《2022年高考化學(xué)大二輪復(fù)習(xí) 增分提能攻略 第一步 考前必記的化學(xué)方程式》由會員分享，可在線閱讀，更多相關(guān)《2022年高考化學(xué)大二輪復(fù)習(xí) 增分提能攻略 第一步 考前必記的化學(xué)方程式（50頁珍藏版）》請在裝配圖網(wǎng)上搜索。

1、2022年高考化學(xué)大二輪復(fù)習(xí) 增分提能攻略 第一步 考前必記的化學(xué)方程式 一、非金屬元素的反應(yīng) 1. 鹵族元素 (1)氯氣 H2＋Cl22HCl 2Fe＋3Cl22FeCl3 Cl2＋H2OHCl＋HClO 2NaOH＋Cl2===NaClO＋NaCl＋H2O 2Ca(OH)2＋2Cl2===Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O 6FeBr2＋3Cl2===4FeBr3＋2FeCl3(氯氣少量) 2FeBr2＋3Cl2===2FeCl3＋2Br2(氯氣過量) 　氯水成分復(fù)雜，性質(zhì)多樣：強(qiáng)酸性——H＋的性質(zhì)；殺菌、漂白性——HClO的性質(zhì)；強(qiáng)氧化性——Cl2的性質(zhì)。

2、氯氣溶于水，但不溶于飽和食鹽水，因此可用飽和食鹽水除去Cl2中的HCl。Cl2與NaOH溶液的反應(yīng)被用于實驗室除去多余的Cl2，常出現(xiàn)在框圖推斷中。 　氯氣與FeBr2溶液反應(yīng)時，一定要注意二者量的關(guān)系，Cl2首先氧化的是Fe2＋，然后氧化Br－；但Cl2與FeI2溶液反應(yīng)時，首先氧化的是I－，然后氧化Fe2＋。根據(jù)得失電子守恒可得出相應(yīng)反應(yīng)的離子方程式，如等物質(zhì)的量的Cl2與FeBr2在溶液中反應(yīng)時，其離子方程式為2Fe2＋＋2Cl2＋2Br－===2Fe3＋＋4Cl－＋Br2。 (2)含氯化合物 2HClO2HCl＋O2↑ Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HC

3、lO NaClO＋2HCl===NaCl＋Cl2↑＋H2O MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 　HClO可作漂白劑和殺菌劑是由于HClO具有強(qiáng)氧化性，長時間放置的氯水易變質(zhì)是由于HClO在光照條件下極易分解，所以新制的氯水需避光保存。 (3)鹵素單質(zhì)間的置換反應(yīng) Cl2＋2NaBr===Br2＋2NaCl Cl2＋2NaI===I2＋2NaCl Br2＋2KI===2KBr＋I(xiàn)2 　以上反應(yīng)可用于比較Cl2、Br2、I2氧化性(非金屬性)的強(qiáng)弱或與CCl4、淀粉溶液相結(jié)合用于溶液中Br－、I－的檢驗。 2. 氧族元素 (1)硫的氧化物 SO2＋2N

4、aOH===Na2SO3＋H2O(SO2不足) SO2＋NaOH===NaHSO3(SO2過量) 2SO2＋O22SO3 SO3＋H2O===H2SO4 SO2＋2Fe3＋＋2H2O===SO＋2Fe2＋＋4H＋ SO2＋Br2＋2H2O===2HBr＋H2SO4 　SO2既具有氧化性也具有還原性，在溶液中與強(qiáng)氧化劑反應(yīng)時都生成SO，由此可用于解釋Na2SO3在空氣中的變質(zhì)。SO2的漂白性相對“可逆”：SO2＋色素,△無色化合物，常用于其檢驗。 (2)濃硫酸 Cu＋2H2SO4(濃)CuSO4＋2H2O＋SO2↑ C＋2H2SO4(濃)2H2O＋CO2↑＋2SO2↑ 　

5、①隨著反應(yīng)的進(jìn)行，濃H2SO4的濃度越來越小，導(dǎo)致H2SO4不能反應(yīng)完全，因此所得的SO2比理論值少。 ②碳與濃硫酸反應(yīng)產(chǎn)物的確定應(yīng)按以下流程進(jìn)行：無水CuSO4確定水→品紅溶液確定SO2→酸性KMnO4溶液除去SO2→品紅溶液檢驗SO2是否除凈→澄清石灰水檢驗CO2。 3. 氮族元素 (1)氮?dú)饧把趸? N2＋O22NO 3Mg＋N2Mg3N2 2NO＋O2===2NO2 2NO2N2O4 3NO2＋H2O===2HNO3＋NO 4NO2＋O2＋2H2O===4HNO3 4NO＋3O2＋2H2O===4HNO3 　氮的氧化物和O2、水反應(yīng)的計算可根據(jù)反應(yīng)物相對量的

6、多少判斷剩余氣體，但無論什么情況，剩余氣體都不是NO2。NO、NO2具有氧化性，能與NH3反應(yīng)生成N2和H2O。 (2)氨與銨鹽 NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－ NH3＋HCl===NH4Cl 4NH3＋5O24NO＋6H2O 8NH3＋6NO27N2＋12H2O NH4HCO3NH3↑＋H2O↑＋CO2↑ 2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O 　銨鹽的分解反應(yīng)常出現(xiàn)在框圖推斷題中，若某種物質(zhì)受熱分解的產(chǎn)物均為氣體，可猜想該物質(zhì)可能是碳酸氫銨或碳酸銨。在綜合探究題中也會與Na2O2結(jié)合考查NH3的催化氧化實驗等。銨鹽與堿反應(yīng)主要用于實驗

