高中常见的化学方程式
1.钠及其重要化合物
(1)知识网络构建
(2)重要反应必练
写出下列反应的化学方程式，是离子反应的写出离子方程式。
①Na和H2O的反应
2Na＋2H2O===2Na＋＋2OH－＋H2↑；
②Na在空气中燃烧
2Na＋O2Na2O2；
③Na2O2和H2O的反应
2Na2O2＋2H2O===4Na＋＋4OH－＋O2↑；
④Na2O2和CO2的反应
2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2；
⑤向NaOH溶液中通入过量CO2
OH－＋CO2===HCO；
⑥将Na2CO3溶液与石灰乳混合
CO＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2OH－；
⑦向Na2CO3稀溶液中通入过量CO2
CO＋CO2＋H2O===2HCO；
⑧将NaHCO3溶液和NaOH溶液等物质的量混合
HCO＋OH－===CO＋H2O；
⑨将NaHCO3溶液与澄清石灰水等物质的量混合
HCO＋Ca2＋＋OH－===CaCO3↓＋H2O；
⑩将NaHCO3溶液与少量澄清石灰水混合
2HCO＋Ca2＋＋2OH－===CaCO3↓＋CO＋2H2O。
2.铝及其重要化合物
(1)知识网络构建
(2)重要反应必练
写出下列反应的离子方程式。
①Al和NaOH溶液的反应
2Al＋2OH－＋2H2O===2AlO＋3H2↑；
②Al(OH)3和NaOH溶液的反应
Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O；
③Al(OH)3和盐酸的反应
Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O；
④Al2O3和NaOH的反应
Al2O3＋2OH－===2AlO＋H2O；
⑤Al2O3和盐酸的反应
Al2O3＋6H＋===2Al3＋＋3H2O；
⑥NaAlO2和过量盐酸的反应
AlO＋4H＋===Al3＋＋2H2O；
⑦向NaAlO2溶液中通入过量CO2气体
AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO；
⑧将NaAlO2溶液与NaHCO3溶液混合
AlO＋HCO＋H2O===Al(OH)3↓＋CO；
⑨将NaAlO2溶液与AlCl3溶液混合
3AlO＋Al3＋＋6H2O===4Al(OH)3↓；
⑩将AlCl3溶液与NaHCO3溶液混合
Al3＋＋3HCO===Al(OH)3↓＋3CO2↑。
3.铁及其化合物
(1)知识网络构建
(2)重要反应必练
写出下列反应的化学方程式，是离子反应的写离子方程式。
①Fe和过量稀HNO3的反应
Fe＋4H＋＋NO===Fe3＋＋NO↑＋2H2O；
②Fe高温下和水蒸气的反应
3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2；
③铝与氧化铁的铝热反应
Fe2O3＋2Al2Fe＋Al2O3；
④用赤铁矿冶炼铁的原理
Fe2O3＋3CO2Fe＋3CO2；
⑤Fe(OH)2长时间露置于空气中
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3；
⑥FeO和稀HNO3的反应
3FeO＋10H＋＋NO===3Fe3＋＋NO↑＋5H2O；
⑦Fe(OH)3和HI的反应
2Fe(OH)3＋6H＋＋2I－===2Fe2＋＋I2＋6H2O；
⑧FeBr2溶液和少量Cl2的反应
2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－；
⑨FeBr2溶液和等物质的量的Cl2反应
2Fe2＋＋2Br－＋2Cl2===2Fe3＋＋Br2＋4Cl－；
⑩FeBr2溶液和过量Cl2的反应
2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－。
4.碳、硅及其化合物
(1)知识网络构建
(2)重要反应必练
写出下列反应的化学方程式，是离子反应的写离子方程式。
①Si和NaOH溶液的反应
Si＋2OH－＋H2O===SiO＋2H2↑；
②SiO2和NaOH溶液的反应
SiO2＋2OH－===SiO＋H2O；
③SiO2和C的反应
SiO2＋2CSi＋2CO↑；
④SiO2和氢氟酸的反应
SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O；
⑤向Na2SiO3溶液中通入过量CO2气体
SiO＋2CO2＋2H2O===H2SiO3↓＋2HCO；
⑥Mg在CO2中燃烧
2Mg＋CO22MgO＋C；
⑦向澄清石灰水中通入少量CO2气体
Ca2＋＋2OH－＋CO2===CaCO3↓＋H2O；
⑧向澄清石灰水中通入过量CO2气体
OH－＋CO2===HCO；
⑨除去CO2中的CO
CO＋CuOCO2＋Cu；
⑩生产普通玻璃的原理
Na2CO3＋SiO2Na2SiO3＋CO2↑、
CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑。
5.氯气及其化合物
(1)知识网络构建
(2)重要反应必练
写出下列反应的化学方程式，是离子反应的写离子方程式。
①Cl2和H2O的反应
Cl2＋H2O??H＋＋Cl－＋HClO；
②Cl2和NaOH溶液的反应
Cl2＋2OH－===Cl－＋ClO－＋H2O；
③Cl2和石灰乳的反应
Cl2＋Ca(OH)2===Ca2＋＋Cl－＋ClO－＋H2O；
④把Cl2通入Na2SO3溶液中
Cl2＋SO＋H2O===SO＋2H＋＋2Cl－；
⑤将Cl2和SO2混合通入H2O中
SO2＋Cl2＋2H2O===4H＋＋2Cl－＋SO；
⑥将Cl2通入氢硫酸溶液中
Cl2＋H2S===S↓＋2H＋＋2Cl－；
⑦将浓盐酸和MnO2混合加热
MnO2＋4H＋＋2Cl－Mn2＋＋Cl2↑＋2H2O；
⑧电解饱和食盐水
2Cl－＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2OH－；
⑨将浓盐酸与漂白液混合
Cl－＋ClO－＋2H＋===Cl2↑＋H2O；
⑩将浓盐酸与KClO3溶液混合
6H＋＋5Cl－＋ClO===3Cl2↑＋3H2O；
?向KMnO4固体滴加浓盐酸
2MnO＋16H＋＋10Cl－===2Mn2＋＋5Cl2↑＋8H2O；
?向漂白粉溶液中通入少量CO2气体
Ca2＋＋2ClO－＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO。
6.硫及其化合物
(1)知识网络构建
(2)重要反应必练
写出下列反应的化学方程式，是离子反应的写离子方程式。
①S溶于热的烧碱溶液生成两种钠盐
3S＋6OH－2S2－＋SO＋3H2O；
②把H2S气体通入CuSO4溶液中
H2S＋Cu2＋===CuS↓＋2H＋；
③Na2S溶液在空气中放置变浑浊
2S2－＋O2＋2H2O===2S↓＋4OH－；
④铜丝在硫蒸气中燃烧
2Cu＋SCu2S；
⑤将SO2气体通入氢硫酸中
SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O；
⑥把H2S气体通入FeCl3溶液中
H2S＋2Fe3＋===S↓＋2Fe2＋＋2H＋；
⑦SO2通入足量的澄清石灰水中
SO2＋Ca2＋＋2OH－===CaSO3↓＋H2O；
⑧SO2通入溴水中，使溴水褪色
SO2＋Br2＋2H2O===SO＋2Br－＋4H＋；
⑨用足量氨水吸收SO2尾气
2NH3·H2O＋SO2===2NH＋SO＋H2O；
⑩Cu和浓硫酸的反应
Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O；
?C和浓硫酸的反应
C＋2H2SO4(浓)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O；
?把浓H2SO4滴到Na2SO3固体上
H2SO4(浓)＋Na2SO3===Na2SO4＋H2O＋SO2↑。
7.氮及其化合物
(1)知识网络构建
(2)重要反应必练
写出下列反应的化学方程式，是离子反应的写离子方程式。
①N2和H2的反应
N2＋3H22NH3；
②把NH3通入水中
NH3＋H2O??NH3·H2O??NH＋OH－；
③实验室利用NH4Cl固体、Ca(OH)2固体混合加热制备NH3
2NH4Cl＋Ca(OH)22NH3↑＋2H2O＋CaCl2；
④NH3的催化氧化
4NH3＋5O24NO＋6H2O；
⑤NH4HCO3溶液中加入过量稀NaOH溶液
NH＋HCO＋2OH－===NH3·H2O＋CO＋H2O；
⑥NO2溶于水
3NO2＋H2O===2H＋＋2NO＋NO；
⑦NO2被烧碱溶液吸收生成两种钠盐
2NO2＋2OH－===NO＋NO＋H2O；
⑧物质的量之比为1∶1的NO和NO2混合气体恰好被烧碱溶液吸收生成一种钠盐
NO＋NO2＋2OH－===2NO＋H2O；
⑨Cu和稀HNO3的反应
3Cu＋8H＋＋2NO===3Cu2＋＋2NO↑＋4H2O；
⑩Cu和浓HNO3的反应
Cu＋4H＋＋2NO===Cu2＋＋2NO2↑＋2H2O；
?Fe和过量稀HNO3的反应
Fe＋4H＋＋NO===Fe3＋＋NO↑＋2H2O；
?C和浓HNO3的反应
C＋4H＋＋4NOCO2↑＋4NO2↑＋2H2O；
?浓硝酸见光分解
4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O。高考化学难点大揭秘
一、电化学
【要点梳理】
（一）、原电池、电解池的比较
?
