
N2+3H22NH3 N2+O22NO 3Mg+N2Mg3N2
2NO+O2=2NO2 2NO2N2O4 3NO2+H2O=2HNO3+NO
总式1：4NO+3O2+2H2O=4HNO3 总式2：4NO2+O2+2H2O=4HNO3
总式3：NH3+2O2=HNO3+H2O
4P+5O22P2O5 P2O5+3H2O2H3PO4
2P+3Cl22PCl3 2P+5Cl22PCl5
NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH—
NH3+HCl=NH4Cl NH4ClHCl↑+NH3↑ 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4
4NH3+5O24NO+6H2O
NH4HCO3NH3↑+CO2↑+H2O 2NH4Cl+Ca(OH)2NH3↑+CaCl2+2H2O
NH3·H2O+CaO=NH3↑+Ca(OH)2
4HNO32H2O+4NO2↑+O2↑ 4HNO3(浓)+Cu=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
3HNO3(稀)+8Cu=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 4HNO3(浓)+CCO2↑+4NO2↑+2H2O
2、基础辅导
（1）氮族元素包括N、P、As、Sb、Bi，氮、磷、砷、锑、铋。锑、铋有明显的金属性。氮族元素常见的化合价有-3，+3，+5，Sb、Bi不显负价，N有多种化合价-3，+1，+2，+3，+4，+5；HNO3的酸酐是N2O5，HNO2的酸酐是N2O3；磷有多种同素异形体，同主族单质从上到下非金属分子熔点依次升高，金属熔点一般依次降低。
（2）自然界中N的循环是一方面含氮化合物最终被细菌分解成N2，另一方面是大气中的N2转化为化合态的氮，后者称为氮的固定，通常氮的固定有人工固氮（合成氨）、雷电（生成NO）、豆科植物的根瘤菌。N2的电子式，结构式NN，叁键稳定，N2常用作保护气，液氮可作深度冷冻剂。N2合成NH3的反应是放热的可逆反应，选择高压的理由是低压转化率太低，选择适当高温的理由是温度太低反应慢，催化剂活性低，温度过高转化率低，适当的高温速率大，催化剂活性高，不可用勒沙特列原理来解释“适当高温”。NO是无色有毒气体不溶于水，排水法收集，NO2是红棕色刺激性气体，易溶于水反应，NO2是光化学烟雾主要成因，也是酸雨的成因之一，还能破坏臭氧层，大气中NO、NO2主要来自于汽车尾气，空气质量报告是SO2、氮氧化物、悬浮物等有害物质的指标。
（3）NH3无色刺激性气味，极易溶于水，易液化，液氨可作致冷剂。计算氨水的质量分数时，溶质以NH3计，M=17 g/mol，氨水中含NH3·H2O、NH3、H2O、NH4+、OH—、H+。NH3的电子式是，三角锥形分子。
（4）NH3遇HCl气体或浓盐酸有白烟产生。氨水可腐蚀许多金属，若用铁桶装氨水，铁桶应内涂沥青。氨的催化氧化是放热反应，产物是NO，是工业制HNO3的重要反应，如选择其它条件或氧化剂，NH3可以被氧化成N2，NH3是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体。实验室常有两种装置可用于制NH3，固、固加热型和固、液不加热型。NH4Cl有假升华现象，可用加热法分离NH4Cl和NaCl固体混合物。
（5）NH3用于制氮肥（尿素、碳铵等）、HNO3、铵盐、纯碱，还用于制合成纤维、塑料、染料等。
（6）HNO3放在棕色瓶中，浓HNO3一般69%，98%以上的称发烟硝酸，所以浓HNO3、浓HCl的反应写离子方程式时应写成离子，而浓H2SO4不写离子方程式。HNO3具有挥发性、强酸性、不稳定性、强氧化性。稀HNO3使石蕊变红，浓HNO3使石蕊变红再褪色，而浓H2SO4使石蕊试纸变黑。HNO3能氧化除Pt、Au等以外的金属，氧化性浓HNO3>稀HNO3，Al、Fe在冷的浓HNO3、浓H2SO4中会钝化，钝化即金属表面生成致密的氧化膜。可用铝槽车装运浓HNO3。HNO3使蛋白质变黄，使皮肤变黄，有强腐蚀性，不慎将浓HNO3弄到皮肤上，应立即用大量水冲洗，再用NaHCO3稀溶液或肥皂洗涤。浓HNO3与浓HCl体积比1:3的混合物称王水，能溶解Au、Pt等金属。HNO3能与苯、甲苯、甘油、纤维素等有机物发生重要的反应，常用浓硫酸作催化剂。
（7）自然界中没有游离态的磷。磷和氮都是构成蛋白质的成分之一，磷在生物体的生理机能方面起重要作用。单质化学性质P>N2。白磷着火点很低，保存在水中，红磷久置于空气中表面会聚集液体，着火点比白磷高得多，白磷隔绝空气加热260℃变为红磷，红磷隔绝空气加热到416℃，升华后冷凝变为白磷，白磷剧毒，易溶于CS2，红磷无毒，不溶于CS2。安全火柴的火柴头是氧化剂（KClO3、MnO2）和易燃物（S），侧面粘附物是发火剂（红磷）和易燃物（Sb2S3）。
五、碳族
1、相关反应：
C、CO、CO2、H2CO3、碳酸盐之间的转化略。
Si+O2SiO2 Si+2F2=SiF4 Si+4HF=SiF4+2H2
Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑
SiO2+2CSi+2CO↑ SiO2+CaOCaSiO3
SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O
SiO2+Na2CO3Na2SiO3+CO2↑ SiO2+CaCO3CaSiO3+CO2↑
Na2SiO3+CO2+2H2O=Na2CO3+H4SiO4↓ H4SiO4=H2SiO3+H2O H2SiO3SiO2+H2O
2、基础辅导
（1）碳族元素包括（C、Si、Ge、Sn、Pb 碳、硅、锗、锡、铅）。硅是非金属，半导体，锗的金属性比非金属性强，锡和铅都是金属。碳族化合价+2、+4，Pb+2价稳定其余+4价稳定，即CO、SnCl2等有强还原性，PbO2有强氧化性。Pb2+最外层有2个电子，有6个电子层。C、Si是原子晶体，熔点C>Si，金刚石、石墨、C60是同素异形体，C60是分子，可以用金属掺杂，可以发生加成反应。
（2）地壳中含量前五位的元素是O、Si、Al、Fe、Ca，自然界中没有游离态的硅，硅以SiO2、硅酸盐等形式存在，是构成矿物和岩石的主要成分。Si化学性质不活泼，常温下能与F2、HF、NaOH反应，与Cl2、O2、H2SO4、HNO3等不反应。硅合金用途广。
（3）天然SiO2也叫硅石，石英的主要成分也是SiO2，透明的石英晶体就是水晶，玛瑙是含杂质的石英晶体，SiO2是原子晶体。SiO2是光导纤维的主要原料，石英玻璃可制成耐高温的化学仪器和光学仪器。
（4）粘土主要成分是硅酸盐，水泥、玻璃、陶瓷都属硅酸盐类物质。土壤、有色玻璃具有胶体的某些物质。石英玻璃不属于硅酸盐，是SiO2，玻璃纸纤维素。高温结构陶瓷有氧化铝（人造刚玉）、氮化硅、碳化硼等，都具有原子晶体的结构。宝石是含杂质（铬、钛化合物）的Al2O3（刚玉），单个存在的Al2O3是离子化合物。
六、金属的通性
1、相关反应
2HgO2Hg +O2↑ 2Ag2O 4Ag+O2↑
Fe2O3 +CO2Fe +3CO2 CuO +H2Cu +H2O
WO3 +3H2 W+3H2O Cr2O3 +2Al 2Cr +Al2O3
2Al2O3 2Al +3O2↑ MgCl2 Mg +Cl2↑ 2 NaCl 2Na +Cl2↑
2、基础辅导
（1）金属晶体有导电、导热、延展性，均与自由电子有关，金属晶体中含阳离子不含阴离子。熔点Na（2）最常见用量最大的合金是钢，最早的合金是青铜，合金中可以含C、Si等非金属，合金的熔点比各成分低，合金的物理化学性质与成分金属不同，性能更优。钛合金用于宇航。24K金是指99.5%以上的纯金，软，12K为50%，18K为75%。
（3）我国稀土金属资源属世界前列，人均资源少，矿产资源不能再生，废金属是固体废弃物，会污染环境，应加强废旧金属的回收利用。金属冶炼的三个步骤依次是富集、冶炼、精炼。金属冶炼的实质是M - ne—=M n+，冶炼金属的实质是用还原的方法使金属化合物中的金属离子得到电子变成金属原子。由于不同的金属离子的电子的能力不同，所以冶炼的方法不同。金属活动性序表中，金属的位置越靠后，越容易被还原，用一般的还原方法就能使金属还原；金属的位置越靠前，越难被还原，最活泼金属只能用最强的还原手段来还原。金属冶炼的方法一般有热分解法、热还原性、电解法和湿法冶金（溶液中反应生成金属），活泼金属Na、Mg、Al等常用电解法，Cu、Ag的精炼也用电解法。
七、碱金属
1、相关反应
2Na +O2 Na 2O2 4Na +O2 =2Na2O
2Na +2H2O =2Na＋ +2OH― +H2↑ 2 Na 2O2 +2H2O=4Na＋ +4OH―
Na2O+H2O =2Na＋ +2OH― 2 Na 2O2 +2CO2 =2Na2CO3 +O2
Na2CO310H2O =Na2CO3 +10H2O Na2CO3 +2HCl =2NaCl +H2O +CO2↑
NaHCO3 +HCl =NaCl +H2O +CO2↑ NaHCO3 +NaOH =Na2CO3 +H2O
2NaHCO3 +Ca(OH)2 =CaCO3↓ +Na2CO3 +H2O
2HCO3－ +Ca2＋ +2OH―=CaCO3↓ +CO32― +H2O
NaHCO3 +Ca(OH)2 =CaCO3↓ +NaOH +H2O HCO3－ +Ca2＋ +OH― =CaCO3↓ +H2O
2NaHCO3 Na2CO3 +H2O +CO2↑ Na2CO3 +H2O +CO2 =2NaHCO3
NaCl +NH3 +CO2 +H2O =NaHCO3 ↓+NH4Cl
4Li +O2 =2Li2O 2K+2H2O =2KOH +H2↑ K+O2 KO2
2、基础辅导
（1）碱金属包括Li、Na、K、Rb、Cs, 锂、钠、钾、铷、铯，氢在第ⅠA族但不属碱金属。Na软，银白色，热和电的良导体，比水轻，熔点低于100℃，保存在煤油中。一小块钠久置于空气中的变化是先变暗，生成Na2O，再变白很快形成溶液，生成NaOH并潮解，久置变为Na2CO3晶体，再风化变成白色粉末Na2CO3。
钠在自然前中主要是NaCl，还有Na2SO4，Na2CO3，NaNO3等，K、Na合金室温下液态，是原子反应堆的导热剂，是强还原剂，钠灯发出黄光。
（2）Na2O2浅黄色，稳定性Na2O2>Na2O，Na2O2是漂白剂，强氧化剂，供氧剂，CaO2也可作供氧消毒剂。Na2O2中阳离子和阴离子2:1
（3）溶解性Na2CO3>NaHCO3，与HCl反应剧烈程度NaHCO3>Na2CO3，Na2CO3用于制玻璃，制皂，造纸，纺织等，NaHCO3用于制发酵粉，治疗胃酸过多等。
候氏制碱的主要原理是在饱和盐食水中先通NH3饱和，再通足量CO2，生成NaHCO3沉淀，再加热生成Na2CO3。若先通CO2 ,溶解量太小,不能反应.
（4）钠的焰色是黄色，钾的焰色是浅紫色，用蓝色钴玻璃滤去黄光。焰色反应操作：用铂丝（铁丝）蘸取溶液在火焰上灼烧，观察焰色，实验后用稀HCl洗净铂丝，并在火焰上灼烧到无色。焰色反应不是化学反应.
八、镁铝
1、相关反应
2Mg +O22MgO 3Mg +N2 Mg3N2
4Al +3O2 2Al2O3 Mg +2H＋ =Mg2＋ +H2↑
2Al +6H＋ =2Al3＋ +3H2↑ 2Al +2OH― +2H2O=2AlO2― +3H2↑
2Mg +CO2 2MgO +C 2Al +Fe2O32Fe +Al2O3
4Al +3MnO22Al2O3 +3Mn MgO +2H＋ =Mg2＋ +H2O
Al2O3 +6H＋ =2Al3＋ +3H2O Al2O3 +2OH― =2AlO2― +H2O
Al(OH)3 +3H＋ =Al3＋ +3H2O Al(OH)3 +OH― =AlO2― +2H2O
2Al(OH)3 Al2O3 +3H2O
H＋ +AlO2― +H2O Al(OH)3Al3＋ +3OH―
2、基础辅导
（1）熔点、硬度Al>Mg，Mg、Al都是轻金属，都是活泼金属。Al有良好的导电性和延展性，镁、铝的合金质轻、坚韧。
（2）镁、铝的抗腐蚀性是表面生成致密的氧化膜。铝制容器可以装运浓HNO3、浓H2SO4，加热Al与浓HNO3、浓H2SO4会持续反应。铝制餐具不适宜酸性、碱性、咸味；酸性、碱性使Al2O3溶解，NaCl溶液导致Al的吸氧腐蚀。负极Al –3e-=Al3＋
正极O2 +4e-+2H2O =4OH―
（3）铝热反应的反应混合物中（如Fe2O3和Al2O3）加入KClO3，插入镁条目的是KClO3受热释放的O2使Mg条剧烈燃烧产生高温引发反应，铝热反应放出大量的热，可用于野外焊接钢轨，冶炼某些金属。Al2O3、MgO的熔点都很高。
（4）Al3+与OH—物质的量1:3沉淀，然后1:1溶解生成AlO2—，AlO2—与H+是1:1沉淀生成Al(OH)3，然后再1:3溶解生成Al3+，计算时值得注意。Al(OH)3 不溶于氨水和碳酸,可溶于某些弱酸.