7、室制備NH3或檢驗溶液中的NH。 (3)硝酸 4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O Cu＋4HNO3(濃)===Cu(NO3)2＋2H2O＋2NO2↑ 3Cu＋8HNO3(稀)=== 3Cu(NO3)2＋4H2O＋2NO↑ C＋4HNO3(濃)CO2↑＋4NO2↑＋2H2O 　濃硝酸的氧化性大于稀硝酸的氧化性，銅與濃硝酸和稀硝酸的兩個反應(yīng)中硝酸均沒有全部作氧化劑。銅與濃硝酸反應(yīng)時在試管內(nèi)就能看到紅棕色的NO2，而與稀硝酸反應(yīng)時需在試管口才能看到紅棕色氣體。 4. 碳族元素 (1)碳及其化合物 C＋O2CO2 C＋CO22CO C＋H2O(g)CO＋H2 2C＋SiO2

8、Si＋2CO↑ CaCO3CaO＋CO2↑ CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O(CO2不足) CO2＋NaOH===NaHCO3(CO2過量) CO2＋Na2SiO3＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3 CO2＋2NaAlO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋Na2CO3 CO2＋Na2CO3＋H2O===2NaHCO3 　由于C過量，SiO2與C反應(yīng)的產(chǎn)物是CO而不是CO2，該反應(yīng)可用于工業(yè)上制備粗硅，但必須在隔絕空氣的條件下進(jìn)行。 (2)硅及其化合物 Si＋O2SiO2 Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑ Si＋2NaOH＋H2O===Na2

9、SiO3＋2H2↑ SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O(雕刻玻璃；不能用玻璃容器盛裝氫氟酸的原因) SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O(不能用帶有玻璃塞的試劑瓶裝NaOH溶液的原因) SiO2＋CaOCaSiO3 SiO＋2H＋===H2SiO3↓ Na2SiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3(用于SiO的檢驗；Na2SiO3在空氣中變質(zhì)的原因) 5. 其他非金屬 2H2O2H2↑＋O2↑ 二、金屬元素的反應(yīng) 1. 堿金屬 (1)堿金屬單質(zhì)的化學(xué)反應(yīng) ①與水反應(yīng) 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 2K＋2H2O===

10、2KOH＋H2↑ 2Na＋CuSO4＋2H2O===Na2SO4＋Cu(OH)2↓＋H2↑ 　鈉和鹽溶液反應(yīng)，不能置換出鹽中的金屬，而是先與H2O反應(yīng)生成NaOH，然后生成的NaOH溶液再與鹽溶液反應(yīng)，鈉與H2O、酸反應(yīng)的實質(zhì)都是與H＋反應(yīng)，所以鈉與酸溶液反應(yīng)更為劇烈。鈉與熔融的鹽反應(yīng)才可能置換出鹽中的金屬。 ②與氧氣反應(yīng) 4Na＋O2===2Na2O(空氣中緩慢氧化) 2Na＋O2Na2O2 2Na2O＋O22Na2O2 4Li＋O22Li2O ?、贌o論Na與O2反應(yīng)生成Na2O或Na2O2，只要參與反應(yīng)的Na質(zhì)量相等，則轉(zhuǎn)移電子的物質(zhì)的量一定相等，但得到Na2O2的質(zhì)量大于

11、Na2O的質(zhì)量。 ②注意Na及其化合物發(fā)生焰色反應(yīng)時火焰顏色均為黃色。 ③要注意推斷題中的“題眼”——多步氧化關(guān)系：NaNa2ONa2O2。 (2)堿金屬化合物的化學(xué)反應(yīng) ①Na2O2 2H2O＋2Na2O2===4NaOH＋O2↑ 2CO2＋2Na2O2===2Na2CO3＋O2 SO2＋Na2O2===Na2SO4 　1 mol Na2O2歧化時轉(zhuǎn)移電子的物質(zhì)的量為1 mol，被還原劑還原時，則轉(zhuǎn)移2 mol e－，該結(jié)論常用在考查NA的題目中。Na2O2跟CO2和水蒸氣組成的混合氣體反應(yīng)時，應(yīng)先考慮Na2O2跟CO2的反應(yīng)。Na2O2具有強(qiáng)氧化性，能將具有還原性的物質(zhì)氧化

12、，注意相關(guān)反應(yīng)離子方程式的書寫(如將Na2O2投入Na2S、Na2SO3、NaI、FeSO4等具有還原性的溶液中)。 ②Na2CO3 Na2CO3＋2HCl(過量)===2NaCl＋CO2↑＋H2O Na2CO3＋HCl(不足)===NaCl＋NaHCO3 Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3 Na2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2NaOH 　向Na2CO3溶液中加入鹽酸時反應(yīng)分兩步進(jìn)行，首先生成NaHCO3，然后是NaHCO3與鹽酸反應(yīng)生成CO2。二者滴加的順序不同，產(chǎn)生的現(xiàn)象也不同，這就是不用其他試劑就能鑒別出Na2CO3溶液和鹽酸的原理。 ③NaHC

13、O3 2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑ NaHCO3＋HCl===NaCl＋CO2↑＋H2O NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O 2NaHCO3＋Ca(OH)2(不足)===Na2CO3＋CaCO3↓＋2H2O NaHCO3＋Ca(OH)2(過量)===CaCO3↓＋NaOH＋H2O ?、俨荒苡贸合抡舭l(fā)溶劑的方法制備NaHCO3晶體，不能用澄清石灰水鑒別Na2CO3和NaHCO3。 ②在書寫碳酸氫鹽與澄清石灰水反應(yīng)的離子方程式時要特別注意二者量的相對多少。 ③吸收CO2氣體中的HCl不能用飽和Na2CO3溶液，需用飽和NaHCO3溶液。 ④NaOH