原电池
电解池
能量转变
化学能转化为电能
电能转化为化学能
形成条件
①两种活动性不同的电极
②电解质溶液
③两电极用导线相连或接触与电解质溶液形成闭合回路
④能自发进行氧化还原反应
①直流电源
②两个电极。
③电解质溶液或熔融的电解质
④形成闭合回路。
电极名称
负极，正极
阳极，阴极
电极确定
由电极材料或反应类型决定：
一般较活泼金属的作负极，发生氧化反应
石墨、较不活泼的金属、氧化剂作正极，发生还原反应
由外接电源决定：
接电源正极的为阳极，发生氧化反应
接电源负极的为阴极，发生还原反应
离子移向电极反应
阳离子移向正极，阴离子移向负极
负极材料自身失电子发生氧化反应
正极附近阳离子或氧气得电子发生还原反应
阳离子移向阴极，阴离子移向阳极
活性阳极失电子发生氧化反应或惰性阳极附近阴离子失电子发生氧化反应。
阴极附近阳离子得电子发生还原反应
电子流向
外电路，电子负极流出经导线流入正极
由电源负极流入阴极,再由阳极流回正极
装置特点
无外接电源
有外接直流电源
相似之处
均能发生氧化还原反应,且同一装置中两个电极上的电子得失总数相等
（二）、电解池电极产物的判断
（1）阳极产物的判断，按还原性由强到弱依次反应。（首先看电极）
①如果阳极是活性电极（除Pt、Au、石墨外），则阳极电极材料自身失电子，阳极电极被溶解。
②如果阳极是惰性电极（Pt、Au、石墨），则溶液中阴离子放电。
阴离子放电（失电子）顺序S2-＞I-＞Br-＞Cl-＞OH-＞含氧酸根＞F-
（2）阴极产物的判断，按氧化性由强到弱依次反应。阴极无论用那种材料均不参与反应,溶液中阳离子放电。
阳离子放电（得电子）顺序：（与金属活动性顺序相反）
Ag+＞Hg2+＞Fe3+＞Cu2+＞H+＞Pb2+＞Sn2+＞Fe2+＞Zn2+＞H+?＞Al3+＞Mg2+＞Na+＞Ca2+＞K+
（三）、电解池的应用
1．电解精炼铜：在电解精炼铜时，用硫酸铜溶液作电解质溶液。用粗铜作阳极，发生氧化反应；用精铜作阴极，发生还原反应，整个电解过程中硫酸铜溶液浓度逐渐减小。
2．电镀——应用电解原理在某些金属表面镀上一层其它金属。
镀层金属作阳极，镀件作阴极，含有镀层金属阳离子的盐溶液作电解质溶液。整个电解过程中的电解质溶液浓度不变。
（?四）.金属电化学腐蚀
不纯的金属在潮湿空气中或跟电解质溶液接触,发生原电池反应,比较活泼的金属失去电子而被???氧化，这种腐蚀叫电化学腐蚀。
腐蚀的本质：M-ne-→Mn+(氧化反应)
分类：
化学腐蚀（金属与接触到的物质直接发生化学反应而引起的腐蚀）、电化腐蚀
定义：因发生原电池反应，而使金属腐蚀的形式。
吸氧腐蚀：负极（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；正极（C）：O2+2H2O+4e-=4OH-
总反应：2Fe+O2+2H2O=Fe(OH)2
腐蚀后继反应：4Fe(OH)2
+O2
+2H2O
=4Fe(OH)3
钢铁的腐蚀：
2Fe(OH)3=Fe2O3
+3H2O
析氢腐蚀：负极（Fe）：Fe-2e-=Fe2+；正极（C）：2H++2e-=H2↑
总反应：Fe+2H+=Fe2++H2↑
影响腐蚀的因素：金属本性、介质。
金属的防护：
①、改变金属的内部组织结构；
保护方法：②、在金属表面覆盖保护层；③、电化学保护法（牺牲阳极的阴极保护法）
(五).
化学电源
1.燃料电池：通入可燃物的一极为电池的负极，通入氧气的一极为电池的正极。写总反应式考虑生成物是否与电解质溶液反应
（1）氢氧燃料电池
①当电解液为碱溶液，如KOH溶液。反应式不能有H+
电池总反应式为2H2+
O2?==2H2O
其中通入H2的一极为负极，发生氧化反应，负极反应式为2H2+4OH--4e-=4H2O
通入O2的一极为正极，发生还原反应，正极反应式为O2+2H2O+4e-==4OH-
②当电解质溶液为酸性，如稀H2SO4溶液。反应式不能有OH-
总反应：????2H2?+
O2=2H2O?
?负极反应式：2H2-4e-=4H+???????
?正极反应式：O2＋4e-＋4H+=2
H2O???????
（2）甲烷燃料电池：氢氧化钾溶液为电解质溶液（注意生成物二氧化碳再与氢氧化钾反应）
电池的总反应：CH4?+
2OH-?+
2O2?=
CO32-?+
3H2O?（先CH4生成CO2，再CO2和KOH生成CO32-）
负极反应为：CH4?+
10OH-?-
8e-?=
CO32-?+
7H2O??
