2011年高考化学考前考点精讲：基本概念

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　　B高价元素含氧酸盐：H2SO4 HNO3 HCIO
得电　　　KMnO4 KNO3 KCIO3等
子的　　C某些（过）氧化物：MnO2 Na2O2 H2O2 SO3
能力　　D高价金属阳离子：Fe3+ Cu2+ Ag+等
三、常见的还原剂
具有　　A活泼金属：K　Ca　Na　Mg　Al　Zn　Fe等
失电　　B气体：CO　H2　 NH 3等
子的　　C含低价或中间价元素化合物：H2S　 HI
能力　　　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　
①金属活动性顺序：
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb（H）Cu Hg Ag Pt Au
还 原 性 渐 弱
K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+（H+）Cu2+ Fe3+ Ag+
氧 化 性 渐 强
②非金属活动顺序：
氧化性 F2> Cl2 > O2> Br2>I2>S> P>C>Si> H2
还原性 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：Na4、根据氧化产物的价态高低比较　　如：2Fe+3CI2=2 Fe CI3 Fe+ S =FeS 　氧化性：CI2> 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＞S2—＞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+＞Fe3+＞Cu2+＞Fe2+＞Zn2+＞H+＞Al3+＞Mg2+（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
8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O S+6HNO3(浓)===H2SO4+6NO2↑+2H2O
4HNO3(浓)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2O 3S+4 HNO3(稀)===3SO2+4NO↑+2H2O
2．温度：可能导致反应能否进行或产物不同
Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O
3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O
3．溶液酸碱性.
2S2- ＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O 5Cl-＋ClO3-＋6H+＝3Cl2↑＋3H2O
S2-、SO32-，Cl-、ClO3—在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存. Fe2+与NO3-在碱性条件下共存,但当酸化后即可反应.3Fe2+＋NO3-＋4H+＝3Fe3+＋NO↑＋2H2O 。 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KMnO4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-amol/L(a>7或a<7)的溶液；MnO4-,NO3-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：CO32－ HCO3－　S2－　　SO32－ HSO3－ S2O32－ 等。
(2)生成难电离物质：OH－　PO43－ HPO42－ H2PO4－　SiO32－　 F－CIO－ CH3COO－C6H5O－
2．不能在碱性溶液中大量共存的离子：Mg2+ AI3+ 　Zn2+　Fe2+ Fe3+　 H＋ Cu2+ Ag+ NH4+
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 HCO3－HPO42－ H2PO4－HSO3－ HS－
4．相互间生成沉淀而不能共存的离子
SO42－与Ba 2+ Pb2+ Ca2+ 不能共存； CO32－与Ca2+ Mg2+ Ba 2+ 不能共存；
S2－与Cu2+ Pb2+ 不能共存。 Ag+与SO42－　S2－　CO32－　PO43－　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NO3－ MnO4－ CIO－与 Fe2+ S2－ HS－　SO32－ HSO3－ Br－　　I－不能共存；
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)3 Fe 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CO2 2C6H5O-+CO2+H2O----2C6H5OH+CO32- （错，生成HCO3-）
10、氨水中通入过量SO2 NH3 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）
16、FeBr2溶液中通入足量氯气 2Fe2++2Br-+2Cl2==2Fe3++Br2+4Cl- （错）
17、FeI2溶液中通入少量氯气2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl- （错）
18、NaClO溶液FeCl2溶液混合2ClO-+ Fe2++2H2O== Fe(OH)2↓+2HClO （错，发生氧化）
19、.Cl2+H2O Cl2+H2O====2H++Cl-+ClO- （错）
20、HF+NaOH H++OH-==H2O （错）
21、NaOH与H3PO4等物质的量反应OH-+ H3PO4== H2PO4- +H2O （对）
22、NH4HCO3与足量NaOH溶液反应HCO3-+OH-==CO32-+H2O （错）
23、NH4HSO3与少量NaOH溶液反应 NH4＋＋ OH— ＝NH3 H2O （错）
24 、NaHCO3+NaHSO4溶液混合 CO32-+2H+==H2O+CO2↑ （错）
25、NH4Al(SO4)2溶液中加入少量氢氧化钠溶液NH4+＋OH-＝NH3 H2O （错）
26、Ca(HCO3)2溶液中加入少量澄清石灰水HCO3-+Ca2++OH-==CaCO3↓+H2O （对）