14、 2NaOH＋H2SO4===Na2SO4＋2H2O CO2＋2NaOH(過量)===Na2CO3＋H2O CO2(過量)＋NaOH===NaHCO3 　CO2與NaOH溶液反應(yīng)的產(chǎn)物可能是Na2CO3、NaHCO3或二者的混合物，可根據(jù)Na＋和C守恒法確定CO2與NaOH溶液反應(yīng)的產(chǎn)物。 2. 鋁及其化合物 (1)Al單質(zhì) 4Al＋3O22Al2O3 2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ 2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑ 2Al＋Fe2O32Fe＋Al2O3 4Al＋3MnO23Mn＋2Al2O3 　Al與NaOH溶液的反應(yīng)常用于物

15、質(zhì)推斷、含有Al的固體混合物分離提純及含量測定。 ?、黉X熱反應(yīng)不僅僅是單質(zhì)鋁與Fe2O3反應(yīng)，還包含制取其他難熔金屬的反應(yīng)，由于成本高，故鋁熱反應(yīng)不能用于工業(yè)上冶煉鐵，注意鋁熱反應(yīng)是中學(xué)化學(xué)中唯一一類金屬單質(zhì)與金屬氧化物在高溫條件下的置換反應(yīng)。 ②引發(fā)鋁熱反應(yīng)的操作是高考實驗考查的熱點，具體操作是先鋪一層KClO3，然后插上鎂條，最后點燃鎂條。 (2)Al2O3、Al(OH)3 Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O Al2O3＋2NaOH===2NaAlO2＋H2O 2Al2O34Al＋3O2↑ Al(OH)3 ＋3HCl===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋

16、NaOH===NaAlO2＋2H2O 　Al2O3、Al(OH)3與NaOH溶液的反應(yīng)常用于物質(zhì)的分離提純。Al(OH)3不溶于氨水，所以實驗室常用鋁鹽和氨水來制備Al(OH)3。 (3)鋁鹽和偏鋁酸鹽 Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH AlCl3＋3NaOH===Al(OH)3↓＋3NaCl(NaOH適量) AlCl3＋4NaOH===NaAlO2＋3NaCl＋2H2O(NaOH過量) NaAlO2＋HCl＋H2O===Al(OH)3↓＋NaCl(少量鹽酸) NaAlO2＋4HCl===AlCl3＋NaCl＋2H2O(足量鹽酸) 2AlO＋CO2＋3H

17、2O===2Al(OH)3↓＋CO(少量CO2) AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO(足量CO2) Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓(鋁鹽和偏鋁酸鹽在溶液中雙水解) Al3＋＋3H2OAl(OH)3(膠體)＋3H＋ 　利用偏鋁酸鹽制備Al(OH)3，一般不用強(qiáng)酸，因為強(qiáng)酸的量控制不當(dāng)會使制得的Al(OH)3溶解。若向偏鋁酸鹽溶液中通入CO2，生成的Al(OH)3不溶于碳酸，CO2過量時另一產(chǎn)物是HCO，不過量時另一產(chǎn)物是CO，書寫離子反應(yīng)方程式時要特別注意這一點。 3. 鐵及其化合物 (1)鐵單質(zhì) 3Fe＋2O2Fe3O4 Fe＋SF

18、eS 2Fe＋3Cl22FeCl3 3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2 Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑(酸為非氧化性酸) Fe＋4HNO3(稀)===Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O(鐵適量) 3Fe＋8HNO3(稀)===3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O(鐵過量) Fe＋CuSO4===Cu＋FeSO4 2FeCl3＋Fe===3FeCl2 　Fe與O2、H2O(g)在高溫下反應(yīng)的產(chǎn)物都是Fe3O4而不是Fe2O3，F(xiàn)e與Cl2反應(yīng)時生成FeCl3，與S反應(yīng)時生成FeS，說明Cl2的氧化能力大于S的。常溫下，F(xiàn)e、Al在濃硫酸和濃硝酸中發(fā)生鈍化，但加熱后繼續(xù)

19、反應(yīng)。 (2)鐵的化合物 FeCl2＋2NaOH===Fe(OH)2↓＋2NaCl 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3 2FeCl2＋Cl2===2FeCl3 2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O 3Fe2＋＋4H＋＋NO===3Fe3＋＋NO↑＋2H2O Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3 FeCl3＋3H2O(沸水)Fe(OH)3(膠體)＋3HCl(氫氧化鐵膠體的制備) ?、貴eCl2溶液與NaOH溶液在空氣中反應(yīng)的現(xiàn)象變化，常用于物質(zhì)推斷。向Fe2＋溶液中加入硝酸、KMnO4、氯水等具有氧化性的物質(zhì)時，溶液會出現(xiàn)淺綠色→

20、棕色的顏色變化，該現(xiàn)象可用于Fe2＋的初步檢驗。 ②制備Fe(OH)2的方法很多，原則有兩點：一是溶液中的溶解氧必須提前除去；二是反應(yīng)過程中必須與O2隔絕。 ③Fe3＋的檢驗方法較多，如觀察溶液顏色法(棕黃色)、NaOH溶液法(生成紅褐色沉淀)、KSCN溶液法(生成血紅色溶液)，前面兩種方法需溶液中Fe3＋的濃度較大時才適用，最好也最靈敏的方法是KSCN溶液法。Fe2＋的檢驗可采用先加入KSCN溶液，再加入氧化劑的方法。 4. 其他金屬元素 (1)銅及其化合物 2Cu＋O22CuO 2Cu＋SCu2S Cu＋Cl2CuCl2 Cu＋2FeCl3===CuCl2＋2

21、FeCl2 2Cu＋O2＋CO2＋H2O===Cu2(OH)2CO3 2CuSO4＋2H2O2Cu＋O2↑＋2H2SO4 (2)鎂及其化合物 2Mg＋O22MgO 3Mg＋N2Mg3N2 2Mg＋CO22MgO＋C Mg(HCO3)2＋2Ca(OH)2===Mg(OH)2↓＋2CaCO3↓＋2H2O(注意：不生成MgCO3沉淀) 三、物質(zhì)制備反應(yīng) 1. 化學(xué)工業(yè)所涉及的制備反應(yīng) (1)工業(yè)上利用FeS2(黃鐵礦)制硫酸 ①4FeS2＋11O28SO2＋2Fe2O3(反應(yīng)裝置：沸騰爐) ②2SO2＋O22SO3(反應(yīng)裝置：接觸室) ③SO3＋H2O===H2SO