九、铁
1、相关反应
3Fe +2O2 Fe3O4 2Fe +3Cl2 2FeCl3 Fe +SFeS
3Fe +4H2OFe3O4 +H2↑ Fe +2H＋ =Fe2＋ +H2↑
Fe +Cu2＋ =Fe2＋ +Cu Fe +4HNO3 =Fe(NO3)3 +NO↑+2H2O
3Fe +8HNO3 =3Fe(NO3)2 +2NO↑+4H2O
Fe +2Fe3＋ =3Fe2＋ 2Fe3＋ +2I― =I2 +2Fe2＋
2Fe3＋ +Cu =Cu2＋ +2Fe2＋ FeO +2H＋ =Fe2＋ +H2O
Fe2O3 +6H＋ =2Fe3＋ +3H2O Fe3O4 +8H＋ =Fe2＋ +2Fe3＋ +4H2O
Fe2O3 +3CO2Fe +3CO2 Fe3O4 +4H2 3Fe +4H2O
Fe3＋ +3OH― =Fe(OH)3↓
Fe3＋ +3NH3·H2O =Fe(OH)3↓ +3NH4＋
Fe3＋ +3H2OFe(OH)3 +3H＋
2Fe(OH)3 Fe2O3 +3H2O Fe(OH)3 +3H＋ =Fe3＋ +3H2O
Fe2＋ +2OH― =Fe(OH)2↓ 4Fe(OH)2 +O2 +2H2O =4Fe(OH)3
Fe2＋ +Br2 =2Fe3＋ +2Br― 2Fe2＋ +Cl2 =2Fe3＋ +2Cl―
Fe3＋ +3SCN― Fe(SCN)3
2、基础辅导
（1）Fe与Cl2、S的反应说明氧化性Cl2>S，Fe在Cl2中燃烧产生棕黄色烟，FeCl3溶液呈黄色，常温下纯Fe与H2O不反应，加热能反应。不纯的铁在潮湿的空气中易发生电化腐蚀即原电池反应，正极：O2+2H2O+4e—=4OH—，负极：2Fe-4e—=2Fe2+。总反应：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，进一步反应生成Fe(OH)3，Fe(OH)2白色沉淀，遇空气迅速变成灰绿色，最后变成红褐色。制Fe(OH)2时的滴管需插入溶液底部。
（2）3Fe+4H2O(g)Fe3O4+4H2，可以双向进行，气体的进入与排出决定了反应进行的方向。Fe与稀HNO3反应先生成Fe3+，若Fe足量，Fe3+与Fe再生成Fe2+。Fe遇冷的浓HNO3、浓H2SO4发生钝化。金属活动性表中Fe的位置对应的化合价是+2价。FeO是黑色粉末，空气中加热变成Fe3O4，Fe2O3红棕色粉末，可作颜料俗称铁红，Fe3O4是一种复杂化合物，黑色晶体，有磁性。
（3）Fe3+水解能力强，除去Cu2+溶液中Fe3+杂质的方法是调整pH使Fe3+变成Fe(OH)3沉淀，除去Cu2+溶液中Fe2+杂质的方法是先将Fe2+氧化成Fe3+，再如上述方法分离。
Fe2+与SCN—不显红色，Fe2+溶液中滴加SCN—溶液和氯水溶液变红，再加Fe粉振荡，红色褪去,平衡Fe3＋ +3SCN― Fe(SCN)3加Fe左移。成年人体内含铁约3~5g，主要在血红蛋白中，人体缺铁可多吃含铁丰富的食物或药物，土壤中缺铁可施加FeSO4。
Ⅱ基本概念和原理
一、原子结构
1、相关定义
原子序数：核电荷数即核内质子数编号。
同位素：相同元素不同核（即中子数不同）。
相对原子质量；原子质量÷12C原子质量的十二分之一。
质量数：A=Z+N。
2、基础辅导
（1）判断同位素一般给出的是原子符号，不是单质、化合物的化学式，同位素是原子间的关系依据定义判断，H2与D2不是同位素，而是由同位素构成的两种氢分子，H、D就是氢的同位素。
（2）同素异形体特指单质，一般原子相同，结构不同，与同位素无关。如石墨、金刚石、C60是同素异形体，13C、12C是同位素。同位素原子广泛用于科研，作示踪原子；用于医疗、考古等。
（3）原子或简单离子的结构示意图不可以用结构式、电子式代替，表示核电荷，弧线表示电子层，数字表示每层上的电子数。
（4）两原子的质量比等于其式量比。若改变相对原子质量的参照标准（12C质量的1/12），计算中只有相关的式量发生改变，其它物理量包括摩尔质量等均不变。
（5）电子分层排布。每层最多2n2个，原子（不是离子）最外层不超过8个，次外层不超过18个，倒三层不超过32个。
二、周期律周期表
1、相关定义
周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。
周期族：横行周期纵行族。
2、基础辅导
（1）原子最外层电子数、原子半径、元素化合价均随着原子序数的递增呈现周期性变化。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
（2）随原子序数的递增，不是随原子量的递增，呈现周期性变化。各周期所含元素种类依次是2，8，8，18，18，32，（32），第七周期不满。表中18个纵行，含元素最多的族是ⅢB族，生成化合物最多的元素是碳，最活泼的金属是Cs，最活泼的非金属是F2，最轻的金属是Li，最轻的非金属是H2。Fe的位置是第四周期第Ⅷ族，原子最外层2个电子。周期表中元素多数是金属，第Ⅷ族和副族全部是金属称过渡金属，全部是金属的主族是第ⅡA族。无机催化剂中的金属元素主要是过渡金属。两性元素及半导体主要在表中金属与非金属交前处，有个对角线，金属性和非金属之间没有严格的界线。运用周期律周期表可对一些元素性质的相似性和递变性进行预测和推理。
三、化学键
1、相关定义
离子键：使阴、阳离子结合成化合物的作用。
共价键：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用。
化学键：相邻的原子之间强烈的相互作用。
极性键：不同种元素的原子形成共价键，又称极性共价键。
非极性键：同种原子形成的共价键。
极性分子：共价键的空间排列不对称。
非极性分子：共价键的空间排列对称。
分子间作用力：分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。
氢键：H2O、NH3、HF等中存在的一种特殊的分子间作用。
2、基础辅导
（1）离子键一定存在于离子化合物中，离子化合物中一定含离子键。离子化合物熔化、溶解、反应时会破坏离子键。含阳离子的化合物一定含阴离子，但含阳离子的晶体不一定含阴离子（如金属），含阴离子的晶体一定含阳离子。
（2）共价化合物中只含共价键，共价键还可以存在于单质、某些离子化合物中。稀有气体不含化学键。原子晶体熔化时破坏共价键，分子晶体熔化时不破坏共价键，若溶解时电离就破坏共价键。KHSO4熔化时只破坏离子键形成K+和HSO4—，溶解时既破坏离子键又破坏共价键形成K+、H+、SO42— 。
（3）共价键中，A—A为非极性键，A—B为极性键。对称型分子为非极性分子，如：CCl4、C2H2、C6H6、C2H4、CO2、H2，不对称型分子为极性分子，如：H2O2、CCl2F2、H2O、NH3等。非极性分子中可以含极性键。非极性键可存在于单质、共价化合物、某些离子化合物（如：Na2O2中），极性键可存在于共价化合物和某些离子化合物（如：NaOH、NH4Cl中），分子的极性对溶解度等有影响。
(4)常见“10电子”、“18电子”体
①“10电子”的微粒：
分子 离子
一核10电子的 Ne N3 、O2 、F 、Na+、Mg2+、Al3+
二核10电子的 HF OH 、
三核10电子的 H2O NH2
四核10电子的 NH3 H3O+
五核10电子的 CH4 NH4+
⑵“18电子”的微粒
分子 离子
一核18电子的 Ar K+、Ca2+、Cl 、S2
二核18电子的 F2、HCl HS
三核18电子的 H2S
四核18电子的 PH3、H2O2
五核18电子的 SiH4、CH3F
六核18电子的 N2H4、CH3OH
注：其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。
（5）分子间作用力不是化学键，分子晶体熔化、气化时需克服分子间作用力，分子间作用力比化学键弱，分子晶体熔点一般比离子晶体低。高分子化合物中，分子间作用力相对较大。分子间作用力对物质的熔沸点、溶解度等有影响。
（6）氢键是一种特殊的分子间相互作用，不是化学键，指一个分子的H原子与另一分子中原子半径小的N、O、F原子间的一种吸引。所以沸点：H2O>H2SPH3，HF>HCl（7）用“.”“*”表示原子最外层电子，称电子式。
简单阳离子电子式用离子符号表示（如:Mg2+、Na+），复杂阳离子及所有阴离子电子式要用方括号并标出离子电荷，如:、、等。共价分子的电子式不用方括号，也不存在离子电荷，如：，，，，等。用电子式表示离子化合物形成： ，用电子式表示共价化合物形成： 。化学变化即化学反应的实质是旧键的断裂和新键的形成，这是判断化学变化的依据，O3变O2、白磷变红磷、碳酸钠晶体风化等都是化学变化。
四、晶体
1、相关定义
离子晶体：阴、阳离子间通过静电作用形成的晶体。
原子晶体：原子通过网状共价键形成的晶体。
金属晶体：金属阳离子和自由电子间相互作用形成的晶体。
分子晶体：分子间通过范德华力形成的晶体。
2、基础辅导
（1）NaCl晶体是面心立体结构，一个基本结构单元（称晶胞），平均含4个Na+和4个Cl—，计算式为：顶点×，边心×，面心×，体心全部包含。Na2O2中阴阳离子个数比为1:2，NaCl晶体不导电，熔化状态下导电。NaCl晶体中，每个Na+周围有6个Cl—，每个Cl—周围有6个Na+，化学式表示阴、阳离子最简比，晶体里不存在NaCl分子，只有蒸气状态时才有NaCl分子。
（2）金刚石Si、SiO2、SiC等都是原子晶体，熔点很高，石墨是混合型晶体，平面网状和层状结构，熔点很高，高于金刚石。金刚石中，每个C原子连接四个C原子呈正四体结构向空间伸展，最小的碳环上含6个碳原子，晶体硅的结构与之相似，SiO2的结构好比是晶体硅中每个Si—Si键中间插入一个O原子，SiO2晶体中每个Si原子连4个O原子，每个O原子连2个Si原子，平均每摩Si原子与2摩O原子连接，含4摩Si—O键，SiO2化学式表示晶体里Si、O原子个数比为1:2。石墨晶体中，每个C原子连3个C原子，均在正六边形结构中，每个C原子还自由电子，所以石墨有良好的导电性。
（3）干冰是典型的分子晶体，熔化或气化时克服范德华力。干冰不是冰，冰醋酸也不是冰，只是象冰一样的外观，冰是水，冰水混合物是纯净物，冰中既有范德华力又有氢键。分子晶体的熔沸点相对较低。
（4）许多金属氧化物和强碱及大多数盐形成离子晶体。C、Si、SiO2等属于原子晶体，金属形成金属晶体，其它许多物质形成分子晶体，如：酸、气体形成的晶体、S、P等。
（5）金属晶体中，金属阳离子与自由电子间的相互作用越强，熔点越高。一般地，半径小，自由电子多，相互作用就强。金属键的强弱与金属活泼性没有必然的联系，影响某些物理性质，熔点：NaNa>K>Rb>Cs。
（6）常温下液态的金属是Hg，常温下液态的非金属是Br2。
（7）一般地，分子晶体不导电，某些高分子掺杂（活泼金属或活泼非金属）形成电荷载体可以导电。一般地导电的晶体为石墨晶体和金属晶体，靠的是自由电子，电解质在溶液中或熔化状态下导电靠的是自由移动的离子。
五、化学反应中的能量变化
1、相关定义
放热反应：有热量放出的化学反应。
吸热反应：吸收热量的化学反应。
热化学方程式：表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式。
燃烧热：101kPa时，1 mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量。
中和热：稀溶液中酸碱中和生成1 mol H2O的反应热。
2、基础辅导
（1）常见的几个吸热变化：氢氧化钡晶体与NH4Cl反应，CO2与C反应，C与H2O反应，NH4NO3溶于水，H—H→2H，多数分解反应如：CaCO3CaO+CO2↑。
常见的放热变化：浓H2SO4、NaOH溶于水，燃烧，铝热反应，中和反应等许多化学反应。
（2）△H=反应物的键能—生成物的键能 △H<0 ，放热；△H>0，吸热。
△H=生成物的总能量—反应物的总能量 △H<0 ，放热；△H>0，吸热。
（3）热化学方程式要注明物质状态，计量数表示物质的量，与△H对应成比例，△H>0表示吸热，△H<0表放热，△H单位是kJ/mol，表示反应进度，不是真正的每摩。热化学方程式既表明物质变化，又表明了能量变化。书写燃烧和中和反应的热化学方程式应以1 mol可燃物、1 mol H2O为标准配平。
（4）化石燃料易产生SO2、NOx、CO、不完全燃烧产生的有机物及烟尘等大气污染物。
（5）中和热的测定原理是Q=C·m·△T，再将Q换算成△H即可。实验中称得酸、碱溶液的总质量，测得反应前后的溶液温度，然后计算。其中一种稍过量目的是使反应充分进行，反应过程中使用环形搅拌器目的是充分混合，反应需用绝热材料保温，目的是准确测量反应后的温度。
六、速率与平衡
1、相关定义
化学反应速率：单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。
化学平衡状态：一定条件下的可逆反应里，V正=V逆，反应混合物中各组分百分数保持不变的状态。
勒夏特列原理：改变影响平衡的一个条件，平衡向减弱这个改变的方向移动。
2、基础辅导
（1）反应速率与平衡移动是两回事，加快反应速率不一定平衡正向移动。改变速率的因素有温度、压强（气体）、浓度、催化剂、颗粒大小（接触面）、光、电磁波等。能使平衡移动的因素有温度、浓度、压强（气体）等，催化剂不能改变平衡，只能缩短到达平衡的时间，气体计量数相等的反应压强不能改变平衡，即只能改变浓度，不能改变百分含量。
（2）同一反应用不同的物质表示的化学反应速率之比等于计量数之比，如：合成氨反应中C(N2)/C(H2)=1/3，C(NH3)/C(H2)=2/3。速率时间图中的部分面积表示相关物质的浓度变化, △C=VT,其中V表示这段时间内的平均速率 。V正、V逆条件图（P影响或T影响）中，V正、V逆曲线交点之前指没达到平衡，交点后，指平衡在该条件影响下的移动。%—时间图中，若温度影响，先达平衡的曲线代表温度相对较高，若压强影响，先达平衡的曲线代表压强相对较大，不可用平衡线纵坐标的大小来判断，反应速率大的纵坐标值不一定大。反应物的物质的量多，达平衡的时间不一定长，如：相同的两容器中，恒温下，一个盛1g SO2、1g O2，另一个盛2g SO2、2g O2，后者先到达平衡，且转化率高于前者。
（3）CaCO3CaO+CO2(g) 上述可逆反应，一个温度对应一个平衡。温度不变增大压强反应逆向进行，新平衡时CO2的浓度、压强与原平衡相同，CO2物质的量减少，CaCO3分解率降低，减压反之。若绝热增压，反应逆向进行，放热温度升高，新平衡时CO2浓度、压强比原平衡大，CO2物质的量减少，CaCO3分解率降低，减压反之。