正极反应式：2O2?+
4H2O
+
8e-?=
8OH-
2.铅蓄电池:
铅蓄电池的电池总反应式为
PbO2+Pb+2H2SO4?????2PbSO4+2H2O
?放电时：铅蓄电池的负极为Pb,
负极反应式???Pb??-2e-?+SO42-=??PbSO4
铅蓄电池的正极为PbO2?，正极反应式PbO2+
４H＋＋SO42-＋２e－＝ PbSO4+2H2O
?注意：放电时为原电池：化学能转化为电能。
充电时为电解池：电能转化为化学能。充电时正极PbO2与外接电源正极相连，负极Pb与外接源负极相连。
【解题技巧】
(一)、电化学中的四个极
正负极是根据物理学上的电极电势高低而规定的，多用于原电池。正极电极电势高，是流入电子的电极；负极电极电势低，是流出电子的电极。
阴阳极是针对电解池或电镀池来命名的。阳极是指与电源正极相连，发生氧化反应的电极；阴极是指与电源负极相连，发生还原反应的电极。
(二)、电化学中四个池
1.原电池：化学能转化为电能的装置。除了燃料电池外，一般由活泼金属做负极。
2.电解池：电能转化为化学能的装置。
3.电镀池：应用电解原理在某些金属表面镀上一层新金属的装置。通常镀层金属接电源正极，待镀金属的物件接电源负极，含有镀层金属阳离子的溶液做电镀液。
4.电解精炼池：应用电解原理提纯某些金属的装置，通常提纯的金属接电源正极，该金属的纯净固体解电源负极，电解液含有待提纯金属的阳离子。
(三)、电解的四种类型
类型
电解质特点
实例
电极反应式
电解方程式
电解对象
电解质溶液浓度的变化
溶液pH变化
?
?
阴极
阳极
?
电解
水型
含氧酸
H2SO4
4H＋＋4e－==2H2↑
4OH－－4e－==2H2＋O2↑
2H2O2H2↑＋O2↑
水
增大
减小
可溶性强碱
NaOH
增大
活泼金属含氧酸盐
KNO3
不变
电解电解质型
无氧酸
HCl
2H＋＋2e－==H2↑
2Cl－－2e－==Cl2↑
2HClH2↑＋Cl2↑
电解质
减小
增大
不活泼金属无氧酸盐
CuCl2
Cu2＋＋2e－==Cu
2Cl－－2e－==Cl2↑
CuCl2Cu＋Cl2↑
?
放H2生碱型
活泼金属无氧酸盐
NaCl
2H＋＋2e－==H2↑
2Cl－－2e－==Cl2↑
2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑
电解质和水
生成新电解质
增大
放O2生酸型
不活泼金属含氧酸盐
CuSO4
2Cu2＋＋4e－==2Cu
4OH－－4e－==2H2O＋O2↑
2CuSO4＋2H2O2Cu＋2H2SO4＋O2↑
电解质和水
生成新电解质
减小
(四)、原电池电极的四种判断方法
1.根据构成原电池的电极材料判断：
活泼金属做负极，较不活泼的金属或导电的非金属及金属氧化物作正极。
2.根据电子流向或电流流向判断：
电子瑞出或电流流入的电极为负极，反之为正极。
3.根据电极反应金属判断：
发生氧化反应的为负极，发生还原反应的为正极。也可依据电极附近指示剂（石蕊、酚酞、淀粉试液等）的显色情况判断该电极时OH-、H+、I-等放电，从而确定正负极。如用酚酞作指示剂，若电极附近溶液变红色，说明该电极附近溶液呈碱性，氢离子在该电极附近得电子被还原，该电极为正极。
4.根据两极现象判断：
通常溶解或质量减少的一极为负极，质量增加或有气泡产生的一极为正极。
(五)、书写电极反应的四原则
1.加减原则：根据得失电子守恒，总反应式为两个电极反应式之和，若已知一个电极反应式，可用总反应式减去已知的反应式，得另一电极反应式。
2.共存原则：因为物质得失电子后在不同介质中的存在形式不同，所以电极反应的书写必须考虑介质环境。碱性溶液中二氧化碳不可能存在，也不可能有氢离子参加反应；当电解质溶液呈酸性时，不可能有氢氧根离子参加反应。如甲烷燃料电池以氢氧化钾溶液为电解质溶液是，负极反应式CH4+10OH--8e-=CO32-+7H2O，正极反应式为2O2+4H2O+8e-=8OH-。
3.得氧失氧原则：得氧时，在反应为中加水（电解质为酸性时）或氢氧根离子（电解质溶液为碱性或中性时）；失氧时，在反应物中加水（电解质溶液为碱性或中性时）或氢离子（电解质为酸性时）。如纽扣电池以氢氧化钾为电解质溶液，其电池总反应式为：Zn+Ag2O+H2O=2Ag+Zn(OH)2，负极：Zn→
Zn(OH)2，根据得氧原则，负极反应式为：Zn+2OH-+2e-=Zn(OH)2；正极Ag2O→2Ag，根据失氧原则，正极反应式为Ag2O+H2O+2e-=2Ag+2OH-。
4.中性吸氧反应成碱原则：在中性电解质溶液中，通过金属吸氧所建立起来的原电池反应，其反应的最后产物是碱，如银锌电池、铁的吸氧腐蚀、以铝、空气、海水为材料组成的海水电池等。
（六）、关注原电池或电解池装置中的离子交换膜的使用。
通常原电池或电解池中使用离子交换膜，注意审题，分清是阳离子交换膜还是阴离子交换膜还是质子交换膜。阳离子交换膜只能通过溶液中的阳离子，阴离子交换膜只能通过阴离子，质子交换膜只能通过氢离子。根据原电池中阳离子向正极移动，阴离子向负极移动，电解池中阳离子向阴极移动，阴离子向阳极移动的原理分析移动的微粒和方向。
（七）、电子守恒原则计算电化学反应中的数据变化。
根据正负极或阴阳极得失电子数相等分析两极的变化，包括电极的质量变化或产生气体的体积数据，溶液的浓度的变化，或者溶液的pH的变化等。
二、化学平衡
【要点梳理】
1、可逆反应
（1）定义：相同条件下，既能向正反应方向进行，又能向逆反应方向进行的化学反应。
（2）特点：反应物与生成物同时存在；任一反应物的转化率小于100%。
（3）表示：用“”表示。
2、化学平衡状态
（1）1.定义：在一定条件下的可逆反应里,当正反应速率与逆反应速率相等时,反应混合物中各组分的浓度保持不变的状态,成为化学平衡状态.