22、4(反應(yīng)裝置：吸收塔；用98.3%的濃硫酸吸收) (2)工業(yè)上合成氨 N2＋3H22NH3 (3)工業(yè)上制硝酸 ①4NH3＋5O24NO＋6H2O ②2NO＋O2===2NO2 ③3NO2＋H2O===2HNO3＋NO (4)工業(yè)上制玻璃 Na2CO3＋SiO2Na2SiO3＋CO2↑ CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑ (5)工業(yè)上制氯氣(即電解飽和食鹽水) 2NaCl＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2NaOH (6)工業(yè)上制純堿 NaCl＋CO2＋NH3＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl 2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑ (7

23、)工業(yè)上冶煉鋁 2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑ (8)工業(yè)上冶煉鎂 MgCl2Mg＋Cl2↑ 　工業(yè)上的相關(guān)反應(yīng)常與化學(xué)技術(shù)或化學(xué)反應(yīng)原理相結(jié)合進(jìn)行命題。注意理解工業(yè)制備原理、設(shè)備要求及對環(huán)境的影響。 2. 實驗室制備反應(yīng) (1)實驗室制備H2 Zn＋2HCl===ZnCl2＋H2↑ (2)實驗室制備O2 2KMnO4K2MnO4＋O2↑＋MnO2 2KClO32KCl＋3O2↑ 2H2O22H2O＋O2↑ (3)實驗室制備CO2 CaCO3＋2HCl===CaCl2＋CO2↑＋H2O (4)實驗室制備SO2 N

24、a2SO3＋H2SO4===Na2SO4＋SO2↑＋H2O (5)實驗室制備Cl2 MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O (6)實驗室制備NH3 2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O NH3·H2O(濃)NH3↑＋H2O (7)實驗室制備C2H2 CaC2＋2H2O―→Ca(OH)2＋C2H2↑ 四、有機(jī)反應(yīng)(必修＋選修) 1. 氧化反應(yīng) (1)有機(jī)物的燃燒 CxHyOz＋(x＋y/4－z/2)O2xCO2＋y/2H2O 　當(dāng)反應(yīng)式中z＝0時表示烴的燃燒，CH4、C2H4、C2H2燃燒的現(xiàn)象不同，可用于其的鑒別。有機(jī)物燃燒還用于

25、有機(jī)物分子式的確定，其方法是根據(jù)C、H、O的守恒。 (2)幾個重要的氧化反應(yīng) ①連續(xù)氧化反應(yīng) R—CH2OHR－CHOR－COOH(R為烴基) ②乙醇催化氧化 2CH3CH2OH＋O22CH3CHO＋2H2O ③乙醛制乙酸 2CH3CHO＋O22CH3COOH ④乙醛的銀鏡反應(yīng) CH3CHO＋2Ag(NH3)2OHH2O＋2Ag↓＋3NH3＋CH3COONH4 ⑤甲醛的銀鏡反應(yīng) HCHO＋4Ag(NH3)2OH2H2O＋4Ag↓＋6NH3＋(NH4)2CO3 ⑥乙醛與新制氫氧化銅懸濁液反應(yīng) CH3CHO＋2Cu(OH)2Cu2O↓＋2H2O

26、＋CH3COOH(有磚紅色沉淀產(chǎn)生) 　在有機(jī)反應(yīng)中去氫和加氧的反應(yīng)都是氧化反應(yīng)，不飽和烴與酸性KMnO4溶液的反應(yīng)也是氧化反應(yīng)。含有醛基的有機(jī)物常利用銀氨溶液或新制Cu(OH)2懸濁液來鑒別。醇、醛的氧化反應(yīng)還用于有機(jī)推斷和合成題中，書寫相關(guān)反應(yīng)式時模仿上述反應(yīng)即可。 2. 還原反應(yīng) (1)苯與氫氣加成生成環(huán)己烷的反應(yīng) (2)丙醛制1-丙醇的反應(yīng) CH3CH2CHO＋H2CH3CH2CH2OH 　含有碳碳不飽和鍵的有機(jī)物都能與H2發(fā)生還原(或加成)反應(yīng)，但酯類和羧酸中的碳氧雙鍵不能與H2直接發(fā)生還原(或加成)反應(yīng)。 3. 取代反應(yīng) (1)甲烷與氯氣的取代反應(yīng) CH4

27、＋Cl2CH3Cl＋HCl (2)苯與液溴的反應(yīng)(鐵作催化劑) (4)溴乙烷的水解反應(yīng) CH3CH2Br＋NaOHCH3CH2OH＋NaBr (5)乙酸乙酯的制取 CH3COOH＋CH3CH2OHCH3COOC2H5＋H2O 　酯化反應(yīng)也屬于取代反應(yīng)，但需用濃硫酸進(jìn)行催化和吸水，吸水有利于平衡向生成酯的方向移動，注意在酯化反應(yīng)中不能用稀硫酸。 4. 加成反應(yīng) (1)乙烯通入溴水中 CH2===CH2＋Br2―→CH2BrCH2Br (2)乙烯與氯化氫反應(yīng) CH2===CH2＋HClCH3CH2Cl (3)乙烯與氫氣反應(yīng) CH2===CH2＋H2CH3CH3 (4