（4）2NO2(g)N2O4(g)+热 上述平衡恒温时，若恒容加入NO2或恒容加入N2O4或加压，可以得到完全相同的新平衡，新平衡时浓度均增大，N2O4增大的倍数多，即C(NO2)/C(N2O4)变小，平均相对分子质量变大，密度变大。若恒温恒压加NO2或N2O4，新平衡与原平衡相同。恒压加惰性气体等效于减压。
（5）2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) 上述平衡若定温恒容加入O2，达新平衡时，SO2转化率增大，O2转化率降低。若要恒容建立等效平衡，则依据原子守恒，定值计算；若要恒压建立等效平衡，则，依据原子守恒，定比例计算。若温度不同，则平衡一定不相同。若该平衡按原始比例再加入相关物质，则新平衡等效于增大压强建立的新平衡，SO3百分数增加。
（6）H2(g)+I2(g)2HI(g) 上述平衡是气体计量数相等的平衡，一定温度下，无论恒容还是恒压条件建立等效平衡均按定比例计算，恒容则压强增大几倍，则新平衡浓度也增大几倍，各物质百分数和平均相对分子质量不变。恒压时，各物质的量增大几倍，体积也增大几倍，浓度和平均相对分子质量不变。若改变温度则平衡移动，无等效平衡分析。
（7）A(g)+B(g)C(g)，△H>0，该平衡恒压条件下升高温度，正向移动，气体物质的量减少。一个因素使体积增大，一个因素使体积减小，新平衡时的总体积如何变化？结论：气体的平衡体系恒压升温，体积总是增大的，这是自然物理法则。密度变化的判断，一般要用定义：ρ=m/v，平均相对分子质量变化的判断，一般也要用定义：M=m(总)/n(总)。只有同温同压的气体，密度才与相对分子质量成比例。
（8）N2+3H22NH3，△H<0，合成氨选择适当的高温不符合勒沙特列原理，因为低温转化率高，但低温速率太小，催化剂活性500℃左最强。选择高压符合勒沙特列原理，若不用高压转化率太低，速率也小。
（9）A(g)+2B(g)3C(g)+D(g)，上述平衡若在增压到一定程度后，C物质由气态变为液态，则平衡会由原来的逆向移动变为正向移动。
七、电解质溶液
1、相关定义
离子反应：有离子参加的反应。
电解质：在水溶液里或熔化状态下能导电的化合物。
非电解质：水溶液里或熔化状态下都不导电（不电离）的化合物。
强电解质：水溶液里（溶解的部分）全部电离的电解质。
弱电解质：水溶液里部分电离的电解质。
溶解度（水为溶剂）：100g水中所溶固体溶质（不含结晶水）的克数，或单位体积的水中所能溶解的气体的体积数。
电离平衡：溶液中电解质电离成离子和离子重新结合的平衡状态。
pH值：—lg C(H+)
盐类的水解：溶液中盐的离子结合水的H+或OH—。
滴定：用已知浓度的物质测定未知浓度的物质（如：中和滴定和氧化还原滴定）。
胶体：分散质粒子在1nm—100nm（1 nm=10-9m）之间的分散系。
原电池：化学能转变为电能的装置。
电化学腐蚀：不纯的金属发生原电池反应而被更快地腐蚀。
电解：使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程。
电解池：电能转变为化学能的装置。
2、基础辅导
（1）强弱电解质与导电能力强弱是两回事，前者指电离程度，后者指离子浓度，相同浓度时导电能力的强弱才体现电解质的强弱。“不是电解质”与“非电解质”是两回事，Cu、C不是电解质，但也不是非电解质，蔗糖、酒精等是非电解质。电解质不一定任何状态下都导电，电解质不一定是离子化合物，强电解质包括BaSO4、CaCO3等难溶物。弱酸、弱碱、水是弱电解质。弱电解质存在电离平衡H2CO3H++HCO3—，HCO3—H++CO32—，H2OH++OH—，CH3COOHCH3COO—+H+，NH3·H2ONH4++OH—等，一些强电解质存在溶解平衡：Ca(OH)2(S)Ca2++2OH—等。SO2、NH3等水溶液导电，但SO2、NH3是非电解质，而H2SO3、NH3·H2O是电解质。
（2）溶液中（包括浓HCl和浓HNO3）的反应才可以写离子方程式，其中单质氧化物，难溶、难电离、挥发性物质书写化学式，强酸、强碱、多数可溶盐书写离子符号。氧化还原反应方程式必须先分析化合价变化，确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物比例后，才可用观察法配平电荷和其它原子。
（3）一定温度下，CuSO4饱和溶液中加无水CuSO4或饱和石灰水中加CaO，恢复原来的温度，溶液中离子浓度不变，溶质的物质的量会减小。
（4）HCO3—+H2OH3O++CO32—，这是电离平衡，HCO3—+H2OH2CO3+OH—，这是水解平衡，都符合勒特列原理。NaHCO3溶液中，HCO3—的电离小于水解，C(Na+)>C(HCO3—)>>C(H2CO3)>C(CO32—)， C(Na+ )+ C(H+) = C(HCO3—) + C(OH—)
+2C(CO32—)，C(Na+) = C(HCO3—) + C(H2CO3) + C(CO32—)
（5）严格讲，判断溶液呈中性的依据是C(H+)=C(OH—)，常温下的溶液pH=7也是中性。溶液稀释或反应后计算pH值通常用下列简明思路：先判断最终溶液的酸碱性，若酸性求剩余H+浓度，若碱性求剩余OH—浓度，最后换算pH值。若已知pH值关系，则直接寻找规律或换成离子浓度，判断是否存在部分电离，再按溶质物质的量比例分析。如pH值之和为14的酸碱混合显酸性，可能性之一是强酸弱碱恰好完全反应，但酸的体积大得多；可能性之一是弱酸强碱等体积混合，实际上弱酸过量较多。常温下pH值之和为14的酸和碱表示酸溶液中的C(H+)和碱溶液中的C(OH—)相等，pH值之和为13的酸碱表示酸溶液中的C(H+)是碱溶液中C(OH—)的10倍。同理，pH之和为15的酸碱表示酸溶液中的C(H+)是碱溶液中C(OH—)的1/10，但不表示酸碱的强弱、元数及溶质浓度。
（6）Rn—离子的水解应写成Rn—+H2OHR(n—1)—+OH—，
如S2—+H2OHS—+OH—，不能写成S2—+2H2OH2S+2OH—。Rn+离子的水解应写成Rn+离子的水解应写成Rn++nH2OR(OH)n+nH+，如Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+或Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+。
（7）等物质的量的CH3COOH、CH3COONa混合液，电离大于水解，呈酸性，C(CH3COO—)>C(Na+)>C(CH3COOH)，该溶液可以缓解加入强酸或强碱引起的pH值变化。
（8）水解的应用包括两个方面：一是防水解，一是用水解。如配制FeCl3、SnCl2等溶液时，常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需浓度。加热法可除去KNO3溶液中的Fe3+杂质，加CuO或Cu(OH)2等可除去Cu2+溶液中的Fe3+。
（9）酸碱中和滴定，离子反应，离子方程式，离子反应发生的条件等是年年考查的重点。
（10）烟、云、雾等是气溶胶，烟水晶、有色玻璃等是固溶胶，通常分散剂是液体的胶体叫液溶胶。FeCl3浓溶液滴入沸水可制得红褐色的Fe(OH)3胶体，大分子溶液是胶体如蛋白溶液、淀粉溶液，肥皂水也是胶体，混有混沙的河水、土壤等是胶体，人体的血液是胶体。胶体的聚沉可以加热，可以加电解质，可以加带反电荷的胶体。Fe(OH)3胶体中滴加盐酸，先沉淀，再溶解。胶粒能透过滤纸，不能透过半透膜。胶体的精制一般用渗析法，蛋白溶液也可用盐析法提纯。豆腐是一种凝胶。
（11）原电池的负极一般是金属或其它还原剂，如：Zn-2e—=Zn2+，正极发生还原反应，而电极本身不反应，如：2H++2e—=H2，Cu2++2e—=Cu，O2+2H2O+4e—=4OH—等。钢铁在空气中腐蚀的原电池反应是：负极2Fe-4e—=2Fe2+，正极O2+2H2O+4e—=4OH—，总反应2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，进一步反应4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3，Fe(OH)3部分失水形成铁锈。原电池中负极还原剂易失电子，但溶液中的氧化剂是在正极得到电子，而不是在负极。锌锰干电池反应是：负极（锌）Zn-2e—=Zn2+，正极（石墨）2NH4++2e—=2NH3+H2，总反应：Zn+2NH4+=Zn2++2NH3+H2，这种电池电量小，易气涨漏液。蓄电池作电源时（原电池）符合原电池原理，充电时相当于被电解，原来的正极连外接电源的正极，变为阳极，原来的负极连外接电源的负极，变为阴极。
（12）电解装置总要连直流电源，“阳”连“正”，“阴”连“负”。阳极有两类，一类是惰性电极（C、Pt等），阳极反应如：4OH—-4e—=2H2O+O2 ，2Cl—-2e—=Cl2等，另一类是活性阳极（银以前的金属等），阳极反应为阳极金属失电子，变成离子（进入溶液中），如Cu-2e—=Cu2+，Ag-e—=Ag+ 等。阴极本身不反应，阴极反应常见的有：Cu2++2e—=Cu，2H++2e—=H2，Zn2++2e—=Zn等，K+、Ca2+、Na+、Mg2+、Al3+等水溶液电解时不可能得电子析出金属。电解精炼铜是纯铜作阴极，粗铜作阳极，Cu2+溶液作电解液，阳极Cu-2e—=Cu2+，阴极Cu2++2e—=Cu，粗铜中锌等铜前面的金属变成离子进入溶液，银、金等铜后面的金属在阳极区沉降，形成阳极泥。电镀铜是镀件作阴极，铜作阳极，Cu2+作电解液。氯碱工业是惰性电极电解NaCl溶液，阳极2Cl—-2e—=Cl2↑，阴极2H++2e—=H2↑，总反应2Cl—+H2O2OH—+Cl2↑+ H2↑ ，阴极附近因H+放电碱性显著增强，阳极Cl2与阴极H2是隔离的，否则遇火会爆炸，Cl2若溶于溶液可生成NaClO，家庭小实验可以实现这个变化。工业上用阳离子交换膜隔成阴极室和阳极室，Na+ 可以通过，Cl—、OH— 、气体不能通过，这样，Cl2、H2不会混合，Cl2在阳极，NaOH在阴极不会生成NaClO。精制食盐水（含泥砂、Ca2+、Mg2+、SO42—等）的方法是用BaCl2、Na2CO3、NaOH等，加入的次序是BaCl2在Na2CO3之前使用，最后用HCl调节pH同时除去过量的CO32—、OH—等。工业制盐酸常用H2+Cl22HCl，液氯保存在钢瓶中。Fe以海水作电解质，在各种情况下腐蚀的速率比较：Fe作阳极的电解反应>Fe作负极的原电池反应>Fe化学腐蚀>Fe作正极的原电池反应>Fe作阴极的电解反应。
（13）氧化还原反应要先学会推断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物，再从化合价升降和电子得失角度推出氧化剂还原剂的物质的量之比，然后观察离子电荷守恒和其它原子守恒。氧化还原反应可用电子守恒立式计算：氧化剂物质的量乘以1 mol氧化剂得电子量等于还原剂物质的量乘以1 mol还原剂失电子量。熟记Al、H2、CO等还原剂的反应，熟记O2、Cl2、浓H2SO4、HNO3、FeCl3等氧化剂的反应，这是高考D级要求。
六、有机化学小知识点总结：
1．需水浴加热的反应有：
（1）、银镜反应（2）、乙酸乙酯的水解（3）苯的硝化（4）固体溶解度的测定
凡是在不高于100℃的条件下反应，均可用水浴加热，其优点：温度变化平稳，不会大起大落，有利于反应的进行。
2．需用温度计的实验有：
（1）、实验室制乙烯（170℃） （2）、蒸馏 （3）、固体溶解度的测定
（4）、乙酸乙酯的水解（70－80℃） （5）、中和热的测定
（6）制硝基苯（50－60℃）
［说明］：（1）凡需要准确控制温度者均需用温度计。（2）注意温度计水银球的位置。
3．能与Na反应的有机物有： 醇、酚、羧酸等——凡含羟基的化合物。
4．能发生银镜反应的物质有：
醛、甲酸、甲酸盐、甲酸酯、葡萄糖、麦芽糖——凡含醛基的物质。
5．能使高锰酸钾酸性溶液褪色的物质有：
（1）含有碳碳双键、碳碳叁键的烃和烃的衍生物、苯的同系物
（2）含有羟基的化合物如醇和酚类物质 （3）含有醛基的化合物
（4）具有还原性的无机物（如SO2、FeSO4、KI、HCl、H2O2等）
6．能使溴水褪色的物质有：
（1）含有碳碳双键和碳碳叁键的烃和烃的衍生物（加成）
（2）苯酚等酚类物质（取代） （3）含醛基物质（氧化）
（4）碱性物质（如NaOH、Na2CO3）
（5）较强的无机还原剂（如SO2、KI、FeSO4等）（氧化）
（6）有机溶剂（如苯和苯的同系物、四氯甲烷、汽油、已烷等，属于萃取，使水层褪色而有机层呈橙红色。）
7．密度比水大的液体有机物有：溴乙烷、溴苯、硝基苯、四氯化碳等。
8、密度比水小的液体有机物有：烃、大多数酯、一氯烷烃。
9．能发生水解反应的物质有： 卤代烃、酯（油脂）、二糖、多糖、蛋白质（肽）、盐。
10．不溶于水的有机物有： 烃、卤代烃、酯、淀粉、纤维素
11．常温下为气体的有机物有：
分子中含有碳原子数小于或等于4的烃、一氯甲烷、甲醛。
12．浓硫酸、加热条件下发生的反应有：
苯及苯的同系物的硝化、磺化、醇的脱水反应、酯化反应、纤维素的水解
13．能被KMnO4(H+)氧化的物质有：
含有碳碳双键或碳碳叁键的不饱和化合物、苯的同系物、醇、醛、酚。
大多数有机物都可以燃烧，燃烧都是被氧气氧化。
14．显酸性的有机物有：含有酚羟基和羧基的化合物。
15．能使蛋白质变性的物质有：强酸、强碱、重金属盐、甲醛、苯酚、强氧化剂、浓的酒精、双氧水、碘酒等。
16．既能与酸又能与碱反应的有机物：具有酸、碱双官能团的有机物（氨基酸、蛋白质等）
17．能与NaOH溶液发生反应的有机物：
（1）酚： （2）羧酸： （3）卤代烃（水溶液：水解；醇溶液：消去）
（4）酯：（水解，不加热反应慢，加热反应快）
18、有明显颜色变化的有机反应：
①苯酚与三氯化铁溶液反应呈紫色； ②KMnO4酸性溶液的褪色；
③溴水的褪色；④淀粉遇碘单质变蓝色。⑤蛋白质遇浓硝酸呈黄色（颜色反应）
19、推断出碳氢比，讨论确定有机物：
碳氢个数比为
①1∶1：C2H2、C6H6、C8H8（苯乙烯或立方烷）、C6H5OH；
②1∶2：HCHO、CH3COOH、HCOOCH3、C6H12O6（葡萄糖或果糖）、CnH2n（单烯烃）；③1∶4：CH4、CH3OH、CO(NH2)2(尿素)
20、连续两次氧化，一般推测是醇被氧化成醛，进而被氧化成酸（然后可以在浓硫酸条件下发生酯化反应）。但也有时候，根据题意是醇被氧化成酸（两步合成一步）。
21、 在有机物上引入羟基（-OH）的方法：
①加成：烯烃与水加成、醛或酮与氢气加成；