27、过氧化钠溶于水2O22-＋2 H2O＝4 OH-＋O2↑ (错)
28、将少量二氧化硫通入次氯酸钠溶液中：SO2+H2O+ClO-==SO42-+Cl-+2H+ （错，H+与ClO-反应）
29、硫酸亚铁的酸性溶液中加入过氧化氢溶液:2 Fe2++ H2O2+2H+==2Fe3++2 H2O （对）
30、除去硝酸钾溶液中的Fe3+：Fe3＋＋3H2O＝Fe(OH)3↓＋3H+ （对）
31、等摩尔的氢氧化钡溶液和明矾溶液反应：3Ba2++6OH-+2Al3++3SO42-==3 Ba SO4↓+
2Al(OH)3↓ （对）
32、向稀硝酸中加入少量铁粉：3Fe＋8H＋＋2NO3－＝3Fe2＋＋2NO↑＋4H2O （错）
33、用惰性电极电解MgC12溶液：2H2O+2C1- C12↑+H2↑+2OH- （错）
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△H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△H的测定条件。绝大多数△H是在25℃、101325Pa下测定的，可不注明温度和压强。
⑵△H只能写在标有反应物和生成物状态的化学方程式的右边，并用“空格”隔开。若为放热反应△H为“－”；若为吸热反应△H为“+”。△H的单位一般为 kJ·mol－1。
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△H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△H相对应，如果化学计量数加倍，则△H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) △H＝－285.8kJ·mol－1。则2H2(g)+O2(g)＝2H2O(1) △H＝－571.6 kJ·mol－1；H2O(1)＝H2(g)+1/2O2(g) △H＝＋285.8 kJ·mol－1。
⑹△H的单位“kJ·mol－1”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) △H =－483.6 kJ·mol－1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△H与化学反应方程式的写法有关，如：H2(g) + 1/2 O2(g) = H2O(g) △H =－241.8 kJ·mol－1。另外反应热还与反应物的状态有关：2H2(g) + O2(g) = 2H2O(l) △H =－571.6 kJ·mol－1。
⑺不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热△H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) △H＝－197 kJ·mol－1，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ΔH为负值，如果为吸热反应则ΔH为正值。并写在第一步所得方程式的后面，中间用“；”隔开。
(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 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：
1、标况下，2.24L Cl2完全溶于水转移电子数为0.1NA (错，溶于水不等于与水反应）
2、标准状况下，22.4L HF所含分子数为NA （标准状况下HF是液体）
3、标准状况下,2.24L Cl2与氢氧化钠完全反应转移电子0.2NA (错，0.1NA )
4、7.8克Na2O2与CO2完全反应，转移电子0.2NA (错，0.1NA )
5、标准状况下，1L辛烷完全燃烧生成CO2 8 L （错，标准状况下辛烷是液体）
6、3.4g H2O2完全分解转移电子0.2NA (错，0.1NA )
7、2.4g Mg无论与O2还是N2完全反应，转移电子都是0.2NA (对)
5.6g Fe与Cl2 完全反应，转移电子0.2NA (错，0.3NA )
6.4g Cu 与S完全反应，转移电子0.2NA (错，0.1NA )
10、1mol白磷分子中含有P-P键为1.5NA (错，6NA )
11、12g金刚石中含C-C键4NA (错，2NA )
12、12g石墨中含C-C键1.5NA (对 )
13、28 g乙烯、丙烯的混合物中含有6 NA对共用电子对 (对 )
14、1molC17H36含有共价键总数为52NA (对 )
15、6.0g SiO2晶体中含有0.2NA个Si-O键, (错，0.4NA )
16、6.0g SiO2晶体中含有0.2NA个O原子 （对）
17、1L 1mol/L NH4Cl溶液中，所含NH 4+的总数为NA （错，< NA )
18、1L1mol/L饱和FeCl3溶液滴入沸水中完全水解生成Fe(OH)3胶粒NA个 （错，< NA )
19、1mol/LCH3COOH溶液中，所含CH3COO—小于NA （错，无体积不能确定）
20、1mol —OH中所含电子数为9NA （对）
21、1molCH3+所含的电子数为8NA (对)
22、2 NO2和 44g N2O4的混合气体所含原子数为3NA (对)
23、25℃ 1mLH2O中所含OH-为10-10NA （对）
24、2.9g2CaSO4·H2O含有的结晶水分子数为0.02NA （错，0.01NA）
25、2molSO2和1molO2混合，在密闭容器中一定条件下反应，充分反应后容器中的分子数大于2NA (对)
26、T℃1LPH=6的纯水中含10－6NA 个OH- （对）
27、18g D2O所含的电子数为10NA (错)
28、过量的Fe粉加入稀硝酸中，当溶解5.6g时转移的电子数为0.3NA （错，0.2NA）
考点5 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cB表示，
表达式：CB＝ 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：mB =m浓×ω浓=m稀×ω稀%
由溶质稀释前后物质的量不变有：CB =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100mL、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。
冷、稀4
高温