28、)乙烯與水反應(yīng) CH2===CH2＋H2OCH3CH2OH 　含有碳碳不飽和鍵的有機(jī)物都能發(fā)生加成反應(yīng)，含－CHO、－C≡N等官能團(tuán)的有機(jī)物也能發(fā)生加成反應(yīng)。 5. 消去反應(yīng) (1)溴乙烷的消去反應(yīng) CH3CH2Br＋NaOHCH2===CH2↑＋NaBr＋H2O 　此反應(yīng)發(fā)生的條件是NaOH的醇溶液，不要與水解反應(yīng)的條件混淆，在框圖推斷題中容易考查此反應(yīng)。 (2)乙烯的制備 CH3CH2OHH2O＋CH2===CH2↑ ?、贋榱颂岣咭掖嫉睦寐?，乙醇與濃硫酸的最佳體積之比為1∶3。 ②要控制反應(yīng)時的溫度在170 ℃，若溫度低于170 ℃，會有副反應(yīng)發(fā)生；若溫度過高，乙

29、醇容易被濃硫酸氧化成C、CO或CO2等，而濃硫酸被還原成SO2。 ③燒瓶中應(yīng)加入少量碎瓷片，以防暴沸。 ④加熱時要使液體溫度迅速升高到170 ℃，以減少副反應(yīng)的發(fā)生。 　在高中階段能發(fā)生消去反應(yīng)的有機(jī)物只有醇類和鹵代烴，需熟練掌握教材中的重要代表反應(yīng)，尤其是消去位置、反應(yīng)條件等，消去反應(yīng)是引入碳碳不飽和鍵的重要方法。 6. 水解反應(yīng) (1)酯的水解 　此反應(yīng)在堿性條件下，可以完全水解，產(chǎn)物為高級脂肪酸鹽和醇類；而在酸性條件下，不能完全水解，產(chǎn)物為高級脂肪酸和醇類。注意皂化反應(yīng)的限制條件。 (2)糖類水解 C12H22O11＋H2OC6H12O6＋C6H12O6 蔗糖　　　

30、　　　　　葡萄糖　　果糖 C12H22O11＋H2O2C6H12O6 麥芽糖 　 葡萄糖 (C6H10O5)n＋nH2OnC6H12O6 淀粉　　　　　　　　　　葡萄糖 (3)多肽(蛋白質(zhì)水解) 　蛋白質(zhì)在酸、堿或酶作用下水解，最終產(chǎn)物為氨基酸，水解時斷鍵的位置是肽鍵：。 7. 聚合反應(yīng) (1)制取聚乙烯、聚丙烯 nCH2===CH2CH2－CH2 　(1)(2)為加聚反應(yīng)，(3)為縮聚反應(yīng)。縮聚反應(yīng)的產(chǎn)物中一般有H2O等小分子。同時含有－OH與－COOH、－NH2與－COOH或含有兩個－COOH、兩個－OH的有機(jī)物都能發(fā)生縮聚反應(yīng)。

31、 一、物質(zhì)的量 1. 阿伏加德羅常數(shù)的應(yīng)用 (1)狀態(tài)問題：在標(biāo)準(zhǔn)狀況下，水為非氣態(tài)，SO3為固體，H3PO4、CH3COOH為固體，碳原子數(shù)大于4的烴為液體或固體，故這些非氣態(tài)的物質(zhì)不能用22.4 L·mol－1來計算物質(zhì)的量。 (2)特殊物質(zhì)的摩爾質(zhì)量：如D2O的摩爾質(zhì)量為20 g·mol－1。 (3)某些物質(zhì)中化學(xué)鍵的個數(shù)：如金剛石(原子個數(shù)與共價鍵的個數(shù)之比為1∶2)、白磷(原子個數(shù)與共價鍵的個數(shù)之比為2∶3)、SiO2(Si原子個數(shù)與共價鍵的個數(shù)之比為1∶4)等。 (4)氧化還原反應(yīng)中轉(zhuǎn)移電子的數(shù)目：如Na2O2與H2O、CO2的反應(yīng)，Al與強(qiáng)堿或強(qiáng)酸溶液的反應(yīng)，C

32、u、Fe等金屬參與的氧化還原反應(yīng)等。 (5)溶液中微粒數(shù)目的變化：某些微粒在水溶液中因水解等因素導(dǎo)致數(shù)目的變化等。 (6)物質(zhì)的組成：對于由分子構(gòu)成的物質(zhì)，有的是單原子分子(如稀有氣體分子)，有的是雙原子分子，還有的是多原子分子，解題時注意分子的構(gòu)成。 (7)微粒的種類：試題提供的情境中有多種微粒時，明確要回答的微粒種類，涉及核外電子數(shù)時，要注意根、基、離子的區(qū)別。 2. 阿伏加德羅定律 在相同溫度和壓強(qiáng)下，相同體積的任何氣體都含有相同數(shù)目的分子，這就是阿伏加德羅定律。阿伏加德羅定律只適用于氣體(單一或混合)，注意需在同溫同壓下才能對氣體的體積或分子數(shù)加以比較，分子數(shù)越多，其物質(zhì)的量

33、也越大。注意分子數(shù)和原子數(shù)是不同的，氣體的分子數(shù)相等，其原子數(shù)不一定相等。 1. 物質(zhì)的量(n)、微粒數(shù)(N)、摩爾質(zhì)量(M)之間的換算 ＝n(mol)＝ 以上計算公式適用于任何條件下的任何物質(zhì)，但需注意物質(zhì)結(jié)構(gòu)中分子數(shù)、電子數(shù)、質(zhì)子數(shù)、化學(xué)鍵個數(shù)的變化以及水解導(dǎo)致微粒個數(shù)的變化和可逆反應(yīng)中分子數(shù)的變化等。 2. 物質(zhì)的量(n)、氣體體積(V)之間的換算 ＝n(mol)＝ 注意：(1)任何狀況下的任何氣體均存在一個Vm。(2)標(biāo)準(zhǔn)狀況是指0 ℃、101 kPa，Vm＝22.4 L·mol－1。(3)以上計算公式只能適用于氣體，在標(biāo)準(zhǔn)狀況下，H2O、SO3、苯、己烷等