②水解：卤代烃在强碱条件下水解、酯在酸或碱性条件下水解。
23、引入卤原子（-X）的方法：（进而可以引入-OH→进而再引入碳碳双键）
①烃与X2的取代（无水条件下）、苯酚与溴水；
②醇在酸性条件下与HX取代；
③不饱和烃与X2或HX加成（可以控制引入1个还是2个）
24、引入双键的方法：
①碳碳双键：某些醇(浓硫酸、170℃)或卤代烃(NaOH、醇)的消去；
②碳氧双键：醇的氧化（-CH2OH被氧化成醛，>CHOH被氧化成酮）
七、常见错误提醒
(1) 写有机化学方程式要用“→”，不用“=”，千万注意写条件。
(2) 写酯化、缩聚、消去反应时不要忘记写小分子（一般是水、HCl），写聚合反应不要忘记写“n”
(3) 注意环状化合物的生成和书写。
(4) 注意烷烃与X2取代时，烷烃上一个氢原子被X取代，消耗1molX2，同时有1molHX生成。
(5) 推断题审题时，一定要把题中的每一个信息都读完，题给的信息一定要考虑。推断出的有机物一定是很熟悉很常见的物质，若有多种选择，要选择最常见的。
(6) 燃烧耗氧量问题：①同质量的烃，含氢量大的耗氧量多。
②同物质的量的烃，耗氧量与[]有关。
③烃的衍生物可以对分子式进行改写，进而快速判断耗氧量。如C3H7OH可以改写为C3H5H2O
(7) 再找一下做过的有机推断题中，当时自己推不出来是因为哪一点没有想到，赶紧记在这里，以便考前30分钟再提醒自己。
(8) 个别知识点提醒：
(1)能使溴水褪色的：①含碳碳双键或三键的②苯酚及其同系物③含醛基的
(2) 能使KMnO4褪色的：①含碳碳双键或三键的②苯酚及其同系物③含醛基的④苯的某些同系物
(3)溴水中的溴的：①密度比水大的：卤代烃（CCl4、溴苯、溴乙烷等）、CS2
②密度比水小的：苯及其同系物、直馏汽油、液态饱和烃、液态酯
(4)能与Na反应放出氢气的：含羟基的化合物（醇、酚、羧酸、葡萄糖、氨基酸、苯磺酸）
Ⅲ、实验基础知识
一、离子的检验
1、常见阳离子的检验
K+、Na+用焰色反应检验。NH4+用碱和湿润红石蕊试纸检验，即将湿润的红石蕊试纸粘在玻璃棒的一端，靠近管口，变蓝，证明产生NH3。Fe3+用SCN—检验，生成红色溶液，Fe3++3SCNFe(SCN)3，平衡可以移动，加入Fe粉和适量酸振荡，红色褪去，再加入氯水又会变红。Fe3+的溶液呈黄色，Fe3+生成Fe(OH)3红褐色沉淀也可用于鉴别、检验。
2、常见阴离子的检验
Cl—、Br—、I—用AgNO3溶液和稀HNO3检。
SO42—检验：先加HCl无沉淀，再加BaCl2产生白色沉淀。
CO32—检验：与酸反应，产生气体使澄清石灰水变浑浊，气体无味，不能使品红试液褪色。
取一次，用一种试剂鉴别溶液同时含HCO3—、CO32—（比如Na2CO3、NaHCO3混合液）：试样加足量CaCl2溶液，过滤，滤液加热，又生成白色沉淀。
上述离子检验是高考的D级要求。
二、化学实验方案的设计
1、化学实验方案设计的基本要求
实验方案一般包括以下七点：①实验名称；②实验目的；③实验原理；④实验用品（仪器、药品及规格）；⑤实验步骤（包括仪器的装配和操作）；⑥实验现象记录和结果处理；⑦问题讨论。
实验方案设计应遵循四点要求：①科学性；②安全性；③可行性；④简约性。
若同一实验有多种方案，选择实验方案的依据是：效果明显、操作安全、装置简单，用药少，步骤少，时间少。
2、性质实验方案的设计
乙二酸俗称草酸（H2C2O42H2O）预测性质：①酸性；②热分解生成H2O、CO2等；③两个—COOH直接相连，可能被高锰酸钾氧化；④酯化；⑤使蓝墨水褪色（常识）步骤略。
铜和铜的化合物：Cu2(OH)2CO3←Cu CuO→Cu2+ Cu(OH)2→CuO，CuSO45H2O CuSO4 + 5H2O， 设计Cu的性质实验方案可以从Cu与O2，浓H2SO4及铜绿的生成等方面考虑。某些药品中Al(OH)3成分的检验：可依据Al(OH)3的两性，选择NaOH溶液和盐酸来设计，药品研成粉末，加入NaOH溶液稍过量，过滤，滤液中滴加HCl，先产生白色絮状沉淀，后溶解。红砖中氧化铁成分的检验：样品研成粉末，取样加入HCl，振荡、过滤，取滤液加KSCN溶液，生成血红色溶液。
3、制备实验方案的设计
Al屑制备Al(OH)3：先洗去油污。利用稀H2SO4和NaOH溶液设计。方案—：Al→Al3+→Al(OH)3，Al、H+、OH—的用量比为1:3:3；方案二：Al→AlO2—→Al(OH)3，Al、H+、OH—的用量比1:1:1；方案三：AlO2—←Al→Al3+，Al3++3AlO2—+6H2O=4Al(OH)3↓，Al、H+、OH—的用量比4:3:3。洗涤沉淀的方法是，用玻璃棒将过滤后的沉淀转移到烧杯里（如果沉淀总量较多），H2O洗涤，再过滤，再洗涤，至洗涤液pH为7~8。上述方案一还有缺点是：OH—用量难控制，少了Al3+不能全部沉淀，多了Al(OH)3要溶解，不如氨水好。方案二也有缺点，H+用少了AlO2—不能全部沉淀，多了Al(OH)3要溶解，不如通CO2好。酸碱使用效率最高的是方案三。
铁屑制备硫酸亚铁：先洗去油污，铁屑与稀H2SO4反应Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O，2Fe3++Fe=3Fe2+，Fe+2H+=Fe2++H2↑，FeSO4溶液浓缩降温结晶，得到粗制的硫酸亚铁晶体，可含少量不溶性杂质和可溶性杂质。精制硫酸亚铁用重结晶法，（KNO3提纯也用重结晶法，适用于溶解度大且溶解度随温度变化大的物质的提纯）配成热的浓溶液，目的是增大溶解量，趁热过滤，目的是减少溶质的损失并除去不溶性杂质，滤液降温结晶，可溶性杂质留在滤液中，过滤得FeSO4·7H2O浅绿色晶体。
4、物质检验实验方案的设计
固体应取少量配成溶液，液体应取少量。
常见离子的检验方法要掌握：K+、Na+、NH4+、Fe3+、Al3+、Cl—、Br—、I—、CO32—、SO42—。
证明(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O的成分中含有Fe2+、NH4+、SO42—和H2O：取少量固体放入试管，加热，试管口有液体生成，证明含结晶水，取样配成溶液，呈淡绿色（无沉淀，气体），推断含Fe2+，取少量溶液滴入KSCN溶液，不变红，再加新制氯水，变红，说明含Fe3+，证明原溶液含Fe2+，另取少量溶液加入浓NaOH，加热，在试管口用湿润的红石蕊试纸检验，变蓝，说明有NH3，证明原溶液含NH4+，另取少量溶液加入HCl酸化，再加入BaCl2溶液，生成白色沉淀，说明含SO42—。若要想确定其化学式，还要通精确的定量实验测定并计算。
明矾的检验：取样加热检验结晶水，配液，焰色反应检验K+，加NaOH溶液先沉淀再溶解检验Al3+，HNO3酸化的Ba(NO3)2检验SO42—。
不用指示剂，取一次试样检验某溶液中含OH—、SO42—、CO32—：先用NH4NO3，再用稀HNO3，然后用Ba(NO3)2，依次检验OH—、CO32—、SO42—。
未知物检验一：Na2SO4、MgSO4、Al2(SO4)3、FeSO4四种溶液。用前面的方法检验SO42—、Al3+、Fe2+，焰色反应检验Na+、NaOH溶液检验Mg2+，若只需鉴别，用NaOH溶液就行。
未知物检验二：MgCl2、NaCl、(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、KNO3五种中的任意三种白色粉末。先检验SO42—、CO32—、NH4+等，再检验Mg2+、Cl—，焰色反应可先进行，可后进行检验Na+、K+。NO3—检验：取固体样品加入浓H2SO4和Cu片，加热，产生红棕色气体。
5、学生实验列表
（1）化学实验基本操作 （2）同周期、同主族元素性质的递变
（3）配制一定物质的量浓度的溶液（4）硫酸铜晶体里结晶水含量的测定
（5）中和热的测定
（6）浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响，浓度、温度对化学平衡的影响
（7）电解质溶液 （8）中和滴定 （9）原电池原理，电解饱和食盐水
（10）金属的电化腐蚀 （11）氯、溴、碘的性质，氯离子的检验
（12）浓H2SO4的性质，SO42—离子的检验
（13）氨的制取和性质，NH4+离子的检验
（14）碱金属及其化合物的性质 （15）镁、铝及其化合物的性质
（16）铁及其化合物的性质，Fe3+、Fe2+的检验
（17）明矾成分的检验 （18）红砖中氧化铁成分的检验
（19）几组未知物的检验 （20）硫酸亚铁的制备
（21）苯酚的性质 （22）乙醇的性质
（23）乙醛的性质 （24）乙酸乙酯的制取
（25）肥皂的制取 （26）葡萄糖、蔗糖、淀粉、纤维素的性质
（27）蛋白质的性质 （28）食物中淀粉、蛋白质的检验
6、熟练掌握下列操作
（1）药品的取用（如：浓硫酸、块状固体、粉状固体、NaOH 固体等）
（2）洗涤玻璃仪器（沾有油污、S 、Ag、 MnO2、 C6H5OH 等的试管）
（3）连接仪器装置 （4）检查装置的气密性（微热法、水压法等）
（5）排水、排气集气 （6）称量 （7）过滤 （8）焰色反应（9）使用指示剂。
并正确进行理解研磨、蒸发、配溶液的操作。
学习中和滴定操作。
7、熟练掌握下列仪器的使用
(1)试管 （2）试管夹（3）玻璃棒 （4）酒精灯 （5）烧杯（6）烧瓶（蒸馏烧瓶、圆底烧瓶）（7）量筒 （8）胶头滴不定期 （9）铁架台 （10）锥形瓶 （11）容量瓶 （12）分液漏斗 （比较梨形分液漏斗、球形分液漏斗、长颈漏斗、三角漏斗的应用） （13）滴定管 （14）坩埚 （15）研钵 (16)干燥管 （17） 干燥器 （18） 锥形瓶 （19） 温度计（水银球的位置）。
理解各种冷凝装置、防吸（安全）装置、洗气装置和尾气吸收装置。
Ⅴ、化学计算
（一）有关化学式的计算
1．通过化学式，根据组成物质的各元素的原子量，直接计算分子量。
2．已知标准状况下气体的密度，求气体的式量：M=22.4ρ。
3．根据相对密度求式量：M=MˊD。
4．由气态方程求式量：M=
5．混合物的平均分子量：
6．原子量
1 原子的原子量=
2 质量数=质子数+中子数
3 元素原子量：
A1、A2表示同位素原子量，a1%、a2%表示原子的摩尔分数
4 元素近似原子量：
A1、A2表示同位素原子量，a1%、a2%表示原子的摩尔分数
②对气体使用体积时注意条件（温度及压强），否则气体体积无意义
(三) 溶液计算
1． 基本公式及关系：
（1）物质的量浓度：
①。
②稀释过程中溶质不变：C1V1=C2V2。
③同溶质的稀溶液相互混合：C混=
④质量分数换算为物质的量浓度：C=
（2）溶质的质量分数。
①
②（饱和溶液，S代表溶质该条件下的溶解度）
③混合：m1a1%+m2a2%=(m1+m2)a%混
④稀释：m1a1%=m2a2%
(3)有关溶解度的计算：
1 =（饱和溶液：一定温度下）
2 S=（a%：饱和溶液质量分数）
3 有关pH值的计算：酸算H+，碱算OH—
Ⅰ. pH= —lg[H+]
Ⅱ. KW=[H+][OH-]=10-14（25℃下）
考试注意：
1． 要抓住关键字在题目的问题中，通常出现如下词：正确与错误、大与小、强与弱、能与否，由强到弱或由弱到强，名称与符号，分子式、结构简式、电子式，化学方程式与离子方程式等，即使题目会做，由于不注意上述词语，就有可能造成失分。
2． 注意各量的单位物质的量浓度（mol/L），摩尔质量（g/mol），深解度（g）、百分数、浓度互换时的体积易错等。
3． 题目中隐含性的限制条件如（1）酸性的无色透明溶液，（2）PH=0的溶液（3）水电离出的[OH-]=10-14mol/L的溶液等
4． 注意常见符号的应用如"="，可逆符号、"△H>0"、"△H<0"、沉淀、气体符号，电荷与价标、写电子式时"[ ]"的应用、物质的聚集状态、特殊的反应条件等等。
5． 实验填空题或简答题，注意文字要准确（1）不要用错别字：如脂与酯、铵与氨、坩与甘、蘸与粘、蓝与兰、褪与退、溶与熔、戊与戌、催与崔、苯与笨等。（2） 不用俗语：如a、打开分液漏斗的开关（活塞），b、将气体通进（入）盛溴水的洗气瓶，c、酸遇石蕊变红色（酸使石蕊呈红色）等。
考前叮咛（打油诗一首）
各位同学要牢记，一看二审三注意：拿到试卷别慌忙，首先看有多少题。
检查试卷齐全否，前后页码看仔细；答题记号搞明确，单选多选莫麻痹！
铃声未响不许做，不妨用手作标记。题多时少巧安排，先易后难细审题。
找出解题突破口，选对选错莫岔题！关键字词要抓稳，文字书写要麻利；
专用名词切莫错，代号符号要规矩。若是碰上栏路虎，一时半刻想不起，
不如暂时放一边，先做把握最大的。单选填空和推断，一般没有大问题；
遇到多选组合判，千万小心别轻敌！力争做到稳准狠，一次成功最省力。
现在时兴新情境，变换花样考能力。此类多是纸老虎，故弄玄虚吓唬你。
首先安慰你自己：没有什么了不起！读懂题目玄机现，顺藤摸瓜不费力。
多数计算可巧解：画出流程找关系，物料电荷皆守恒，寻找捷径来解题。
最后一道综合题，题巧分重拉距离。先把题目读两遍，再做两次深呼吸；
化整为零分步做，设计未知列比例；公式定理要活用，引入数据要合理；
步骤书写要规范，做完作答别忘记；还有单位小数点，这些扣分太可惜！
难题最后来攻克，信心百倍难变易。时间若是有富余，首先检查分多的，
不到最后不交卷，出场后悔就晚矣！时间多数不够用，千万不要干着急，
首先扫清空白点，连猜带估写上去！多选若是拿不准，只填一个保险的。
能写几步是几步，多得一分压一批！高考一科接一科，出了考场别再提。
讨论对答猜分数，考试期间不可取！若有这些闲功夫，不如睡觉养精力。
考试往往靠发挥，技巧用活出成绩。心理素质很重要，劝君早日作练习。
别人劝告是外因，关键还靠你自己。家长老师在祈祷，祝愿你们创奇迹！
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Ⅰ、元素化合物
一、卤族
1、相关反应
3Cl2+2Fe=2FeCl3 （氯气与足量Fe生成FeCl3，氯水与足量Fe生成FeCl2），
H2+Cl22HCl Cl2+H2OH+ +Cl—+HClO
Cl2+2OH—=ClO—+Cl—+H2O（尾气余Cl2可用碱吸收）
MnO2+4HCl(浓)MnCl2+Cl2↑+H2O MnO2+4H++2Cl—Mn2++Cl2↑+H2O
Cl—+Ag+=AgCl↓ Br2+2I—=I2+2Br—
2、基础辅导
（1）卤素包括（F、Cl、Br、I、氟、氯、溴、碘）。Cl2：黄绿色，有刺激性气味，比空气重，有毒，易液化，能溶于水，新制氯水主要成分是Cl2，还含H＋ 、Cl—、HClO及少量ClO—、OH—。HClO具有不稳定性、弱酸性、强氧化性。液氯贮存于钢瓶中.