（2）特征
①逆:研究对象必须是可逆反应。
②动：化学平衡是动态平衡，达到平衡时v正=v逆＞0，即：正逆反应仍在继续进行。
③等：正反应速率等于逆反应速率，是化学平衡的实质。
④定：各组分物质的量浓度保持不变，百分组成一定。
⑤变：化学平衡状态是有条件的、暂时的，改变影响平衡的外界条件，平衡会发生移动，达到新的平衡。
⑥同：只要外界条件相同，同一可逆反应达到的化学平衡状态就相同。它的建立与途径无关，从反应物开始或从生成物开始，或从反应物、生成物同时开始，都可建立平衡状态。
3、化学平衡常数
（1）.概念：在一定温度下，一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与生成物浓度幂之积的比值是一个常数，用符号K表示。
（2）.表达式：对于一般的可逆反应：mA(g)+nB(g)pC(g)+qD(g)，在一定温度下达到平衡时:
（3）.意义
①
②化学平衡常数是指某一具体反应方程式的平衡常数。
a.若反应方向改变，则平衡常数改变。
b.若方程式中各物质的计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会改变。
4、影响化学平衡的外界条件
(1).浓度：其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度，化学平衡向正反应方向移动。减小反应物浓度或增大生成物浓度，化学平衡向逆反应方向移动。
(2).压强：其他条件不变时，增大压强，会使平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强，会使平衡向气体体积增大的方向移动。
(3).温度：在其他条件不变时，升高温度，化学平衡向吸热反应方向移动。降低温度，平衡向放热反应方向移动。
(4).催化剂：催化剂能同等程度地改变正、逆反应速率，因此不影响化学平衡，但可大大地缩短反应达到平衡所需的时间。
5、勒夏特列原理
(1).内容：如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、温度或压强），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。
(2).适用范围：该原理适用于化学平衡、溶解平衡，电离平衡、水解平衡等动态平衡。
(3).研究问题：平衡移动问题。
6、化学反应进行的方向
(1).自发方向
①含义：在一定条件下，不需要借助外力作用就能自动进行的过程。
②特点
a.体系趋向于高能状态转变成低能状态(体系对外部做功或释放能量)。
b.在密闭条件下，体系有从有序转变为无序的倾向性（无序体系更加稳定）。
(2).化学反应方向的判据
①焓判据
放热过程中体系能量降低，△H＜0，具有自发进行的倾向，但有些吸热反应也可以自发进行，故只用焓变判断反应方向不全面。
②熵判据
a.熵：量度体系混乱程度的物理量，符号S。
b.熵的大小：同种物质，三种状态下，熵值由大到小的顺序为气态＞液态＞固态。
c.熵判据
体系的混乱度增加，△S＞0，反应有自发进行的倾向。但有些熵减的过程也能自发进行，故只用熵变来判断反应方向也不全面。
③复合判据——自由能变化
7、等效平衡
(1)、含义：在一定条件下（恒温恒容或恒温恒压），对同一可逆反应体系，起始时加入物质的量不同，而达到化学平衡时，同种物质的百分含量相同。
(2)、分类：等效平衡有两类反应（即△n=0、△n≠0的反应）、两种状态（即恒温恒容、恒温恒压）。
【重难点突破】
1、化学反应速率
1）化学反应速率计算的常见错误
（1）不注意容器的容积。
（2）漏写单位或单位写错。
（3）忽略有效数字。
2）比较化学反应速率大小的注意事项
（1）看单位是否统一，若不统一，换算成相同单位。
（2）比较不同时间段内的化学反应速率大小时，可先换算成同一物质表示的反应速率，再比较数值大小。
（3）比较化学反应速率与化学计量数的比值。例如，对于一般反应aA(g)＋bB(g)
?cC(g)＋dD(g)，比较不同时间段内与的大小，若＞，则用A表示的反应速率比用B表示的大。
2、化学平衡。
（1）.化学平衡标志判断“三关注”
关注反应条件，是恒容容器，还是恒压容器；关注反应特点，是等体积反应，还是非等体积反应；关注特殊情况，是否有固体参加或生成。
（2）.
化学平衡移动的注意事项
①a.改变平衡体系中固体、纯液体的量，化学平衡不移动。因为固体、纯液体的浓度是常数，增加量不会引起浓度的增大，v（正）、v（逆）不变。
b.在溶液中进行的的反应，若稀释溶液，则反应物、生成物浓度均减小，正逆反应速率均减小，但减小的程度不同，化学方程式中化学计量数和大的一侧减小多，化学平衡向系数和大的一侧移动。
c.改变浓度时，某一速率从原平衡速率开始变化。
②a.对反应体系中无气体物质存在的化学平衡，改变压强，平衡不移动。
b.对反应前后气体的物质的量不变的可逆反应，改变压强，平衡不移动。
c.恒容时充入非反应物气体或者稀有气体，容器内气体压强增大，但平衡不移动。
③温度改变时，正逆反应速率都发生变化，只是程度不同。升高温度，放热反应的反应速率增大的小，平衡向吸热方向移动；降低温度，吸热反应的反应速率减小的小，平衡向放热反应的方向移动。
(3).平衡常数的意义在于：
①化学平衡常数的大小是可逆反应进行程度的标志，K越大，说明平衡体系中生成物所占的比例越大，其正反应进行程度越大，该反应进行的越完全，反应物转化率越大；利用K可以判断反应的热效应，若升高温度K增大，则正反应为吸热反应，反之正反应为放热反应。
②利用浓度积Q（Q为起始生成物浓度幂之积与反应物浓度幂之积的比值）和K比较，可判断可逆反应进行的方向：Q=K时可逆反应达到化学平衡状态；Q＞K时，可逆反应向逆反应方向进行；Q＜K时，可逆反应向正反应方向进行。
3、反应速率及化学平衡的图像分析。
(1)．分析方法
①认清坐标系，弄清纵、横坐标所代表的意义，并与有关原理相结合。
②看清起点，分清反应物、生成物。浓度减小的是反应物，浓度增大的是生成物，一般生成物多数以原点为起点。
③看清曲线的变化趋势，注意渐变和突变，分清正、逆反应，从而判断反应特点。
④注意终点。例如，在浓度—时间图像上，一定要看清终点时反应物的消耗量、生成物的增加量，并结合有关原理进行推理判断。
⑤先拐先平。例如，在转化率—时间图像上，先出现拐点的曲线先达到平衡，此时逆向推理可得该曲线对应的温度高、浓度大或压强大。
⑥定一议二。当图像中有三个量时，先确定一个量不变再讨论另外两个量的关系。
(2)．绘图要领
一标：标原点，标横、纵坐标的物理量及单位。
二比：比照原图像，画出新图像，并标明。
【应试技巧点拨】
1．认真审题，运用规律解决问题
化学反应速率与化学平衡类试题是高考中易失分题，在解题过程中要细心读题、审题，然后根据基本概念和理论对试题分析，运用等效平衡、图形图像等多种思维方法进行解决。
2．解答化学平衡问题的重要思维方法
（1）三个“不要混同”
①不要将平衡的移动和速率的变化混同起来。如：别以为平衡正向移动一定是υ正加快，υ逆减慢等。
②不要将平衡的移动和浓度的变化混同起来，例如：别以为平衡正向移动时，反应物浓度一定减少，生成物浓度一定增大等。