34、都不是氣體。 3. 物質(zhì)的量濃度與質(zhì)量分?jǐn)?shù)之間的換算 溶液中溶質(zhì)的物質(zhì)的量濃度與溶質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)之間的換算公式為c＝，其中ρ為溶液的密度(g·cm－3)，w為溶質(zhì)的質(zhì)量分?jǐn)?shù)，M為溶質(zhì)的摩爾質(zhì)量(g·mol－1)。 由上述公式可知，若已知ρ、w、M，就可以求出c，用公式法計算時要特別注意單位之間的換算。 二、氧化還原反應(yīng)原理 　分析氧化還原反應(yīng)類試題，一般都是從元素的化合價變化入手，由于對化合價的概念與物質(zhì)的組成不熟悉，或?qū)⒁恍┹^復(fù)雜化合物中關(guān)鍵元素的化合價標(biāo)錯，都會導(dǎo)致一系列錯誤的產(chǎn)生。標(biāo)化合價首先應(yīng)該標(biāo)出熟悉元素的化合價，然后再根據(jù)化合物中各元素的正、負(fù)化合價代數(shù)和等

35、于零來求得不熟悉元素的化合價。 1. 守恒規(guī)律 得失電子總數(shù)(或化合價升降總數(shù))相等，據(jù)此，可用于配平、計算。 2. 價態(tài)規(guī)律 元素處于最高價態(tài)時只具有氧化性；處于最低價態(tài)時只具有還原性；處于中間價態(tài)時既具有氧化性，又具有還原性?？珊営洖楦邇r氧，低價還，中價全。 3. 歸中不交規(guī)律 此規(guī)律僅用于同種元素之間。 (1)若價態(tài)相隔(即有中間價態(tài))，一般能反應(yīng)，且生成中間價態(tài)，但二者的化合價不會交叉變化。如： (2)若價態(tài)相鄰，則不反應(yīng)，如C～CO、CO～CO2、SO2～SO3等。 4. 先強(qiáng)后弱規(guī)律(反應(yīng)順序) (1)一種氧化劑遇多種還原劑時，總是按還原性先強(qiáng)后弱的順序

36、反應(yīng)。例如，把Cl2通入FeBr2溶液中，Cl2可把Fe2＋、Br－氧化，由于還原性Fe2＋>Br－，所以Cl2先氧化Fe2＋，然后才氧化Br－。若n(FeBr2)∶n(Cl2)＝1∶1，其離子方程式為2Fe2＋＋2Br－＋2Cl2===2Fe3＋＋Br2＋4Cl－。 (2)－種還原劑遇多種氧化劑時，按氧化性先強(qiáng)后弱的順序反應(yīng)，如Fe與CuCl2～HCl混合液，F(xiàn)e先與Cu2＋反應(yīng)，后與H＋反應(yīng)。 5. 由強(qiáng)變?nèi)跻?guī)律(反應(yīng)方向) 氧化還原反應(yīng)總是向氧化性和還原性減弱的方向進(jìn)行，據(jù)此，可判斷兩物質(zhì)間能否發(fā)生氧化還原反應(yīng)。 1. 據(jù)金屬活動順序判斷 2. 據(jù)非金屬活動順序判斷

37、 3. 據(jù)周期表相對位置判斷 4. 據(jù)化合價高低判斷 同種元素形成的同類物質(zhì)，其氧化性：高價>低價。如氧化性：Fe3＋>Fe2＋、Cu2＋>Cu＋、SO3>SO2、CO2>CO、H2SO4>H2SO3。 5. 據(jù)方程式判斷 用方程式來判斷物質(zhì)的氧化性、還原性強(qiáng)弱，是最常用的、最重要的方法。 氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物 6. 據(jù)反應(yīng)程度(變價程度)判斷 (1)對于同一還原劑，用不同的氧化劑來氧化，把還原劑的化合價升高得多者，氧化性較強(qiáng)。如2Cu＋O2，2Cu＋S2S，則氧化性：O2>S; 2Fe＋3Cl22Cl3，F(xiàn)e＋SS，則氧化性：

38、Cl2>S。 (2)對于同一氧化劑，用不同的還原劑來還原，把氧化劑的化合價降低得多者，還原性較強(qiáng)。如5Mg＋ (稀)===5Mg(NO3)2＋2↑＋6H2O、3Cu＋8HO3(稀)===3Cu(NO3)2＋↑＋4H2O，則還原性：Mg>Cu。 7. 據(jù)反應(yīng)的難易程度判斷 如①Cu分別與濃HNO3、稀HNO3反應(yīng)的速率快慢：濃HNO3>稀HNO3，所以氧化性：濃HNO3>稀HNO3。②Cu與濃H2SO4反應(yīng)需加熱，Cu與稀HNO3反應(yīng)不需加熱，所以氧化性：濃H2SO4<稀HNO3。③16HCl(濃)＋2KMnO4===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑，4HCl(濃)＋MnO2M

39、nCl2＋Cl2↑＋2H2O，所以氧化性：KMnO4>MnO2。 8. 據(jù)電化學(xué)反應(yīng)判斷 原電池中，還原性：負(fù)極>正極(一般情況)。電解池中，陽極上先失電子者還原性較強(qiáng)，陰極上先得電子者氧化性較強(qiáng)。 9. 據(jù)反應(yīng)中能量變化判斷 如H2＋X2===2HX' ΔH1和H2＋Y2===2HY'ΔH2，若ΔH1<ΔH2，則氧化性X2>Y2，還原性X－稀HNO3，濃H2SO4>稀H2SO4。還原性：濃HCl>稀HCl(用MnO2制Cl2，鹽酸必須用濃的)。 11．溶液酸堿性的影響 溶液的酸堿性對氧化性、還原