（2）卤素原子结构、性质的比较：原子半径、离子半径、单质氧化性、离子还原性、单质与H2、H2O等反应的难易程度。F2与某些惰性气体能反应，产物也有很强的氧化性。Br2易挥发，I2易升华，I2遇淀粉变蓝。
（3）碘与人体健康有关，加碘盐含KIO3；海水中可提取NaCl，MgCl2、I2等产品；Cl2是重要化工原料，用于制盐酸，漂白粉及有机物的合成等。
二、氧族
1、相关反应
S+H2H2S，S+O2SO2，Fe+SFeS， 3Fe+2O2Fe3O4，
2O3=3O2，3O22O3， 2H2O22H2O+O2↑， SO2+O22SO3
SO2+H2OH2SO3H++HSO3—， SO2 +Cl2 +2H2O =H2SO4 +2HCl
SO3+H2O=H2SO4，H2SO4=2H++SO42—， 2H2SO4(浓)+CuCuSO4+SO2↑+2H2O，
2H2SO4(浓)+C2SO2↑+CO2↑+2H2O， SO42—+Ba2+=BaSO4↓
2、基础辅导：
（1）氧族元素：核电荷、原子半径变化；单质熔、沸点变化、氢化物稳定性变化；沸点：H2O>H2S
（3）O3气态淡蓝色、液态深蓝色、固态紫黑色，强氧化性，用于漂白、消毒，空气中含量超过10—5%有害，高空臭氧层吸收紫外线保护地球生物，氟氯烃、氮的氧化物等破坏臭氧层；
（4）H2O2电子式 ，极性分子，水溶液称双氧水，3%的用作消毒剂，10%的用作漂白剂，强氧化剂，实验可用H2O2、MnO2制O2，属不加热型；SO2无色刺激性气味，有毒，易液化，易溶于水(1:40)，SO2使石蕊试液变红，使品红试液褪色，SO2能被许多氧化剂氧化生成SO42—，无H2O存在时，只能被O2催化氧化为SO3，SO2的漂白不是强氧化性，加热又恢复，SO2能杀菌可作干果的防腐剂，SO2是大气污染物，是酸雨的主要成分之一（氮的氧化物也是酸雨成因），空气中SO2主要来自化石燃料的燃烧和一些工业废气；浓H2SO4有吸水性（干燥剂，使结晶水合物失水）、脱水性（炭化）、强氧化性（与Cu、C等反应），用浓H2SO4、浓HCl可制HCl气体，用浓H2SO4、NaCl固体也可以生成HCl气体，但NaCl浓溶液不能与浓H2SO4制得HCl气体。H2SO4的用量是一个国家工业发达水平的一种标志。
三、硫酸工业
1、 相关反应：
S+O2SO2或4FeS2+11O22Fe2O3+8SO2
2SO2+O22SO3 H2O+SO3 = H2SO4
2、基础辅导：
三个阶段：造气、接触氧化、SO3的吸收
三个主要设备：沸腾炉、接触室、吸收塔
相关的三个反应都是放热反应；炉气含SO2、O2、N2、H2O及一些杂质，需净化和干燥；杂质和矿尘使催化剂中毒，H2O气对设备生产不利；用S燃烧制得的炉气不需要净化和干燥处理；接触室的反应以V2O5作催化剂，是可逆反应，选择适当的高温，理由是温度较低催化剂活性不高，反应速率低，温度过高，平衡转化率不高，选择常压的理由是常压平衡转化率已经很高，无需加压消耗动力；接触室里装有热交换器，既可以预热反应气，又可以冷却生成的气体；工业上用98.3%的浓H2SO4依据逆流原理（充分接触）吸收SO3，用水吸收会形成酸雾，SO3可溶于浓H2SO4，实验室里除去SO2中的SO3可用浓H2SO4或饱和KHSO3溶液洗气；硫酸工业的尾气含SO2应回收利用，污水含H2SO4可用石灰乳处理，废渣可制水泥或制砖，生产过程中机器设备需要大量电能，维持适宜温度需要热能，利用反应放出的热量可降低成本，可在沸腾炉旁设置“废热”锅炉，产生蒸气发电，用热交换器维持反应温度，硫酸厂适宜较大规模，厂址的选择影响因素是环保、能源、水源、交通、土地、市场、原料等。
四、氮族
1、相关反应
N2+3H22NH3 N2+O22NO 3Mg+N2Mg3N2
2NO+O2=2NO2 2NO2N2O4 3NO2+H2O=2HNO3+NO
总式1：4NO+3O2+2H2O=4HNO3 总式2：4NO2+O2+2H2O=4HNO3
总式3：NH3+2O2=HNO3+H2O
4P+5O22P2O5 P2O5+3H2O2H3PO4
2P+3Cl22PCl3 2P+5Cl22PCl5
NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH—
NH3+HCl=NH4Cl NH4ClHCl↑+NH3↑ 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4
4NH3+5O24NO+6H2O
NH4HCO3NH3↑+CO2↑+H2O 2NH4Cl+Ca(OH)2NH3↑+CaCl2+2H2O
NH3·H2O+CaO=NH3↑+Ca(OH)2
4HNO32H2O+4NO2↑+O2↑ 4HNO3(浓)+Cu=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
3HNO3(稀)+8Cu=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 4HNO3(浓)+CCO2↑+4NO2↑+2H2O
2、基础辅导
（1）氮族元素包括N、P、As、Sb、Bi，氮、磷、砷、锑、铋。锑、铋有明显的金属性。氮族元素常见的化合价有-3，+3，+5，Sb、Bi不显负价，N有多种化合价-3，+1，+2，+3，+4，+5；HNO3的酸酐是N2O5，HNO2的酸酐是N2O3；磷有多种同素异形体，同主族单质从上到下非金属分子熔点依次升高，金属熔点一般依次降低。
（2）自然界中N的循环是一方面含氮化合物最终被细菌分解成N2，另一方面是大气中的N2转化为化合态的氮，后者称为氮的固定，通常氮的固定有人工固氮（合成氨）、雷电（生成NO）、豆科植物的根瘤菌。N2的电子式，结构式NN，叁键稳定，N2常用作保护气，液氮可作深度冷冻剂。N2合成NH3的反应是放热的可逆反应，选择高压的理由是低压转化率太低，选择适当高温的理由是温度太低反应慢，催化剂活性低，温度过高转化率低，适当的高温速率大，催化剂活性高，不可用勒沙特列原理来解释“适当高温”。NO是无色有毒气体不溶于水，排水法收集，NO2是红棕色刺激性气体，易溶于水反应，NO2是光化学烟雾主要成因，也是酸雨的成因之一，还能破坏臭氧层，大气中NO、NO2主要来自于汽车尾气，空气质量报告是SO2、氮氧化物、悬浮物等有害物质的指标。
（3）NH3无色刺激性气味，极易溶于水，易液化，液氨可作致冷剂。计算氨水的质量分数时，溶质以NH3计，M=17 g/mol，氨水中含NH3·H2O、NH3、H2O、NH4+、OH—、H+。NH3的电子式是，三角锥形分子。
（4）NH3遇HCl气体或浓盐酸有白烟产生。氨水可腐蚀许多金属，若用铁桶装氨水，铁桶应内涂沥青。氨的催化氧化是放热反应，产物是NO，是工业制HNO3的重要反应，如选择其它条件或氧化剂，NH3可以被氧化成N2，NH3是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体。实验室常有两种装置可用于制NH3，固、固加热型和固、液不加热型。NH4Cl有假升华现象，可用加热法分离NH4Cl和NaCl固体混合物。
（5）NH3用于制氮肥（尿素、碳铵等）、HNO3、铵盐、纯碱，还用于制合成纤维、塑料、染料等。
（6）HNO3放在棕色瓶中，浓HNO3一般69%，98%以上的称发烟硝酸，所以浓HNO3、浓HCl的反应写离子方程式时应写成离子，而浓H2SO4不写离子方程式。HNO3具有挥发性、强酸性、不稳定性、强氧化性。稀HNO3使石蕊变红，浓HNO3使石蕊变红再褪色，而浓H2SO4使石蕊试纸变黑。HNO3能氧化除Pt、Au等以外的金属，氧化性浓HNO3>稀HNO3，Al、Fe在冷的浓HNO3、浓H2SO4中会钝化，钝化即金属表面生成致密的氧化膜。可用铝槽车装运浓HNO3。HNO3使蛋白质变黄，使皮肤变黄，有强腐蚀性，不慎将浓HNO3弄到皮肤上，应立即用大量水冲洗，再用NaHCO3稀溶液或肥皂洗涤。浓HNO3与浓HCl体积比1:3的混合物称王水，能溶解Au、Pt等金属。HNO3能与苯、甲苯、甘油、纤维素等有机物发生重要的反应，常用浓硫酸作催化剂。
（7）自然界中没有游离态的磷。磷和氮都是构成蛋白质的成分之一，磷在生物体的生理机能方面起重要作用。单质化学性质P>N2。白磷着火点很低，保存在水中，红磷久置于空气中表面会聚集液体，着火点比白磷高得多，白磷隔绝空气加热260℃变为红磷，红磷隔绝空气加热到416℃，升华后冷凝变为白磷，白磷剧毒，易溶于CS2，红磷无毒，不溶于CS2。安全火柴的火柴头是氧化剂（KClO3、MnO2）和易燃物（S），侧面粘附物是发火剂（红磷）和易燃物（Sb2S3）。
五、碳族
1、相关反应：
C、CO、CO2、H2CO3、碳酸盐之间的转化略。
Si+O2SiO2 Si+2F2=SiF4 Si+4HF=SiF4+2H2
Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑
SiO2+2CSi+2CO↑ SiO2+CaOCaSiO3
SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O
SiO2+Na2CO3Na2SiO3+CO2↑ SiO2+CaCO3CaSiO3+CO2↑
Na2SiO3+CO2+2H2O=Na2CO3+H4SiO4↓ H4SiO4=H2SiO3+H2O H2SiO3SiO2+H2O
2、基础辅导
（1）碳族元素包括（C、Si、Ge、Sn、Pb 碳、硅、锗、锡、铅）。硅是非金属，半导体，锗的金属性比非金属性强，锡和铅都是金属。碳族化合价+2、+4，Pb+2价稳定其余+4价稳定，即CO、SnCl2等有强还原性，PbO2有强氧化性。Pb2+最外层有2个电子，有6个电子层。C、Si是原子晶体，熔点C>Si，金刚石、石墨、C60是同素异形体，C60是分子，可以用金属掺杂，可以发生加成反应。
（2）地壳中含量前五位的元素是O、Si、Al、Fe、Ca，自然界中没有游离态的硅，硅以SiO2、硅酸盐等形式存在，是构成矿物和岩石的主要成分。Si化学性质不活泼，常温下能与F2、HF、NaOH反应，与Cl2、O2、H2SO4、HNO3等不反应。硅合金用途广。
（3）天然SiO2也叫硅石，石英的主要成分也是SiO2，透明的石英晶体就是水晶，玛瑙是含杂质的石英晶体，SiO2是原子晶体。SiO2是光导纤维的主要原料，石英玻璃可制成耐高温的化学仪器和光学仪器。
（4）粘土主要成分是硅酸盐，水泥、玻璃、陶瓷都属硅酸盐类物质。土壤、有色玻璃具有胶体的某些物质。石英玻璃不属于硅酸盐，是SiO2，玻璃纸纤维素。高温结构陶瓷有氧化铝（人造刚玉）、氮化硅、碳化硼等，都具有原子晶体的结构。宝石是含杂质（铬、钛化合物）的Al2O3（刚玉），单个存在的Al2O3是离子化合物。
六、金属的通性
1、相关反应
2HgO2Hg +O2↑ 2Ag2O 4Ag+O2↑
Fe2O3 +CO2Fe +3CO2 CuO +H2Cu +H2O
WO3 +3H2 W+3H2O Cr2O3 +2Al 2Cr +Al2O3
2Al2O3 2Al +3O2↑ MgCl2 Mg +Cl2↑ 2 NaCl 2Na +Cl2↑
2、基础辅导
（1）金属晶体有导电、导热、延展性，均与自由电子有关，金属晶体中含阳离子不含阴离子。熔点Na
（3）我国稀土金属资源属世界前列，人均资源少，矿产资源不能再生，废金属是固体废弃物，会污染环境，应加强废旧金属的回收利用。金属冶炼的三个步骤依次是富集、冶炼、精炼。金属冶炼的实质是M - ne—=M n+，冶炼金属的实质是用还原的方法使金属化合物中的金属离子得到电子变成金属原子。由于不同的金属离子的电子的能力不同，所以冶炼的方法不同。金属活动性序表中，金属的位置越靠后，越容易被还原，用一般的还原方法就能使金属还原；金属的位置越靠前，越难被还原，最活泼金属只能用最强的还原手段来还原。金属冶炼的方法一般有热分解法、热还原性、电解法和湿法冶金（溶液中反应生成金属），活泼金属Na、Mg、Al等常用电解法，Cu、Ag的精炼也用电解法。
七、碱金属
1、相关反应
2Na +O2 Na 2O2 4Na +O2 =2Na2O
2Na +2H2O =2Na＋ +2OH― +H2↑ 2 Na 2O2 +2H2O=4Na＋ +4OH―
Na2O+H2O =2Na＋ +2OH― 2 Na 2O2 +2CO2 =2Na2CO3 +O2
Na2CO310H2O =Na2CO3 +10H2O Na2CO3 +2HCl =2NaCl +H2O +CO2↑
NaHCO3 +HCl =NaCl +H2O +CO2↑ NaHCO3 +NaOH =Na2CO3 +H2O
2NaHCO3 +Ca(OH)2 =CaCO3↓ +Na2CO3 +H2O
2HCO3－ +Ca2＋ +2OH―=CaCO3↓ +CO32― +H2O
NaHCO3 +Ca(OH)2 =CaCO3↓ +NaOH +H2O HCO3－ +Ca2＋ +OH― =CaCO3↓ +H2O
2NaHCO3 Na2CO3 +H2O +CO2↑ Na2CO3 +H2O +CO2 =2NaHCO3
NaCl +NH3 +CO2 +H2O =NaHCO3 ↓+NH4Cl
4Li +O2 =2Li2O 2K+2H2O =2KOH +H2↑ K+O2 KO2
2、基础辅导
（1）碱金属包括Li、Na、K、Rb、Cs, 锂、钠、钾、铷、铯，氢在第ⅠA族但不属碱金属。Na软，银白色，热和电的良导体，比水轻，熔点低于100℃，保存在煤油中。一小块钠久置于空气中的变化是先变暗，生成Na2O，再变白很快形成溶液，生成NaOH并潮解，久置变为Na2CO3晶体，再风化变成白色粉末Na2CO3。
钠在自然前中主要是NaCl，还有Na2SO4，Na2CO3，NaNO3等，K、Na合金室温下液态，是原子反应堆的导热剂，是强还原剂，钠灯发出黄光。
（2）Na2O2浅黄色，稳定性Na2O2>Na2O，Na2O2是漂白剂，强氧化剂，供氧剂，CaO2也可作供氧消毒剂。Na2O2中阳离子和阴离子2:1
（3）溶解性Na2CO3>NaHCO3，与HCl反应剧烈程度NaHCO3>Na2CO3，Na2CO3用于制玻璃，制皂，造纸，纺织等，NaHCO3用于制发酵粉，治疗胃酸过多等。
候氏制碱的主要原理是在饱和盐食水中先通NH3饱和，再通足量CO2，生成NaHCO3沉淀，再加热生成Na2CO3。若先通CO2 ,溶解量太小,不能反应.
（4）钠的焰色是黄色，钾的焰色是浅紫色，用蓝色钴玻璃滤去黄光。焰色反应操作：用铂丝（铁丝）蘸取溶液在火焰上灼烧，观察焰色，实验后用稀HCl洗净铂丝，并在火焰上灼烧到无色。焰色反应不是化学反应.
八、镁铝
1、相关反应
2Mg +O22MgO 3Mg +N2 Mg3N2
4Al +3O2 2Al2O3 Mg +2H＋ =Mg2＋ +H2↑
2Al +6H＋ =2Al3＋ +3H2↑ 2Al +2OH― +2H2O=2AlO2― +3H2↑
2Mg +CO2 2MgO +C 2Al +Fe2O32Fe +Al2O3
4Al +3MnO22Al2O3 +3Mn MgO +2H＋ =Mg2＋ +H2O
Al2O3 +6H＋ =2Al3＋ +3H2O Al2O3 +2OH― =2AlO2― +H2O
Al(OH)3 +3H＋ =Al3＋ +3H2O Al(OH)3 +OH― =AlO2― +2H2O
2Al(OH)3 Al2O3 +3H2O
H＋ +AlO2― +H2O Al(OH)3Al3＋ +3OH―
2、基础辅导
（1）熔点、硬度Al>Mg，Mg、Al都是轻金属，都是活泼金属。Al有良好的导电性和延展性，镁、铝的合金质轻、坚韧。
（2）镁、铝的抗腐蚀性是表面生成致密的氧化膜。铝制容器可以装运浓HNO3、浓H2SO4，加热Al与浓HNO3、浓H2SO4会持续反应。铝制餐具不适宜酸性、碱性、咸味；酸性、碱性使Al2O3溶解，NaCl溶液导致Al的吸氧腐蚀。负极Al –3e-=Al3＋
正极O2 +4e-+2H2O =4OH―
（3）铝热反应的反应混合物中（如Fe2O3和Al2O3）加入KClO3，插入镁条目的是KClO3受热释放的O2使Mg条剧烈燃烧产生高温引发反应，铝热反应放出大量的热，可用于野外焊接钢轨，冶炼某些金属。Al2O3、MgO的熔点都很高。
（4）Al3+与OH—物质的量1:3沉淀，然后1:1溶解生成AlO2—，AlO2—与H+是1:1沉淀生成Al(OH)3，然后再1:3溶解生成Al3+，计算时值得注意。Al(OH)3 不溶于氨水和碳酸,可溶于某些弱酸.