③不要将平衡的移动和反应物的转化率提高混同起来，例如：别以为平衡正向移动，反应物的转化率一定提高。
（2）可逆反应“不为零”原则
可逆性是化学平衡的前提，达到平衡时是反应物和生成物共存的状态，每种物质的物质的量不为零。一般可用极限分析法推断：假设反应不可逆，则最多生成产物多少，有无反应物剩余，余多少。这样的极值点是不可能达到的，故可用于确定某些范围或在范围中选择合适的量。
（3）“一边倒”原则
可逆反应，在条件相同时(等温等容)，若达到等同平衡，其初始状态必须能互变，从极限角度看，就是各物质的物质的量要相当。因此，可以采用“一边倒”的原则来处理以下问题：化学平衡等同条件(等温等容)
（4）“过渡态”方法
思路：各种反应物的浓度增加相同倍数，相当于增大体系压强，根据平衡移动方向来确定转化率的变化情况。
3．
化学平衡的计算步骤。
通常是先写出有关的化学方程式，列出反应起始时或平衡时有关物质的浓度或物质的量，然后再通过相关的转换，分别求出其他物质的浓度或物质的量和转化率。概括为：建立解题模式、确立平衡状态方程。
三、实验探究
【要点梳理】
1、评价型实验题
评价型实验题包括的题型很多，其中比较典型的有物质性质探究型、组成成分探究型、物质制备和应用探究型等，该类试题一般以实验装置图的形式给出实验的流程，其实验流程与考查内容一般为：
（1）．气体制备装置的选择及注意事项
装置选择
注意事项
固体与固体加热装置
①试管口应稍向下倾斜，防止产生的水蒸气在试管口冷凝后倒流而引起试管炸裂；②铁夹应夹在距试管口约处；③胶塞中的导管伸入试管里面不能太长，否则会阻碍气体的导出
固体与液体不加热装置
①块状固体与液体在常温下反应制备气体时可用启普发生器，如图甲，当制取气体的量不多时，也可采用简易装置，如图乙；②装置乙、丁、戊、己中长颈漏斗的下端应伸入液面以下，否则起不到液封的作用；③加入的液体反应物(如酸)要适当；④粉末状固体与液体反应或产物为糊状物时常采用装置丙
固体与液体液体与液体?加热装置
①先把固体药品加入烧瓶中，然后滴加液体药品，要注意液体滴加的速度，保证产气速率平稳，易于收集；②若使用分液漏斗，则需要在滴液的过程中，打开漏斗活塞，以保证液体能够顺利滴下；③分液漏斗中的液体滴完后，要关闭漏斗活塞，防止气体经漏斗逸出；④装置乙中的温度计必须插在反应液中；⑤烧瓶加热需要垫石棉网
（2）.气体的干燥方法与干燥装置
气体的干
燥方法
气体干燥选择干燥剂的原则
①不减原则：即通过干燥操作之后，目标气体的量不能减少；②不反应原则：干燥剂不能与目标气体反应
酸性
干燥剂
浓H2SO4
可以干燥H2、O2、N2、CO2、CO、Cl2、HCl、SO2、CH4和C2H4等气体
碱性
干燥剂
碱石灰
主要用于干燥NH3，但也可干燥H2、O2、N2、CO和CH4等
中性
干燥剂
CaCl2
可以干燥H2、O2、N2、CO2、Cl2、HCl和H2S等，但不能干燥NH3
气体的干
燥装置
盛装液态干燥剂，用于干燥气体；也可以盛装其他液体试剂，用来对酸性或中性气体进行除杂
盛装碱石灰和CaCl2等固体干燥剂
甲装置可以盛装液体干燥剂或固体干燥剂，乙和丙装置只能盛装固体干燥剂
（3）.气体的收集装置及方法
排水法
①难溶或微溶于水，且与水不发生化学反应的气体，都可用排水集气法收集；②用排水集气法收集气体时，导管不伸入试管(或集气瓶)底部
向上排空气法
①比空气密度大的气体可用向上排空气法收集；②用排空气法收集气体时，导管一定要伸入集气瓶(或试管)底部，目的是把集气瓶(或试管)中的空气尽量排出；③为防止外界空气向集气瓶内扩散，集气瓶口可盖上毛玻璃片，若用试管收集时，可在试管口塞上一小团疏松的棉花
向下排空气法
比空气密度小的气体可用向下排空气法收集，如H2、NH3和CH4等气体
排特殊溶液法
①氯气可用排饱和食盐水的方法收集；②二氧化碳可用排饱和碳酸氢钠溶液的方法收集
4.常见尾气处理装置及方法
处理方法
液体吸收法
点燃法
收集法
处理装置
适用气体
装置A适用于吸收溶解度小的气体，如Cl2、CO2等；装置B、C可吸收溶解度大的气体，如HCl、HBr、NH3等
CH4、CH2===CH2、H2、CO等
CO、NH3、H2S等
2、定量测定型实验题
常见的定量测定型实验题包括混合物成分的测定、物质纯度的测定以及化学式的确定等。该类试题常涉及物质的称量、物质的分离与提纯、中和滴定、一定物质的量浓度溶液的配制等实验操作。实验过程中或问题解答中要特别注意以下几个问题：
（1）．气体体积的测量
①量气装置的改进
②量气时应注意的问题
a.量气时应保持装置处于室温状态。
b.读数时要特别注意消除“压强差”，保持液面相平还要注意视线与液面最低处相平。如上图(Ⅰ)(Ⅳ)应使左侧和右侧的液面高度保持相平。
(2)．测定实验中要有消除干扰气体的意识
如用“惰性”气体将干扰气体排出，或用溶液吸收干扰气体等。
(3)．测定实验中要有被测量气体全部被测量的意识
如可采取反应结束后继续向装置中通入“惰性”气体以使被测量气体全部被吸收剂吸收的方法。
(4)．测定实验中要有“数据”的采集处理意识
实验数据的采集是化学计算的基础，一般来讲，固体试剂称质量，而液体试剂和气体试剂则测量体积。
①称量固体质量时，中学一般用托盘天平，可估读到0.1
g，精确度要求高的实验中可以用分析天平或电子天平，可精确到0.000
1
g。
②测量液体体积时，一般实验中选用适当规格的量筒，可估读到0.1
mL，准确度要求高的定量实验如中和滴定中选用滴定管(酸式或碱式)，可估读到0.01
mL。容量瓶作为精密的定容仪器，用于配制一定物质的量浓度的溶液，一般不用于量取液体的体积。
③气体除了量取外，还可以称量。称气体的质量时一般有两种方法：一种方法是称反应装置在放出气体前后的质量减小值；另一种方法是称吸收装置前后的质量增大值。
④用pH试纸(测得整数值)或pH计(精确到0.01)直接测出溶液的pH，经过计算可以得到溶液中H＋或OH－的物质的量浓度。为了数据的准确性，实验中要采取必要的措施，确保离子完全沉淀、气体完全被吸收等，必要时可以进行平行实验，重复测定，然后取其平均值进行计算。如中和滴定实验中测量酸或碱的体积要平行做2～3次滴定，取体积的平均值求算未知溶液的浓度，但对于“离群”数据(指与其他数据有很大差异的数据)要舍弃，因为数据“离群”的原因可能是操作中出现了较大的误差。
3、有机制备实验
“有机实验”在新课标中频频出现，主要涉及到有机物的制备、有机物官能团性质实验探究等。常常考查蒸馏和分液操作、反应条件的控制、产率的计算等问题。
(1)分离液体混合物的方法
方法
适用条件
实例
说明
萃取
互不相溶的液体混合物
分离CCl4和水等
分液时下层液体从下口流出，上层液体从上口倒出
蒸馏
两种或两种以上互溶的液体，沸点相差较大
分离酒精和水
在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸
(2)蒸馏装置
【应试技巧点拨】
1.综合实验分析思路
（1）制备实验方案设计的基本思路
（2）有气体参加的反应实验方案设计(装置连接)的基本思路
（3）气体除杂的一般思路