40、性強(qiáng)弱亦有影響。如①氧化性：KMnO4(酸性)>KMnO4(中性)>KMnO4(堿性)。②在酸性溶液中，還原性Mg>Al，而在堿性溶液中，還原性Mg

41、短線改為等號；⑤查，依據(jù)原子守恒、電荷守恒和電子得失守恒檢查方程式是否配平。 　對于信息型氧化還原反應(yīng)方程式的書寫和配平，首先找準(zhǔn)氧化劑、還原劑及相應(yīng)產(chǎn)物，其次使氧化劑和還原劑得失電子數(shù)相等，最后用H＋、OH－或H2O來調(diào)整反應(yīng)等號兩邊的電荷數(shù)和原子數(shù)，使其相等。一般來講有H＋或OH－參與的反應(yīng)中就有H2O生成。 有關(guān)氧化還原反應(yīng)的計算在高考中考查的頻率較高，但難度不大，通常運(yùn)用得失電子守恒來分析，要注意不要忽略物質(zhì)的組成比。計算公式為氧化劑的物質(zhì)的量×變價元素原子的個數(shù)×化合價的變化值＝還原劑的物質(zhì)的量×變價元素原子的個數(shù)×化合價的變化值。三、離子反應(yīng) 1.由于發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)，

42、離子不能大量共存 (1)有氣體產(chǎn)生。如CO、SO、S2－、HCO、HSO、HS－等與H＋不能大量共存。 (2)有沉淀生成。如Ba2＋、Ca2＋、Ag＋與SO、CO等不能大量共存；Mg2＋、Fe2＋、Ag＋、Al3＋、Cu2＋、Fe3＋等與OH－不能大量共存；Fe2＋與S2－、Ag＋與I－不能大量共存。 (3)有弱電解質(zhì)生成。如OH－、CH3COO－、F－、ClO－、CN－、C17H35COO－、等與H＋不能大量共存；一些弱酸的酸式酸根離子不能與OH－大量共存，如HCO、HS－、HSO等；NH與OH－不能大量共存。 (4)一些容易發(fā)生水解反應(yīng)的離子在溶液中存在是有條件的。如AlO、S2－

43、、CO等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3＋、Al3＋等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。如AlO與Al3＋、Fe3＋與CO等不能同時存在于同一溶液中，即離子間能發(fā)生“雙水解”反應(yīng)。 2．由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)，離子不能大量共存 (1)具有較強(qiáng)還原性的離子不能與具有較強(qiáng)氧化性的離子大量共存，如S2－、HS－、I－和Fe3＋不能大量共存。 (2)在酸性或堿性條件下由于發(fā)生氧化還原反應(yīng)而不能大量共存，如SO和S2－在堿性條件下可以大量共存，但在酸性條件下由于發(fā)生反應(yīng)2S2－＋SO＋6H＋===3S↓＋3H2O而不能大量共存；H＋與S2O不能大量共存。 3．在溶液中由于發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)而不

44、能大量共存 如Fe3＋與SCN－不能大量共存；Fe3＋與不能大量共存。 4．因題中給出的限定條件而不能共存 (1)酸性溶液、堿性溶液、加入鋁粉后生成氣體的溶液、由水電離出的c(H＋)或c(OH－)為1×10－10 mol·L－1的溶液等。 (2)有色離子：MnO、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等。 (3)MnO、NO等在酸性條件下具有強(qiáng)氧化性。 　離子大量共存涉及的知識面相當(dāng)廣泛，但關(guān)鍵點是只要離子之間能發(fā)生反應(yīng)，就不能大量共存；離子大量共存常用于離子推斷和檢驗。 1. 若是多離子參與的復(fù)分解反應(yīng)，可用“少定多變法”來書寫 “少定”，即量少的反應(yīng)物，若其陰、陽離子都參與反應(yīng)，

45、它們反應(yīng)的個數(shù)之比按化學(xué)式的比例確定；“多變”即過量的反應(yīng)物，其化學(xué)計量數(shù)根據(jù)反應(yīng)的需要確定，不受化學(xué)式中的比例制約，是可變的。例如：向Ca(HCO3)2溶液中加入NaOH溶液，其中Ca(HCO3)2中的Ca2＋和HCO都參與反應(yīng)，若Ca(HCO3)2少量，則Ca2＋與HCO的比例是固定的，必以1∶2的比例(即化學(xué)式的比例)反應(yīng)，然后再確定中和2個HCO需2個OH－，則可寫出：Ca2＋＋2HCO＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO；若Ca(HCO3)2過量，則反應(yīng)為Ca2＋＋HCO＋OH－===CaCO3↓＋H2O。 滴加順序不同，實際上也是量多量少的問題，仍可用上述方法分析。 如

46、在NaHSO4溶液中滴入少量Ba(OH)2溶液，Ba(OH)2少量，Ba2＋、OH－必按化學(xué)式中的比例(1∶2)參與反應(yīng)，所以其離子方程式為Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O。 若在Ba(OH)2溶液中滴入少量NaHSO4溶液，H＋、SO必按其化學(xué)式中的比例(1∶1)參與反應(yīng)，所以其離子方程式為Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O。 2. 多步反應(yīng)涉及的“量” 此類題常以能多步變化的物質(zhì)為關(guān)注點，根據(jù)另一反應(yīng)物的量推測其反應(yīng)到哪個程度。 例如：向AlCl3溶液中滴入NaOH溶液，其過程可表示為Al3＋Al(OH)3AlO。 若堿不足，其離子

47、方程式為Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓； 若堿過量，其離子方程式為Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O。 若Al3＋有2 mol，OH－有7 mol，則其離子方程式為2Al3＋＋7OH－===Al(OH)3↓＋AlO＋2H2O。 3. 氧化還原反應(yīng)涉及的“量” 如向FeBr2溶液中通入Cl2，Cl2先與Fe2＋反應(yīng)，再與Br－反應(yīng)。 當(dāng)≤時，其離子方程式為2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－； 當(dāng)≥時，反應(yīng)的離子方程式為2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－； 當(dāng)<<時，F(xiàn)e2＋全部被氧化，Br－部分被氧化，當(dāng)n(FeBr