九、铁
1、相关反应
3Fe +2O2 Fe3O4 2Fe +3Cl2 2FeCl3 Fe +SFeS
3Fe +4H2OFe3O4 +H2↑ Fe +2H＋ =Fe2＋ +H2↑
Fe +Cu2＋ =Fe2＋ +Cu Fe +4HNO3 =Fe(NO3)3 +NO↑+2H2O
3Fe +8HNO3 =3Fe(NO3)2 +2NO↑+4H2O
Fe +2Fe3＋ =3Fe2＋ 2Fe3＋ +2I― =I2 +2Fe2＋
2Fe3＋ +Cu =Cu2＋ +2Fe2＋ FeO +2H＋ =Fe2＋ +H2O
Fe2O3 +6H＋ =2Fe3＋ +3H2O Fe3O4 +8H＋ =Fe2＋ +2Fe3＋ +4H2O
Fe2O3 +3CO2Fe +3CO2 Fe3O4 +4H2 3Fe +4H2O
Fe3＋ +3OH― =Fe(OH)3↓
Fe3＋ +3NH3·H2O =Fe(OH)3↓ +3NH4＋
Fe3＋ +3H2OFe(OH)3 +3H＋
2Fe(OH)3 Fe2O3 +3H2O Fe(OH)3 +3H＋ =Fe3＋ +3H2O
Fe2＋ +2OH― =Fe(OH)2↓ 4Fe(OH)2 +O2 +2H2O =4Fe(OH)3
Fe2＋ +Br2 =2Fe3＋ +2Br― 2Fe2＋ +Cl2 =2Fe3＋ +2Cl―
Fe3＋ +3SCN― Fe(SCN)3
2、基础辅导
（1）Fe与Cl2、S的反应说明氧化性Cl2>S，Fe在Cl2中燃烧产生棕黄色烟，FeCl3溶液呈黄色，常温下纯Fe与H2O不反应，加热能反应。不纯的铁在潮湿的空气中易发生电化腐蚀即原电池反应，正极：O2+2H2O+4e—=4OH—，负极：2Fe-4e—=2Fe2+。总反应：2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，进一步反应生成Fe(OH)3，Fe(OH)2白色沉淀，遇空气迅速变成灰绿色，最后变成红褐色。制Fe(OH)2时的滴管需插入溶液底部。
（2）3Fe+4H2O(g)Fe3O4+4H2，可以双向进行，气体的进入与排出决定了反应进行的方向。Fe与稀HNO3反应先生成Fe3+，若Fe足量，Fe3+与Fe再生成Fe2+。Fe遇冷的浓HNO3、浓H2SO4发生钝化。金属活动性表中Fe的位置对应的化合价是+2价。FeO是黑色粉末，空气中加热变成Fe3O4，Fe2O3红棕色粉末，可作颜料俗称铁红，Fe3O4是一种复杂化合物，黑色晶体，有磁性。
（3）Fe3+水解能力强，除去Cu2+溶液中Fe3+杂质的方法是调整pH使Fe3+变成Fe(OH)3沉淀，除去Cu2+溶液中Fe2+杂质的方法是先将Fe2+氧化成Fe3+，再如上述方法分离。
Fe2+与SCN—不显红色，Fe2+溶液中滴加SCN—溶液和氯水溶液变红，再加Fe粉振荡，红色褪去,平衡Fe3＋ +3SCN― Fe(SCN)3加Fe左移。成年人体内含铁约3~5g，主要在血红蛋白中，人体缺铁可多吃含铁丰富的食物或药物，土壤中缺铁可施加FeSO4。
Ⅱ基本概念和原理
一、原子结构
1、相关定义
原子序数：核电荷数即核内质子数编号。
同位素：相同元素不同核（即中子数不同）。
相对原子质量；原子质量÷12C原子质量的十二分之一。
质量数：A=Z+N。
2、基础辅导
（1）判断同位素一般给出的是原子符号，不是单质、化合物的化学式，同位素是原子间的关系依据定义判断，H2与D2不是同位素，而是由同位素构成的两种氢分子，H、D就是氢的同位素。
（2）同素异形体特指单质，一般原子相同，结构不同，与同位素无关。如石墨、金刚石、C60是同素异形体，13C、12C是同位素。同位素原子广泛用于科研，作示踪原子；用于医疗、考古等。
（3）原子或简单离子的结构示意图不可以用结构式、电子式代替，表示核电荷，弧线表示电子层，数字表示每层上的电子数。
（4）两原子的质量比等于其式量比。若改变相对原子质量的参照标准（12C质量的1/12），计算中只有相关的式量发生改变，其它物理量包括摩尔质量等均不变。
（5）电子分层排布。每层最多2n2个，原子（不是离子）最外层不超过8个，次外层不超过18个，倒三层不超过32个。
二、周期律周期表
1、相关定义
周期律：元素的性质随着元素原子序数的递增而呈周期性变化。
周期族：横行周期纵行族。
2、基础辅导
（1）原子最外层电子数、原子半径、元素化合价均随着原子序数的递增呈现周期性变化。元素性质的周期性变化是元素原子的核外电子排布的周期性变化的必然结果。
（2）随原子序数的递增，不是随原子量的递增，呈现周期性变化。各周期所含元素种类依次是2，8，8，18，18，32，（32），第七周期不满。表中18个纵行，含元素最多的族是ⅢB族，生成化合物最多的元素是碳，最活泼的金属是Cs，最活泼的非金属是F2，最轻的金属是Li，最轻的非金属是H2。Fe的位置是第四周期第Ⅷ族，原子最外层2个电子。周期表中元素多数是金属，第Ⅷ族和副族全部是金属称过渡金属，全部是金属的主族是第ⅡA族。无机催化剂中的金属元素主要是过渡金属。两性元素及半导体主要在表中金属与非金属交前处，有个对角线，金属性和非金属之间没有严格的界线。运用周期律周期表可对一些元素性质的相似性和递变性进行预测和推理。
三、化学键
1、相关定义
离子键：使阴、阳离子结合成化合物的作用。
共价键：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用。
化学键：相邻的原子之间强烈的相互作用。
极性键：不同种元素的原子形成共价键，又称极性共价键。
非极性键：同种原子形成的共价键。
极性分子：共价键的空间排列不对称。
非极性分子：共价键的空间排列对称。
分子间作用力：分子聚集在一起的作用力，又称范德华力。
氢键：H2O、NH3、HF等中存在的一种特殊的分子间作用。
2、基础辅导
（1）离子键一定存在于离子化合物中，离子化合物中一定含离子键。离子化合物熔化、溶解、反应时会破坏离子键。含阳离子的化合物一定含阴离子，但含阳离子的晶体不一定含阴离子（如金属），含阴离子的晶体一定含阳离子。
（2）共价化合物中只含共价键，共价键还可以存在于单质、某些离子化合物中。稀有气体不含化学键。原子晶体熔化时破坏共价键，分子晶体熔化时不破坏共价键，若溶解时电离就破坏共价键。KHSO4熔化时只破坏离子键形成K+和HSO4—，溶解时既破坏离子键又破坏共价键形成K+、H+、SO42— 。
（3）共价键中，A—A为非极性键，A—B为极性键。对称型分子为非极性分子，如：CCl4、C2H2、C6H6、C2H4、CO2、H2，不对称型分子为极性分子，如：H2O2、CCl2F2、H2O、NH3等。非极性分子中可以含极性键。非极性键可存在于单质、共价化合物、某些离子化合物（如：Na2O2中），极性键可存在于共价化合物和某些离子化合物（如：NaOH、NH4Cl中），分子的极性对溶解度等有影响。
(4)常见“10电子”、“18电子”体
①“10电子”的微粒：
分子 离子
一核10电子的 Ne N3 、O2 、F 、Na+、Mg2+、Al3+
二核10电子的 HF OH 、
三核10电子的 H2O NH2
四核10电子的 NH3 H3O+
五核10电子的 CH4 NH4+
⑵“18电子”的微粒
分子 离子
一核18电子的 Ar K+、Ca2+、Cl 、S2
二核18电子的 F2、HCl HS
三核18电子的 H2S
四核18电子的 PH3、H2O2
五核18电子的 SiH4、CH3F
六核18电子的 N2H4、CH3OH
注：其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。
（5）分子间作用力不是化学键，分子晶体熔化、气化时需克服分子间作用力，分子间作用力比化学键弱，分子晶体熔点一般比离子晶体低。高分子化合物中，分子间作用力相对较大。分子间作用力对物质的熔沸点、溶解度等有影响。
（6）氢键是一种特殊的分子间相互作用，不是化学键，指一个分子的H原子与另一分子中原子半径小的N、O、F原子间的一种吸引。所以沸点：H2O>H2S
简单阳离子电子式用离子符号表示（如:Mg2+、Na+），复杂阳离子及所有阴离子电子式要用方括号并标出离子电荷，如:、、等。共价分子的电子式不用方括号，也不存在离子电荷，如：，，，，等。用电子式表示离子化合物形成： ，用电子式表示共价化合物形成： 。化学变化即化学反应的实质是旧键的断裂和新键的形成，这是判断化学变化的依据，O3变O2、白磷变红磷、碳酸钠晶体风化等都是化学变化。
四、晶体
1、相关定义
离子晶体：阴、阳离子间通过静电作用形成的晶体。
原子晶体：原子通过网状共价键形成的晶体。
金属晶体：金属阳离子和自由电子间相互作用形成的晶体。
分子晶体：分子间通过范德华力形成的晶体。
2、基础辅导
（1）NaCl晶体是面心立体结构，一个基本结构单元（称晶胞），平均含4个Na+和4个Cl—，计算式为：顶点×，边心×，面心×，体心全部包含。Na2O2中阴阳离子个数比为1:2，NaCl晶体不导电，熔化状态下导电。NaCl晶体中，每个Na+周围有6个Cl—，每个Cl—周围有6个Na+，化学式表示阴、阳离子最简比，晶体里不存在NaCl分子，只有蒸气状态时才有NaCl分子。
（2）金刚石Si、SiO2、SiC等都是原子晶体，熔点很高，石墨是混合型晶体，平面网状和层状结构，熔点很高，高于金刚石。金刚石中，每个C原子连接四个C原子呈正四体结构向空间伸展，最小的碳环上含6个碳原子，晶体硅的结构与之相似，SiO2的结构好比是晶体硅中每个Si—Si键中间插入一个O原子，SiO2晶体中每个Si原子连4个O原子，每个O原子连2个Si原子，平均每摩Si原子与2摩O原子连接，含4摩Si—O键，SiO2化学式表示晶体里Si、O原子个数比为1:2。石墨晶体中，每个C原子连3个C原子，均在正六边形结构中，每个C原子还自由电子，所以石墨有良好的导电性。
（3）干冰是典型的分子晶体，熔化或气化时克服范德华力。干冰不是冰，冰醋酸也不是冰，只是象冰一样的外观，冰是水，冰水混合物是纯净物，冰中既有范德华力又有氢键。分子晶体的熔沸点相对较低。
（4）许多金属氧化物和强碱及大多数盐形成离子晶体。C、Si、SiO2等属于原子晶体，金属形成金属晶体，其它许多物质形成分子晶体，如：酸、气体形成的晶体、S、P等。
（5）金属晶体中，金属阳离子与自由电子间的相互作用越强，熔点越高。一般地，半径小，自由电子多，相互作用就强。金属键的强弱与金属活泼性没有必然的联系，影响某些物理性质，熔点：Na
（6）常温下液态的金属是Hg，常温下液态的非金属是Br2。
（7）一般地，分子晶体不导电，某些高分子掺杂（活泼金属或活泼非金属）形成电荷载体可以导电。一般地导电的晶体为石墨晶体和金属晶体，靠的是自由电子，电解质在溶液中或熔化状态下导电靠的是自由移动的离子。
五、化学反应中的能量变化
1、相关定义
放热反应：有热量放出的化学反应。
吸热反应：吸收热量的化学反应。
热化学方程式：表明反应所放出或吸收的热量的化学方程式。
燃烧热：101kPa时，1 mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出的热量。
中和热：稀溶液中酸碱中和生成1 mol H2O的反应热。
2、基础辅导
（1）常见的几个吸热变化：氢氧化钡晶体与NH4Cl反应，CO2与C反应，C与H2O反应，NH4NO3溶于水，H—H→2H，多数分解反应如：CaCO3CaO+CO2↑。
常见的放热变化：浓H2SO4、NaOH溶于水，燃烧，铝热反应，中和反应等许多化学反应。
（2）△H=反应物的键能—生成物的键能 △H<0 ，放热；△H>0，吸热。
△H=生成物的总能量—反应物的总能量 △H<0 ，放热；△H>0，吸热。
（3）热化学方程式要注明物质状态，计量数表示物质的量，与△H对应成比例，△H>0表示吸热，△H<0表放热，△H单位是kJ/mol，表示反应进度，不是真正的每摩。热化学方程式既表明物质变化，又表明了能量变化。书写燃烧和中和反应的热化学方程式应以1 mol可燃物、1 mol H2O为标准配平。
（4）化石燃料易产生SO2、NOx、CO、不完全燃烧产生的有机物及烟尘等大气污染物。
（5）中和热的测定原理是Q=C·m·△T，再将Q换算成△H即可。实验中称得酸、碱溶液的总质量，测得反应前后的溶液温度，然后计算。其中一种稍过量目的是使反应充分进行，反应过程中使用环形搅拌器目的是充分混合，反应需用绝热材料保温，目的是准确测量反应后的温度。
六、速率与平衡
1、相关定义
化学反应速率：单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。
化学平衡状态：一定条件下的可逆反应里，V正=V逆，反应混合物中各组分百分数保持不变的状态。
勒夏特列原理：改变影响平衡的一个条件，平衡向减弱这个改变的方向移动。
2、基础辅导
（1）反应速率与平衡移动是两回事，加快反应速率不一定平衡正向移动。改变速率的因素有温度、压强（气体）、浓度、催化剂、颗粒大小（接触面）、光、电磁波等。能使平衡移动的因素有温度、浓度、压强（气体）等，催化剂不能改变平衡，只能缩短到达平衡的时间，气体计量数相等的反应压强不能改变平衡，即只能改变浓度，不能改变百分含量。
（2）同一反应用不同的物质表示的化学反应速率之比等于计量数之比，如：合成氨反应中C(N2)/C(H2)=1/3，C(NH3)/C(H2)=2/3。速率时间图中的部分面积表示相关物质的浓度变化, △C=VT,其中V表示这段时间内的平均速率 。V正、V逆条件图（P影响或T影响）中，V正、V逆曲线交点之前指没达到平衡，交点后，指平衡在该条件影响下的移动。%—时间图中，若温度影响，先达平衡的曲线代表温度相对较高，若压强影响，先达平衡的曲线代表压强相对较大，不可用平衡线纵坐标的大小来判断，反应速率大的纵坐标值不一定大。反应物的物质的量多，达平衡的时间不一定长，如：相同的两容器中，恒温下，一个盛1g SO2、1g O2，另一个盛2g SO2、2g O2，后者先到达平衡，且转化率高于前者。