气体的除杂，首先要判断气体中的杂质，判断气体中的杂质的方法：①看反应物的性质，如用盐酸制取的气体中应含有HCl气体杂质；②看气体是否完全反应，如用CO2与Na2O2反应制取的氧气中应含有CO2杂质；③看反应实质，如C和浓硫酸加热制取的SO2中一定含有CO2；④看是否有副反应发生等。最后再根据杂质的性质选择合适的试剂及装置。
（4）要排除干扰
如制取易潮解、易水解的物质(如AlCl3)时，往往在装置末端再接一个干燥装置，以防止空气中的水蒸气进入干扰实验。
2．实验方案的评价
评价一个实验方案的优劣主要从以下几个方面入手：
(1)实验原理是否正确、可行；
(2)是否安全，如是否有防倒吸、防爆炸装置或措施等；
(3)是否环保，如是否有尾气处理装置；
(4)是否排除了干扰因素，如氢气还原氧化铜是否排尽了系统中的氧气等。
3．实验题误区警示
（1）设计、评价实验时忽视环保
随着人类环保意识的增强，实验设计和评价中常常有关于环保的知识，我们在设计和评价实验时，一定要注意是否需要处理尾气，及尾气的处理方法是否正确。
（2）忽视实验安全
安全第一，所以我们在设计与评价实验方案时，一定要时刻注意安全，如点燃气体前是否有验纯，特别是氢气还原氧化铜时，应该先通入氢气，排出反应器中的空气，防止加热时发生爆炸。
（3）混淆除去杂质气体的先后顺序
当气体中含有多种杂质时，若采用洗气装置除杂，通常除杂在前，干燥在后。若用加热装置除杂时，通常是干燥在前，除杂在后。如果检验气体中是否混有水蒸气时，应该先检验水蒸气，后检验其他气体。
（4）制取气体时，忽视反应物的一些性质
如Zn与稀硫酸、稀盐酸反应均生成氢气，但我们一般选用稀硫酸，不用盐酸，因为盐酸是挥发性酸，制取的氢气中可能混有HCl气体。
（5）气体除杂时混淆气体中的杂质
气体除杂时，首先判断气体中的杂质，气体中杂质的判断方法：凡是反应物中有易挥发性液体，如盐酸、浓硝酸、溴水等，制得的气体中一定含有相应的杂质如HCl、HNO3、溴蒸气及水蒸气等。还有一些发生副反应的，如用铁钉与热的浓硫酸反应制SO2时，由于副反应的发生而使SO2中含有杂质CO2和水蒸气。
四、有机合成与推断
【要点梳理】
1、有机合成的一般方法
（1）.有机合成的过程
①有机合成是指利用简单、易得的原料,通过有机反应,生成具有????特定结构????和功能的有机物。
②有机合成遵循的原则有:
a.起始原料要价廉、易得、低毒性、低污染;
b.合成路线简捷,易于分离,产率????较高????;
c.条件适宜,操作????简便????,能耗低,易于实现。
③有机合成的任务包括目标化合物分子骨架的构建和???官能团????的转化。
④有机合成的过程是利用简单的试剂作为基础原料,通过有机反应连上一个官能团或一段碳链,得到一个中间体;在此基础上利用中间体上的官能团,加上辅助原料,进行第二步反应,合成第二个中间体……经过多步反应,
按照目标化合物的要求,合成具有一定碳原子数目、一定结构的目标化合物。其合成过程示意图如下:
(2).有机合成的方法
①有机合成的方法包括????正向合成????分析法和????逆向合成????分析法等。
②正向合成分析法是从已知的原料入手,找出合成所需要的直接或间接的???中间体????,逐步推向要合成的目标有机物。其合成示意图是:
基础原料?中间体?中间体?目标化合物
③逆向合成分析法是在设计复杂化合物的合成路线时常用的方法。它是将目标化合物倒退一步寻找上一步反应的????中间体????,该中间体同辅助原料反应可以得到目标化合物,而这个中间体的合成与目标化合物的合成一样,是从更上一步的中间体得来的,依次类推,最后确定最适宜的基础原料和最终的合成路线。其合成示意图是:
目标化合物?中间体?中间体?基础原料
(3).合成高分子化合物的基本概念
①聚合反应
a.概念
由相对分子质量小的化合物分子相互结合成????相对分子质量大的高分子化合物????的反应。
b.聚合反应的分类
②单体:能够进行聚合反应形成高分子化合物的????低分子化合物????。
③链节(重复结构单元):高分子化合物中化学组成相同、??可重复的最小单位????。
④聚合度:高分子链中含链节的数目。
2、高分子化合物
(1).有机高分子化合物的分类
常见的三大合成材料为????塑料????、???合成纤维????、???合成橡胶
(2).塑料
①塑料的主要成分为????合成树脂????。
②塑料的分类
③实例
a.热塑性塑料(如聚乙烯)
合成化学方程式为n???
b.热固性塑料(如酚醛树脂)
合成化学方程式为n+nHCHO+nH2O
(3).纤维的分类
(4).橡胶的分类
合成聚异戊二烯的化学方程式为
5.新型功能高分子材料指具有特殊功能的高分子材料,主要有液晶高分子、导电高分子、医用高分子、高分子分离膜、高吸水性树脂等。
【重点、难点突破】
解有机推断题的关键是寻找“突破口”,即抓住特征颜色、特殊状态、特殊气味等物理性质,特殊反应类型和反应条件,特殊反应现象和官能团所特有的性质,特殊制法,特殊用途等。
【经验总结】
(1)根据物理性质推断(可推出有机物的大体范围和类别)
①有机物的状态
②有机物的气味
a.无味:甲烷、乙炔(常因混有PH3、H2S等杂质而带有臭味)、淀粉、纤维素。
b.稍有气味:乙烯。
c.特殊气味:苯及其同系物、萘、石油、苯酚。
d.刺激性气味:甲醛、甲酸、乙醛、乙酸。
e.甜味:乙二醇、丙三醇、果糖、蔗糖、葡萄糖。
f.香味:甲醇、乙醇、低级酯。
g.苦杏仁味:硝基苯。
(2)根据各类有机物的特征反应推断
(3)由官能团上的特殊反应确定官能团种类
有机物的官能团往往具有一些特征反应和特殊的化学性质,这些是解有
机推断题的突破口。如:
①能使溴的四氯化碳溶液褪色的有机物可能含有?、
等官能团;含有、的有机物也能使溴
水褪色;若与浓溴水反应产生白色沉淀,则必为酚类物质。
②能使酸性KMnO4溶液褪色的物质可能含有、
、—CHO或是酚类、苯的同系物等。
③能发生银镜反应或与新制Cu(OH)2悬浊液煮沸后产生红色沉淀的物质一定含有—CHO。
④能与Na反应放出H2的物质可能为醇、酚、羧酸等。
⑤能与Na2CO3反应放出CO2或使石蕊试液变红的有机物中含有—COOH。
⑥能水解的有机物中可能含有酯基()、肽键
()或为卤代烃。
⑦能发生消去反应的有机物可能为醇或卤代烃。
⑧遇FeCl3溶液显紫色的物质一定为酚类物质。
(4)根据性质和有关数据推断官能团的数目
特别提示 1
mol
HCHO与足量Ag(NH3)2OH溶液或新制Cu(OH)2悬浊液
充分反应,生成4
mol
Ag或2
mol
Cu2O。
②2—OH(醇、酚、羧酸)
H2。
③2—COOH
CO2,—COOH
CO2。
④
(5)根据某些产物推断官能团的位置
①由醇氧化成醛(或羧酸),则—OH一定在链端(即含—CH2OH);由醇氧化成酮,则—OH一定在链中(即含);若醇不能被催化氧化,则与
—OH相连的碳原子上无氢原子(即含)。能发生连续氧化的
醇应是具有“—CH2OH”的醇。
②由消去反应的产物可确定“—OH”或“—X”的位置。
③由取代产物的种类可确定碳链的结构。
④由加氢后碳链的结构可确定“”或“”的位置。
⑤结合题给信息推断官能团的类别和位置。
五、物质结构与性质
【要点梳理】
（一）.原子结构与性质.