（3）CaCO3CaO+CO2(g) 上述可逆反应，一个温度对应一个平衡。温度不变增大压强反应逆向进行，新平衡时CO2的浓度、压强与原平衡相同，CO2物质的量减少，CaCO3分解率降低，减压反之。若绝热增压，反应逆向进行，放热温度升高，新平衡时CO2浓度、压强比原平衡大，CO2物质的量减少，CaCO3分解率降低，减压反之。
（4）2NO2(g)N2O4(g)+热 上述平衡恒温时，若恒容加入NO2或恒容加入N2O4或加压，可以得到完全相同的新平衡，新平衡时浓度均增大，N2O4增大的倍数多，即C(NO2)/C(N2O4)变小，平均相对分子质量变大，密度变大。若恒温恒压加NO2或N2O4，新平衡与原平衡相同。恒压加惰性气体等效于减压。
（5）2SO2(g)+O2(g)2SO3(g) 上述平衡若定温恒容加入O2，达新平衡时，SO2转化率增大，O2转化率降低。若要恒容建立等效平衡，则依据原子守恒，定值计算；若要恒压建立等效平衡，则，依据原子守恒，定比例计算。若温度不同，则平衡一定不相同。若该平衡按原始比例再加入相关物质，则新平衡等效于增大压强建立的新平衡，SO3百分数增加。
（6）H2(g)+I2(g)2HI(g) 上述平衡是气体计量数相等的平衡，一定温度下，无论恒容还是恒压条件建立等效平衡均按定比例计算，恒容则压强增大几倍，则新平衡浓度也增大几倍，各物质百分数和平均相对分子质量不变。恒压时，各物质的量增大几倍，体积也增大几倍，浓度和平均相对分子质量不变。若改变温度则平衡移动，无等效平衡分析。
（7）A(g)+B(g)C(g)，△H>0，该平衡恒压条件下升高温度，正向移动，气体物质的量减少。一个因素使体积增大，一个因素使体积减小，新平衡时的总体积如何变化？结论：气体的平衡体系恒压升温，体积总是增大的，这是自然物理法则。密度变化的判断，一般要用定义：ρ=m/v，平均相对分子质量变化的判断，一般也要用定义：M=m(总)/n(总)。只有同温同压的气体，密度才与相对分子质量成比例。
（8）N2+3H22NH3，△H<0，合成氨选择适当的高温不符合勒沙特列原理，因为低温转化率高，但低温速率太小，催化剂活性500℃左最强。选择高压符合勒沙特列原理，若不用高压转化率太低，速率也小。
（9）A(g)+2B(g)3C(g)+D(g)，上述平衡若在增压到一定程度后，C物质由气态变为液态，则平衡会由原来的逆向移动变为正向移动。
七、电解质溶液
1、相关定义
离子反应：有离子参加的反应。
电解质：在水溶液里或熔化状态下能导电的化合物。
非电解质：水溶液里或熔化状态下都不导电（不电离）的化合物。
强电解质：水溶液里（溶解的部分）全部电离的电解质。
弱电解质：水溶液里部分电离的电解质。
溶解度（水为溶剂）：100g水中所溶固体溶质（不含结晶水）的克数，或单位体积的水中所能溶解的气体的体积数。
电离平衡：溶液中电解质电离成离子和离子重新结合的平衡状态。
pH值：—lg C(H+)
盐类的水解：溶液中盐的离子结合水的H+或OH—。
滴定：用已知浓度的物质测定未知浓度的物质（如：中和滴定和氧化还原滴定）。
胶体：分散质粒子在1nm—100nm（1 nm=10-9m）之间的分散系。
原电池：化学能转变为电能的装置。
电化学腐蚀：不纯的金属发生原电池反应而被更快地腐蚀。
电解：使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应的过程。
电解池：电能转变为化学能的装置。
2、基础辅导
（1）强弱电解质与导电能力强弱是两回事，前者指电离程度，后者指离子浓度，相同浓度时导电能力的强弱才体现电解质的强弱。“不是电解质”与“非电解质”是两回事，Cu、C不是电解质，但也不是非电解质，蔗糖、酒精等是非电解质。电解质不一定任何状态下都导电，电解质不一定是离子化合物，强电解质包括BaSO4、CaCO3等难溶物。弱酸、弱碱、水是弱电解质。弱电解质存在电离平衡H2CO3H++HCO3—，HCO3—H++CO32—，H2OH++OH—，CH3COOHCH3COO—+H+，NH3·H2ONH4++OH—等，一些强电解质存在溶解平衡：Ca(OH)2(S)Ca2++2OH—等。SO2、NH3等水溶液导电，但SO2、NH3是非电解质，而H2SO3、NH3·H2O是电解质。
（2）溶液中（包括浓HCl和浓HNO3）的反应才可以写离子方程式，其中单质氧化物，难溶、难电离、挥发性物质书写化学式，强酸、强碱、多数可溶盐书写离子符号。氧化还原反应方程式必须先分析化合价变化，确定氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物比例后，才可用观察法配平电荷和其它原子。
（3）一定温度下，CuSO4饱和溶液中加无水CuSO4或饱和石灰水中加CaO，恢复原来的温度，溶液中离子浓度不变，溶质的物质的量会减小。
（4）HCO3—+H2OH3O++CO32—，这是电离平衡，HCO3—+H2OH2CO3+OH—，这是水解平衡，都符合勒特列原理。NaHCO3溶液中，HCO3—的电离小于水解，C(Na+)>C(HCO3—)>>C(H2CO3)>C(CO32—)， C(Na+ )+ C(H+) = C(HCO3—) + C(OH—)
+2C(CO32—)，C(Na+) = C(HCO3—) + C(H2CO3) + C(CO32—)
（5）严格讲，判断溶液呈中性的依据是C(H+)=C(OH—)，常温下的溶液pH=7也是中性。溶液稀释或反应后计算pH值通常用下列简明思路：先判断最终溶液的酸碱性，若酸性求剩余H+浓度，若碱性求剩余OH—浓度，最后换算pH值。若已知pH值关系，则直接寻找规律或换成离子浓度，判断是否存在部分电离，再按溶质物质的量比例分析。如pH值之和为14的酸碱混合显酸性，可能性之一是强酸弱碱恰好完全反应，但酸的体积大得多；可能性之一是弱酸强碱等体积混合，实际上弱酸过量较多。常温下pH值之和为14的酸和碱表示酸溶液中的C(H+)和碱溶液中的C(OH—)相等，pH值之和为13的酸碱表示酸溶液中的C(H+)是碱溶液中C(OH—)的10倍。同理，pH之和为15的酸碱表示酸溶液中的C(H+)是碱溶液中C(OH—)的1/10，但不表示酸碱的强弱、元数及溶质浓度。
（6）Rn—离子的水解应写成Rn—+H2OHR(n—1)—+OH—，
如S2—+H2OHS—+OH—，不能写成S2—+2H2OH2S+2OH—。Rn+离子的水解应写成Rn+离子的水解应写成Rn++nH2OR(OH)n+nH+，如Fe3++3H2OFe(OH)3+3H+或Fe3++3H2OFe(OH)3(胶体)+3H+。
（7）等物质的量的CH3COOH、CH3COONa混合液，电离大于水解，呈酸性，C(CH3COO—)>C(Na+)>C(CH3COOH)，该溶液可以缓解加入强酸或强碱引起的pH值变化。
（8）水解的应用包括两个方面：一是防水解，一是用水解。如配制FeCl3、SnCl2等溶液时，常将它们溶于较浓的盐酸中，然后再用水稀释到所需浓度。加热法可除去KNO3溶液中的Fe3+杂质，加CuO或Cu(OH)2等可除去Cu2+溶液中的Fe3+。
（9）酸碱中和滴定，离子反应，离子方程式，离子反应发生的条件等是年年考查的重点。
（10）烟、云、雾等是气溶胶，烟水晶、有色玻璃等是固溶胶，通常分散剂是液体的胶体叫液溶胶。FeCl3浓溶液滴入沸水可制得红褐色的Fe(OH)3胶体，大分子溶液是胶体如蛋白溶液、淀粉溶液，肥皂水也是胶体，混有混沙的河水、土壤等是胶体，人体的血液是胶体。胶体的聚沉可以加热，可以加电解质，可以加带反电荷的胶体。Fe(OH)3胶体中滴加盐酸，先沉淀，再溶解。胶粒能透过滤纸，不能透过半透膜。胶体的精制一般用渗析法，蛋白溶液也可用盐析法提纯。豆腐是一种凝胶。
（11）原电池的负极一般是金属或其它还原剂，如：Zn-2e—=Zn2+，正极发生还原反应，而电极本身不反应，如：2H++2e—=H2，Cu2++2e—=Cu，O2+2H2O+4e—=4OH—等。钢铁在空气中腐蚀的原电池反应是：负极2Fe-4e—=2Fe2+，正极O2+2H2O+4e—=4OH—，总反应2Fe+O2+2H2O=2Fe(OH)2，进一步反应4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3，Fe(OH)3部分失水形成铁锈。原电池中负极还原剂易失电子，但溶液中的氧化剂是在正极得到电子，而不是在负极。锌锰干电池反应是：负极（锌）Zn-2e—=Zn2+，正极（石墨）2NH4++2e—=2NH3+H2，总反应：Zn+2NH4+=Zn2++2NH3+H2，这种电池电量小，易气涨漏液。蓄电池作电源时（原电池）符合原电池原理，充电时相当于被电解，原来的正极连外接电源的正极，变为阳极，原来的负极连外接电源的负极，变为阴极。
（12）电解装置总要连直流电源，“阳”连“正”，“阴”连“负”。阳极有两类，一类是惰性电极（C、Pt等），阳极反应如：4OH—-4e—=2H2O+O2 ，2Cl—-2e—=Cl2等，另一类是活性阳极（银以前的金属等），阳极反应为阳极金属失电子，变成离子（进入溶液中），如Cu-2e—=Cu2+，Ag-e—=Ag+ 等。阴极本身不反应，阴极反应常见的有：Cu2++2e—=Cu，2H++2e—=H2，Zn2++2e—=Zn等，K+、Ca2+、Na+、Mg2+、Al3+等水溶液电解时不可能得电子析出金属。电解精炼铜是纯铜作阴极，粗铜作阳极，Cu2+溶液作电解液，阳极Cu-2e—=Cu2+，阴极Cu2++2e—=Cu，粗铜中锌等铜前面的金属变成离子进入溶液，银、金等铜后面的金属在阳极区沉降，形成阳极泥。电镀铜是镀件作阴极，铜作阳极，Cu2+作电解液。氯碱工业是惰性电极电解NaCl溶液，阳极2Cl—-2e—=Cl2↑，阴极2H++2e—=H2↑，总反应2Cl—+H2O2OH—+Cl2↑+ H2↑ ，阴极附近因H+放电碱性显著增强，阳极Cl2与阴极H2是隔离的，否则遇火会爆炸，Cl2若溶于溶液可生成NaClO，家庭小实验可以实现这个变化。工业上用阳离子交换膜隔成阴极室和阳极室，Na+ 可以通过，Cl—、OH— 、气体不能通过，这样，Cl2、H2不会混合，Cl2在阳极，NaOH在阴极不会生成NaClO。精制食盐水（含泥砂、Ca2+、Mg2+、SO42—等）的方法是用BaCl2、Na2CO3、NaOH等，加入的次序是BaCl2在Na2CO3之前使用，最后用HCl调节pH同时除去过量的CO32—、OH—等。工业制盐酸常用H2+Cl22HCl，液氯保存在钢瓶中。Fe以海水作电解质，在各种情况下腐蚀的速率比较：Fe作阳极的电解反应>Fe作负极的原电池反应>Fe化学腐蚀>Fe作正极的原电池反应>Fe作阴极的电解反应。
（13）氧化还原反应要先学会推断氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物，再从化合价升降和电子得失角度推出氧化剂还原剂的物质的量之比，然后观察离子电荷守恒和其它原子守恒。氧化还原反应可用电子守恒立式计算：氧化剂物质的量乘以1 mol氧化剂得电子量等于还原剂物质的量乘以1 mol还原剂失电子量。熟记Al、H2、CO等还原剂的反应，熟记O2、Cl2、浓H2SO4、HNO3、FeCl3等氧化剂的反应，这是高考D级要求。
六、有机化学小知识点总结：
1．需水浴加热的反应有：
（1）、银镜反应（2）、乙酸乙酯的水解（3）苯的硝化（4）固体溶解度的测定
凡是在不高于100℃的条件下反应，均可用水浴加热，其优点：温度变化平稳，不会大起大落，有利于反应的进行。
2．需用温度计的实验有：
（1）、实验室制乙烯（170℃） （2）、蒸馏 （3）、固体溶解度的测定
（4）、乙酸乙酯的水解（70－80℃） （5）、中和热的测定
（6）制硝基苯（50－60℃）
［说明］：（1）凡需要准确控制温度者均需用温度计。（2）注意温度计水银球的位置。
3．能与Na反应的有机物有： 醇、酚、羧酸等——凡含羟基的化合物。
4．能发生银镜反应的物质有：
醛、甲酸、甲酸盐、甲酸酯、葡萄糖、麦芽糖——凡含醛基的物质。
5．能使高锰酸钾酸性溶液褪色的物质有：
（1）含有碳碳双键、碳碳叁键的烃和烃的衍生物、苯的同系物
（2）含有羟基的化合物如醇和酚类物质 （3）含有醛基的化合物
（4）具有还原性的无机物（如SO2、FeSO4、KI、HCl、H2O2等）
6．能使溴水褪色的物质有：
（1）含有碳碳双键和碳碳叁键的烃和烃的衍生物（加成）
（2）苯酚等酚类物质（取代） （3）含醛基物质（氧化）
（4）碱性物质（如NaOH、Na2CO3）
（5）较强的无机还原剂（如SO2、KI、FeSO4等）（氧化）
（6）有机溶剂（如苯和苯的同系物、四氯甲烷、汽油、已烷等，属于萃取，使水层褪色而有机层呈橙红色。）
7．密度比水大的液体有机物有：溴乙烷、溴苯、硝基苯、四氯化碳等。
8、密度比水小的液体有机物有：烃、大多数酯、一氯烷烃。
9．能发生水解反应的物质有： 卤代烃、酯（油脂）、二糖、多糖、蛋白质（肽）、盐。
10．不溶于水的有机物有： 烃、卤代烃、酯、淀粉、纤维素
11．常温下为气体的有机物有：
分子中含有碳原子数小于或等于4的烃、一氯甲烷、甲醛。
12．浓硫酸、加热条件下发生的反应有：
苯及苯的同系物的硝化、磺化、醇的脱水反应、酯化反应、纤维素的水解
13．能被KMnO4(H+)氧化的物质有：
含有碳碳双键或碳碳叁键的不饱和化合物、苯的同系物、醇、醛、酚。
大多数有机物都可以燃烧，燃烧都是被氧气氧化。
14．显酸性的有机物有：含有酚羟基和羧基的化合物。
15．能使蛋白质变性的物质有：强酸、强碱、重金属盐、甲醛、苯酚、强氧化剂、浓的酒精、双氧水、碘酒等。
16．既能与酸又能与碱反应的有机物：具有酸、碱双官能团的有机物（氨基酸、蛋白质等）
17．能与NaOH溶液发生反应的有机物：
（1）酚： （2）羧酸： （3）卤代烃（水溶液：水解；醇溶液：消去）
（4）酯：（水解，不加热反应慢，加热反应快）
18、有明显颜色变化的有机反应：
①苯酚与三氯化铁溶液反应呈紫色； ②KMnO4酸性溶液的褪色；
③溴水的褪色；④淀粉遇碘单质变蓝色。⑤蛋白质遇浓硝酸呈黄色（颜色反应）
19、推断出碳氢比，讨论确定有机物：
碳氢个数比为
①1∶1：C2H2、C6H6、C8H8（苯乙烯或立方烷）、C6H5OH；
②1∶2：HCHO、CH3COOH、HCOOCH3、C6H12O6（葡萄糖或果糖）、CnH2n（单烯烃）；③1∶4：CH4、CH3OH、CO(NH2)2(尿素)
20、连续两次氧化，一般推测是醇被氧化成醛，进而被氧化成酸（然后可以在浓硫酸条件下发生酯化反应）。但也有时候，根据题意是醇被氧化成酸（两步合成一步）。
21、 在有机物上引入羟基（-OH）的方法：
①加成：烯烃与水加成、醛或酮与氢气加成；
②水解：卤代烃在强碱条件下水解、酯在酸或碱性条件下水解。
23、引入卤原子（-X）的方法：（进而可以引入-OH→进而再引入碳碳双键）
①烃与X2的取代（无水条件下）、苯酚与溴水；
②醇在酸性条件下与HX取代；
③不饱和烃与X2或HX加成（可以控制引入1个还是2个）
24、引入双键的方法：
①碳碳双键：某些醇(浓硫酸、170℃)或卤代烃(NaOH、醇)的消去；
②碳氧双键：醇的氧化（-CH2OH被氧化成醛，>CHOH被氧化成酮）
七、常见错误提醒
(1) 写有机化学方程式要用“→”，不用“=”，千万注意写条件。
(2) 写酯化、缩聚、消去反应时不要忘记写小分子（一般是水、HCl），写聚合反应不要忘记写“n”
(3) 注意环状化合物的生成和书写。
(4) 注意烷烃与X2取代时，烷烃上一个氢原子被X取代，消耗1molX2，同时有1molHX生成。
(5) 推断题审题时，一定要把题中的每一个信息都读完，题给的信息一定要考虑。推断出的有机物一定是很熟悉很常见的物质，若有多种选择，要选择最常见的。
(6) 燃烧耗氧量问题：①同质量的烃，含氢量大的耗氧量多。
②同物质的量的烃，耗氧量与[]有关。
③烃的衍生物可以对分子式进行改写，进而快速判断耗氧量。如C3H7OH可以改写为C3H5H2O
(7) 再找一下做过的有机推断题中，当时自己推不出来是因为哪一点没有想到，赶紧记在这里，以便考前30分钟再提醒自己。
(8) 个别知识点提醒：
(1)能使溴水褪色的：①含碳碳双键或三键的②苯酚及其同系物③含醛基的
(2) 能使KMnO4褪色的：①含碳碳双键或三键的②苯酚及其同系物③含醛基的④苯的某些同系物
(3)溴水中的溴的：①密度比水大的：卤代烃（CCl4、溴苯、溴乙烷等）、CS2
②密度比水小的：苯及其同系物、直馏汽油、液态饱和烃、液态酯
(4)能与Na反应放出氢气的：含羟基的化合物（醇、酚、羧酸、葡萄糖、氨基酸、苯磺酸）
Ⅲ、实验基础知识
一、离子的检验
1、常见阳离子的检验
K+、Na+用焰色反应检验。NH4+用碱和湿润红石蕊试纸检验，即将湿润的红石蕊试纸粘在玻璃棒的一端，靠近管口，变蓝，证明产生NH3。Fe3+用SCN—检验，生成红色溶液，Fe3++3SCNFe(SCN)3，平衡可以移动，加入Fe粉和适量酸振荡，红色褪去，再加入氯水又会变红。Fe3+的溶液呈黄色，Fe3+生成Fe(OH)3红褐色沉淀也可用于鉴别、检验。
2、常见阴离子的检验
Cl—、Br—、I—用AgNO3溶液和稀HNO3检。
SO42—检验：先加HCl无沉淀，再加BaCl2产生白色沉淀。
CO32—检验：与酸反应，产生气体使澄清石灰水变浑浊，气体无味，不能使品红试液褪色。
取一次，用一种试剂鉴别溶液同时含HCO3—、CO32—（比如Na2CO3、NaHCO3混合液）：试样加足量CaCl2溶液，过滤，滤液加热，又生成白色沉淀。
上述离子检验是高考的D级要求。
二、化学实验方案的设计
1、化学实验方案设计的基本要求
实验方案一般包括以下七点：①实验名称；②实验目的；③实验原理；④实验用品（仪器、药品及规格）；⑤实验步骤（包括仪器的装配和操作）；⑥实验现象记录和结果处理；⑦问题讨论。
实验方案设计应遵循四点要求：①科学性；②安全性；③可行性；④简约性。
若同一实验有多种方案，选择实验方案的依据是：效果明显、操作安全、装置简单，用药少，步骤少，时间少。
2、性质实验方案的设计
乙二酸俗称草酸（H2C2O42H2O）预测性质：①酸性；②热分解生成H2O、CO2等；③两个—COOH直接相连，可能被高锰酸钾氧化；④酯化；⑤使蓝墨水褪色（常识）步骤略。
铜和铜的化合物：Cu2(OH)2CO3←Cu CuO→Cu2+ Cu(OH)2→CuO，CuSO45H2O CuSO4 + 5H2O， 设计Cu的性质实验方案可以从Cu与O2，浓H2SO4及铜绿的生成等方面考虑。某些药品中Al(OH)3成分的检验：可依据Al(OH)3的两性，选择NaOH溶液和盐酸来设计，药品研成粉末，加入NaOH溶液稍过量，过滤，滤液中滴加HCl，先产生白色絮状沉淀，后溶解。红砖中氧化铁成分的检验：样品研成粉末，取样加入HCl，振荡、过滤，取滤液加KSCN溶液，生成血红色溶液。
3、制备实验方案的设计
Al屑制备Al(OH)3：先洗去油污。利用稀H2SO4和NaOH溶液设计。方案—：Al→Al3+→Al(OH)3，Al、H+、OH—的用量比为1:3:3；方案二：Al→AlO2—→Al(OH)3，Al、H+、OH—的用量比1:1:1；方案三：AlO2—←Al→Al3+，Al3++3AlO2—+6H2O=4Al(OH)3↓，Al、H+、OH—的用量比4:3:3。洗涤沉淀的方法是，用玻璃棒将过滤后的沉淀转移到烧杯里（如果沉淀总量较多），H2O洗涤，再过滤，再洗涤，至洗涤液pH为7~8。上述方案一还有缺点是：OH—用量难控制，少了Al3+不能全部沉淀，多了Al(OH)3要溶解，不如氨水好。方案二也有缺点，H+用少了AlO2—不能全部沉淀，多了Al(OH)3要溶解，不如通CO2好。酸碱使用效率最高的是方案三。
铁屑制备硫酸亚铁：先洗去油污，铁屑与稀H2SO4反应Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O，2Fe3++Fe=3Fe2+，Fe+2H+=Fe2++H2↑，FeSO4溶液浓缩降温结晶，得到粗制的硫酸亚铁晶体，可含少量不溶性杂质和可溶性杂质。精制硫酸亚铁用重结晶法，（KNO3提纯也用重结晶法，适用于溶解度大且溶解度随温度变化大的物质的提纯）配成热的浓溶液，目的是增大溶解量，趁热过滤，目的是减少溶质的损失并除去不溶性杂质，滤液降温结晶，可溶性杂质留在滤液中，过滤得FeSO4·7H2O浅绿色晶体。
4、物质检验实验方案的设计
固体应取少量配成溶液，液体应取少量。
常见离子的检验方法要掌握：K+、Na+、NH4+、Fe3+、Al3+、Cl—、Br—、I—、CO32—、SO42—。
证明(NH4)2Fe(SO4)2·6H2O的成分中含有Fe2+、NH4+、SO42—和H2O：取少量固体放入试管，加热，试管口有液体生成，证明含结晶水，取样配成溶液，呈淡绿色（无沉淀，气体），推断含Fe2+，取少量溶液滴入KSCN溶液，不变红，再加新制氯水，变红，说明含Fe3+，证明原溶液含Fe2+，另取少量溶液加入浓NaOH，加热，在试管口用湿润的红石蕊试纸检验，变蓝，说明有NH3，证明原溶液含NH4+，另取少量溶液加入HCl酸化，再加入BaCl2溶液，生成白色沉淀，说明含SO42—。若要想确定其化学式，还要通精确的定量实验测定并计算。
明矾的检验：取样加热检验结晶水，配液，焰色反应检验K+，加NaOH溶液先沉淀再溶解检验Al3+，HNO3酸化的Ba(NO3)2检验SO42—。
不用指示剂，取一次试样检验某溶液中含OH—、SO42—、CO32—：先用NH4NO3，再用稀HNO3，然后用Ba(NO3)2，依次检验OH—、CO32—、SO42—。
未知物检验一：Na2SO4、MgSO4、Al2(SO4)3、FeSO4四种溶液。用前面的方法检验SO42—、Al3+、Fe2+，焰色反应检验Na+、NaOH溶液检验Mg2+，若只需鉴别，用NaOH溶液就行。
未知物检验二：MgCl2、NaCl、(NH4)2SO4、(NH4)2CO3、KNO3五种中的任意三种白色粉末。先检验SO42—、CO32—、NH4+等，再检验Mg2+、Cl—，焰色反应可先进行，可后进行检验Na+、K+。NO3—检验：取固体样品加入浓H2SO4和Cu片，加热，产生红棕色气体。
5、学生实验列表
（1）化学实验基本操作 （2）同周期、同主族元素性质的递变
（3）配制一定物质的量浓度的溶液（4）硫酸铜晶体里结晶水含量的测定
（5）中和热的测定
（6）浓度、温度、催化剂对化学反应速率的影响，浓度、温度对化学平衡的影响
（7）电解质溶液 （8）中和滴定 （9）原电池原理，电解饱和食盐水
（10）金属的电化腐蚀 （11）氯、溴、碘的性质，氯离子的检验
（12）浓H2SO4的性质，SO42—离子的检验
（13）氨的制取和性质，NH4+离子的检验
（14）碱金属及其化合物的性质 （15）镁、铝及其化合物的性质
（16）铁及其化合物的性质，Fe3+、Fe2+的检验
（17）明矾成分的检验 （18）红砖中氧化铁成分的检验
（19）几组未知物的检验 （20）硫酸亚铁的制备
（21）苯酚的性质 （22）乙醇的性质
（23）乙醛的性质 （24）乙酸乙酯的制取
（25）肥皂的制取 （26）葡萄糖、蔗糖、淀粉、纤维素的性质
（27）蛋白质的性质 （28）食物中淀粉、蛋白质的检验
6、熟练掌握下列操作
（1）药品的取用（如：浓硫酸、块状固体、粉状固体、NaOH 固体等）
（2）洗涤玻璃仪器（沾有油污、S 、Ag、 MnO2、 C6H5OH 等的试管）
（3）连接仪器装置 （4）检查装置的气密性（微热法、水压法等）
（5）排水、排气集气 （6）称量 （7）过滤 （8）焰色反应（9）使用指示剂。
并正确进行理解研磨、蒸发、配溶液的操作。
学习中和滴定操作。
7、熟练掌握下列仪器的使用
(1)试管 （2）试管夹（3）玻璃棒 （4）酒精灯 （5）烧杯（6）烧瓶（蒸馏烧瓶、圆底烧瓶）（7）量筒 （8）胶头滴不定期 （9）铁架台 （10）锥形瓶 （11）容量瓶 （12）分液漏斗 （比较梨形分液漏斗、球形分液漏斗、长颈漏斗、三角漏斗的应用） （13）滴定管 （14）坩埚 （15）研钵 (16)干燥管 （17） 干燥器 （18） 锥形瓶 （19） 温度计（水银球的位置）。
理解各种冷凝装置、防吸（安全）装置、洗气装置和尾气吸收装置。
Ⅴ、化学计算
（一）有关化学式的计算
1．通过化学式，根据组成物质的各元素的原子量，直接计算分子量。
2．已知标准状况下气体的密度，求气体的式量：M=22.4ρ。
3．根据相对密度求式量：M=MˊD。
4．由气态方程求式量：M=
5．混合物的平均分子量：
6．原子量
1 原子的原子量=
2 质量数=质子数+中子数
3 元素原子量：
A1、A2表示同位素原子量，a1%、a2%表示原子的摩尔分数
4 元素近似原子量：
A1、A2表示同位素原子量，a1%、a2%表示原子的摩尔分数
②对气体使用体积时注意条件（温度及压强），否则气体体积无意义
(三) 溶液计算
1． 基本公式及关系：
（1）物质的量浓度：
①。
②稀释过程中溶质不变：C1V1=C2V2。
③同溶质的稀溶液相互混合：C混=
④质量分数换算为物质的量浓度：C=
（2）溶质的质量分数。
①
②（饱和溶液，S代表溶质该条件下的溶解度）
③混合：m1a1%+m2a2%=(m1+m2)a%混
④稀释：m1a1%=m2a2%
(3)有关溶解度的计算：
1 =（饱和溶液：一定温度下）
2 S=（a%：饱和溶液质量分数）
3 有关pH值的计算：酸算H+，碱算OH—
Ⅰ. pH= —lg[H+]
Ⅱ. KW=[H+][OH-]=10-14（25℃下）
考试注意：
1． 要抓住关键字在题目的问题中，通常出现如下词：正确与错误、大与小、强与弱、能与否，由强到弱或由弱到强，名称与符号，分子式、结构简式、电子式，化学方程式与离子方程式等，即使题目会做，由于不注意上述词语，就有可能造成失分。
2． 注意各量的单位物质的量浓度（mol/L），摩尔质量（g/mol），深解度（g）、百分数、浓度互换时的体积易错等。
3． 题目中隐含性的限制条件如（1）酸性的无色透明溶液，（2）PH=0的溶液（3）水电离出的[OH-]=10-14mol/L的溶液等
4． 注意常见符号的应用如"="，可逆符号、"△H>0"、"△H<0"、沉淀、气体符号，电荷与价标、写电子式时"[ ]"的应用、物质的聚集状态、特殊的反应条件等等。
5． 实验填空题或简答题，注意文字要准确（1）不要用错别字：如脂与酯、铵与氨、坩与甘、蘸与粘、蓝与兰、褪与退、溶与熔、戊与戌、催与崔、苯与笨等。（2） 不用俗语：如a、打开分液漏斗的开关（活塞），b、将气体通进（入）盛溴水的洗气瓶，c、酸遇石蕊变红色（酸使石蕊呈红色）等。
考前叮咛（打油诗一首）
各位同学要牢记，一看二审三注意：拿到试卷别慌忙，首先看有多少题。
检查试卷齐全否，前后页码看仔细；答题记号搞明确，单选多选莫麻痹！
铃声未响不许做，不妨用手作标记。题多时少巧安排，先易后难细审题。
找出解题突破口，选对选错莫岔题！关键字词要抓稳，文字书写要麻利；
专用名词切莫错，代号符号要规矩。若是碰上栏路虎，一时半刻想不起，
不如暂时放一边，先做把握最大的。单选填空和推断，一般没有大问题；
遇到多选组合判，千万小心别轻敌！力争做到稳准狠，一次成功最省力。
现在时兴新情境，变换花样考能力。此类多是纸老虎，故弄玄虚吓唬你。
首先安慰你自己：没有什么了不起！读懂题目玄机现，顺藤摸瓜不费力。
多数计算可巧解：画出流程找关系，物料电荷皆守恒，寻找捷径来解题。
最后一道综合题，题巧分重拉距离。先把题目读两遍，再做两次深呼吸；
化整为零分步做，设计未知列比例；公式定理要活用，引入数据要合理；
步骤书写要规范，做完作答别忘记；还有单位小数点，这些扣分太可惜！
难题最后来攻克，信心百倍难变易。时间若是有富余，首先检查分多的，
不到最后不交卷，出场后悔就晚矣！时间多数不够用，千万不要干着急，
首先扫清空白点，连猜带估写上去！多选若是拿不准，只填一个保险的。
能写几步是几步，多得一分压一批！高考一科接一科，出了考场别再提。
讨论对答猜分数，考试期间不可取！若有这些闲功夫，不如睡觉养精力。
考试往往靠发挥，技巧用活出成绩。心理素质很重要，劝君早日作练习。
别人劝告是外因，关键还靠你自己。家长老师在祈祷，祝愿你们创奇迹！
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