1.认识原子核外电子运动状态，了解电子云、电子层（能层）、原子轨道（能级）的含义.
电子云：用小黑点的疏密来描述电子在原子核外空间出现的机会大小所得的图形叫电子云图.离核越近，电子出现的机会大，电子云密度越大；离核越远，电子出现的机会小，电子云密度越小.
电子层（能层）：根据电子的能量差异和主要运动区域的不同，核外电子分别处于不同的电子层.原子由里向外对应的电子层符号分别为K、L、M、N、O、P、Q.
原子轨道（能级即亚层）：处于同一电子层的原子核外电子，也可以在不同类型的原子轨道上运动，分别用s、p、d、f表示不同形状的轨道，s轨道呈球形、p轨道呈纺锤形，d轨道和f轨道较复杂.各轨道的伸展方向个数依次为1、3、5、7.
2.构造原理
了解多电子原子中核外电子分层排布遵循的原理，能用电子排布式表示1～36号元素原子核外电子的排布.
(1).原子核外电子的运动特征可以用电子层、原子轨道(亚层)和自旋方向来进行描述.在含有多个核外电子的原子中，不存在运动状态完全相同的两个电子.
(2).原子核外电子排布原理.
①.能量最低原理:电子先占据能量低的轨道，再依次进入能量高的轨道.
②.泡利不相容原理:每个轨道最多容纳两个自旋状态不同的电子.
③.洪特规则:在能量相同的轨道上排布时，电子尽可能分占不同的轨道，且自旋状态相同.
洪特规则的特例:在等价轨道的全充满（p6、d10、f14）、半充满（p3、d5、f7）、全空时(p0、d0、f0)的状态，具有较低的能量和较大的稳定性.如24Cr
[Ar]3d54s1、29Cu
[Ar]3d104s1.
(3).掌握能级交错图和1-36号元素的核外电子排布式.
根据构造原理，基态原子核外电子的排布遵循图⑴箭头所示的顺序。
②根据构造原理，可以将各能级按能量的差异分成能级组如图⑵所示，由下而上表示七个能级组，其能量依次升高；在同一能级组内，从左到右能量依次升高。基态原子核外电子的排布按能量由低到高的顺序依次排布。
3.元素电离能和元素电负性
第一电离能：气态电中性基态原子失去1个电子，转化为气态基态正离子所需要的能量叫做第一电离能。常用符号I1表示，单位为kJ/mol。
(1).原子核外电子排布的周期性.
随着原子序数的增加,元素原子的外围电子排布呈现周期性的变化:每隔一定数目的元素，元素原子的外围电子排布重复出现从ns1到ns2np6的周期性变化.
(2).元素第一电离能的周期性变化.
随着原子序数的递增，元素的第一电离能呈周期性变化:
★同周期从左到右，第一电离能有逐渐增大的趋势，稀有气体的第一电离能最大，碱金属的第一电离能最小；
★同主族从上到下，第一电离能有逐渐减小的趋势.
说明：
①同周期元素，从左往右第一电离能呈增大趋势。电子亚层结构为全满、半满时较相邻元素要大即第
ⅡA
族、第
ⅤA
族元素的第一电离能分别大于同周期相邻元素。Be、N、Mg、P
②.元素第一电离能的运用：
a.电离能是原子核外电子分层排布的实验验证.
b.用来比较元素的金属性的强弱.
I1越小，金属性越强，表征原子失电子能力强弱.
(3).元素电负性的周期性变化.
元素的电负性：元素的原子在分子中吸引电子对的能力叫做该元素的电负性。
随着原子序数的递增，元素的电负性呈周期性变化：同周期从左到右，主族元素电负性逐渐增大；同一主族从上到下，元素电负性呈现减小的趋势.
电负性的运用:
a.确定元素类型(一般>1.8，非金属元素；<1.8，金属元素).
b.确定化学键类型(两元素电负性差值>1.7，离子键；<1.7，共价键).
c.判断元素价态正负（电负性大的为负价，小的为正价）.
d.电负性是判断金属性和非金属性强弱的重要参数（表征原子得电子能力强弱）.
（二）.化学键与物质的性质.
离子键――离子晶体
1.理解离子键的含义，能说明离子键的形成.了解NaCl型和CsCl型离子晶体的结构特征，能用晶格能解释离子化合物的物理性质.
(1).化学键：相邻原子之间强烈的相互作用.化学键包括离子键、共价键和金属键.
(2).离子键：阴、阳离子通过静电作用形成的化学键.
离子键强弱的判断:离子半径越小，离子所带电荷越多，离子键越强，离子晶体的熔沸点越高.
离子键的强弱可以用晶格能的大小来衡量，晶格能是指拆开1mol离子晶体使之形成气态阴离子和阳离子所吸收的能量.晶格能越大，离子晶体的熔点越高、硬度越大.
离子晶体:通过离子键作用形成的晶体.
典型的离子晶体结构：NaCl型和CsCl型.氯化钠晶体中，每个钠离子周围有6个氯离子，每个氯离子周围有6个钠离子，每个氯化钠晶胞中含有4个钠离子和4个氯离子；氯化铯晶体中，每个铯离子周围有8个氯离子，每个氯离子周围有8个铯离子，每个氯化铯晶胞中含有1个铯离子和1个氯离子.
NaCl型晶体
CsCl型晶体
每个Na+离子周围被6个C1—离子所包围，同样每个C1—也被6个Na+所包围。
每个正离子被8个负离子包围着，同时每个负离子也被8个正离子所包围。
共价键－分子晶体――原子晶体
2.了解共价键的主要类型σ键和π键，能用键能、键长、键角等数据说明简单分子的某些性质（对σ键和π键之间相对强弱的比较不作要求）.
(1).共价键的分类和判断：σ键（“头碰头”重叠）和π键（“肩碰肩”重叠）、极性键和非极性键，还有一类特殊的共价键-配位键.
(2).共价键三参数.
概念
对分子的影响
键能
拆开1mol共价键所吸收的能量（单位：kJ/mol）
键能越大，键越牢固，分子越稳定
键长
成键的两个原子核间的平均距离（单位：10-10米）
键越短，键能越大，键越牢固，分子越稳定
键角
分子中相邻键之间的夹角(单位：度）
键角决定了分子的空间构型
共价键的键能与化学反应热的关系:反应热=
所有反应物键能总和－所有生成物键能总和.
3.了解极性键和非极性键，了解极性分子和非极性分子及其性质的差异.
(1).共价键:原子间通过共用电子对形成的化学键.
(2).键的极性：
极性键：不同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力不同，共用电子对发生偏移.
非极性键：同种原子之间形成的共价键，成键原子吸引电子的能力相同，共用电子对不发生偏移.
(3).分子的极性：
①.极性分子：正电荷中心和负电荷中心不相重合的分子.
非极性分子：正电荷中心和负电荷中心相重合的分子.
②.分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两个方面共同决定.
非极性分子和极性分子的比较
非极性分子
极性分子
形成原因
整个分子的电荷分布均匀，对称
整个分子的电荷分布不均匀、不对称
存在的共价键
非极性键或极性键
极性键
分子内原子排列
对称
不对称
举例说明：
分子
共价键的极性
分子中正负电荷中心
结论
举例
同核双原子分子
非极性键
重合
非极性分子
H2、N2、O2
异核双原子分子
极性键
不重合
极性分子
CO、HF、HCl
异核多原子分子
分子中各键的向量和为零
重合
非极性分子
CO2、BF3、CH4
分子中各键的向量和不为零
不重合
极性分子
H2O、NH3、CH3Cl
③.相似相溶原理:极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中），非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如CO2易溶于CS2中）.
4.分子的空间立体结构（记住）
常见分子的类型与形状比较
分子类型
分子形状
键角
键的极性
分子极性
代表物
A
球形
非极性
He、Ne
A2
直线形
非极性
非极性
H2、O2
AB
直线形
极性
极性
HCl、NO
ABA
直线形
180°
极性
非极性
CO2、CS2
ABA
V形
≠180°
极性
极性
H2O、SO2
A4
正四面体形
60°
非极性
非极性
P4
AB3
平面三角形
120°
极性
非极性
BF3、SO3
AB3
三角锥形
≠120°
极性
极性
NH3、NCl3
AB4
正四面体形
109°28′
极性
非极性
CH4、CCl4
AB3C
四面体形
≠109°28′
极性
极性
CH3Cl、CHCl3
AB2C2
四面体形
≠109°28′
极性
极性
CH2Cl2
直
线
三角形
V形
四面体
三角锥
V形
H2O
5.了解原子晶体的特征，能描述金刚石、二氧化硅等原子晶体的结构与性质的关系.
(1).原子晶体：所有原子间通过共价键结合成的晶体或相邻原子间以共价键相结合而形成空间立体网状结构的晶体.
(2).典型的原子晶体有金刚石（C）、晶体硅(Si)、二氧化硅（SiO２）.
金刚石是正四面体的空间网状结构，最小的碳环中有6个碳原子，每个碳原子与周围四个碳原子形成四个共价键；晶体硅的结构与金刚石相似；二氧化硅晶体是空间网状结构，最小的环中有6个硅原子和6个氧原子，每个硅原子与4个氧原子成键，每个氧原子与2个硅原子成键.
(3).共价键强弱和原子晶体熔沸点大小的判断：原子半径越小，形成共价键的键长越短，共价键的键能越大，其晶体熔沸点越高.如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅.
6.了解简单配合物的成键情况（配合物的空间构型和中心原子的杂化类型不作要求）.
概念
表示
条件
共用电子对由一个原子单方向提供给另一原子共用所形成的共价键。
A
B
电子对给予体
电子对接受体
其中一个原子必须提供孤对电子，另一原子必须能接受孤对电子的轨道。
(1).配位键：一个原子提供一对电子与另一个接受电子的原子形成的共价键.即成键的两个原子一方提供孤对电子，一方提供空轨道而形成的共价键.
(2).①.配合物：由提供孤电子对的配位体与接受孤电子对的中心原子(或离子)以配位键形成的化合物称配合物,又称络合物.
②.形成条件：a.中心原子(或离子)必须存在空轨道.
b.配位体具有提供孤电子对的原子.
.配合物的组成.
④.配合物的性质：配合物具有一定的稳定性.配合物中配位键越强，配合物越稳定.当作为中心原子的金属离子相同时，配合物的稳定性与配体的性质有关.
（三）.分子间作用力与物质的性质.
1.知道分子间作用力的含义，了解化学键和分子间作用力的区别.分子间作用力：把分子聚集在一起的作用力.分子间作用力是一种静电作用，比化学键弱得多，包括范德华力和氢键.
范德华力一般没有饱和性和方向性，而氢键则有饱和性和方向性.
2.知道分子晶体的含义，了解分子间作用力的大小对物质某些物理性质的影响.
(1).分子晶体:分子间以分子间作用力（范德华力、氢键）相结合的晶体.典型的有冰、干冰.
(2).分子间作用力强弱和分子晶体熔沸点大小的判断：组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，分子间作用力越大，克服分子间引力使物质熔化和气化就需要更多的能量，熔、沸点越高.但存在氢键时分子晶体的熔沸点往往反常地高.
例33.在常温常压下呈气态的化合物、降温使其固化得到的晶体属于
A.分子晶体
B.原子晶体
C.离子晶体 D.何种晶体无法判断
3.了解氢键的存在对物质性质的影响（对氢键相对强弱的比较不作要求）.
NH3、H2O、HF中由于存在氢键，使得它们的沸点比同族其它元素氢化物的沸点反常地高.
影响物质的性质方面：增大溶沸点，增大溶解性
表示方法：X—H……Y(N
O
F)
一般都是氢化物中存在
4.了解分子晶体与原子晶体、离子晶体、金属晶体的结构微粒、微粒间作用力的区别.
晶体类型
原子晶体
分子晶体
金属晶体
离子晶体
粒子
原子
分子
金属阳离子、自由电子
阴、阳离子
粒子间作用（力）
共价键
分子间作用力
复杂的静电作用
离子键
熔沸点
很高
很低
一般较高，少部分低
较高
硬度
很硬
一般较软
一般较硬，少部分软
较硬
溶解性
难溶解
相似相溶
难溶（Na等与水反应）
易溶于极性溶剂
导电情况
不导电
（除硅）
一般不导电
良导体
固体不导电，熔
化或溶于水后导电
实例
金刚石、水晶、碳化硅等
干冰、冰、纯硫酸、H2(S)
Na、Mg、Al等
NaCl、CaCO3
NaOH等
（四）、几种比较
1、离子键、共价键和金属键的比较
化学键类型
离子键
共价键
金属键
概念
阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键
原子间通过共用电子对所形成的化学键
金属阳离子与自由电子通过相互作用而形成的化学键
成键微粒
阴阳离子
原子
金属阳离子和自由电子
成键性质
静电作用
共用电子对
电性作用
形成条件
活泼金属与活泼的非金属元素
非金属与非金属元素
金属内部
实例
NaCl、MgO
HCl、H2SO4
Fe、Mg
2、非极性键和极性键的比较
非极性键
极性键
概念
同种元素原子形成的共价键
不同种元素原子形成的共价键，共用电子对发生偏移
原子吸引电子能力
相同
不同
共用电子对
不偏向任何一方
偏向吸引电子能力强的原子
成键原子电性
电中性
显电性
形成条件
由同种非金属元素组成
由不同种非金属元素组成
3．物质熔沸点的比较（重点）
（1）不同类晶体：一般情况下，原子晶体>离子晶体>分子晶体
（2）同种类型晶体：构成晶体质点间的作用大，则熔沸点高，反之则小。
①离子晶体：离子所带的电荷数越高，离子半径越小，则其熔沸点就越高。
分子晶体：对于同类分子晶体，式量越大，则熔沸点越高。
③原子晶体：键长越小、键能越大，则熔沸点越高。
（3）常温常压下状态
①熔点：固态物质>液态物质
②沸点：液态物质>气态物质