48、2)＝n(Cl2)時，反應(yīng)的離子方程式為2Fe2＋＋2Br－＋2Cl2===2Fe3＋＋Br2＋4Cl－。 4. 與“量”有關(guān)的幾點注意 (1)Mg(HCO3)2溶液與過量的NaOH溶液反應(yīng)，不可忽視Mg(OH)2比MgCO3更難溶、更穩(wěn)定，所以生成Mg(OH)2，而不是MgCO3。 (2)NH4HCO3與少量NaOH溶液反應(yīng)，不可忽視OH－先與HCO反應(yīng)，再與NH反應(yīng)生成堿(NH3·H2O)。 (3)少量CO2與AlO、Na2SiO3反應(yīng)時生成CO，而與苯酚鈉反應(yīng)生成HCO。 1. 合事實：離子反應(yīng)要符合客觀事實，不可臆造產(chǎn)物及反應(yīng)。 2. 式正確：化學(xué)式與離子的使

49、用正確合理。 3. 號實際：“===”、“”、“―→”、“↑”、“↓”等符號符合實際。 4. 兩守恒：兩邊原子數(shù)、電荷數(shù)必須守恒(氧化還原型離子方程式中氧化劑得電子總數(shù)與還原劑失電子總數(shù)要相等)。 5. 明類型：分清類型，注意少量、過量等。 6. 細(xì)檢查：結(jié)合下面書寫離子方程式過程中易出現(xiàn)的錯誤，細(xì)心檢查。 (1)違背客觀事實。如Fe2O3與氫碘酸反應(yīng)：Fe2O3＋6H＋===2Fe3＋＋3H2O。錯因：忽視了Fe3＋能與I－發(fā)生氧化還原反應(yīng)。 (2)違反質(zhì)量守恒、電荷守恒或得失電子數(shù)目守恒。如向FeCl2溶液中通入Cl2：Fe2＋＋Cl2===Fe3＋＋2Cl－。錯因：

50、得失電子數(shù)目不相等，兩邊電荷不守恒。 (3)混淆化學(xué)式(分子式)和離子的書寫形式。如向NaOH溶液中通入HI：OH－＋HI===H2O＋I(xiàn)－。錯因：誤認(rèn)為HI是弱酸。 (4)忽視一種物質(zhì)中陰、陽離子的配比。如向H2SO4溶液中加入Ba(OH)2溶液：Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O。正確：Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O。 (5)“===”、“”、“↑”、“↓”等符號運(yùn)用不當(dāng)。如Al3＋的水解：Al3＋＋3H2O===Al(OH)3↓＋3H＋。 注意：鹽類的水解一般是可逆的，要用“?，并且生成Al(OH)3的量少，故不能標(biāo)沉淀符號。

51、 　離子方程式的書寫與正誤判斷一般是將教材中的重要反應(yīng)進(jìn)行拓展，解答時要注意反應(yīng)物量的變化、反應(yīng)順序變化、如何拆分、電荷是否守恒、離子方程式與事實是否相符、所用的連接符號和狀態(tài)符號是否正確及氧化還原型離子方程式得失電子總數(shù)是否守恒等。 四、熱化學(xué)反應(yīng)方程式 1. 檢查是否標(biāo)明聚集狀態(tài)：固(s)、液(l)、氣(g)。 2. 檢查ΔH的“＋”、“－”是否與吸熱、放熱一致(吸熱反應(yīng)為“＋”，放熱反應(yīng)為“－”)。 3. 檢查ΔH的數(shù)值是否與反應(yīng)物或生成物的物質(zhì)的量相匹配(成比例)。 ?、僖⒚鞣磻?yīng)溫度和壓強(qiáng)，若反應(yīng)在298 K、1.013×105 Pa下進(jìn)行，可不予注明。 ②要注明反

52、應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)，常用s、l、g分別表示固體、液體和氣體。 ③ΔH的數(shù)值與化學(xué)計量數(shù)有關(guān)，注意不要弄錯。一定要標(biāo)明“＋”、“－”和單位。 ④一定要區(qū)別“反應(yīng)熱”、“中和熱”和“燃燒熱”等概念的異同。 1. 根據(jù)反應(yīng)熱概念進(jìn)行計算 根據(jù)概念進(jìn)行反應(yīng)熱計算時常涉及如下知識點：一是題目給出反應(yīng)過程中熱量變化的曲線，計算相應(yīng)反應(yīng)熱，即ΔH＝生成物的總能量－反應(yīng)物的總能量，此法得出的ΔH要保留“＋”、“－”及單位；二是根據(jù)燃燒熱計算，這類計算要緊扣反應(yīng)物為“1 mol”、生成物為穩(wěn)定氧化物來確定；三是根據(jù)中和熱計算，這類計算強(qiáng)調(diào)強(qiáng)酸、強(qiáng)堿反應(yīng)生成1 mol H2O時釋放出的熱量，其

53、中和熱為定值，即ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，實際產(chǎn)生的熱量與溶液酸性或堿性的強(qiáng)弱、溶液狀態(tài)、提供H＋和OH－的量都有關(guān)。 2. 根據(jù)熱化學(xué)方程式進(jìn)行計算 根據(jù)已知的熱化學(xué)方程式按比例進(jìn)行計算，反應(yīng)熱數(shù)值的大小與反應(yīng)物、生成物的種類有關(guān)，與反應(yīng)物物質(zhì)的量的多少有關(guān)，與反應(yīng)物和生成物的聚集狀態(tài)有關(guān)，與反應(yīng)時的外界條件有關(guān)，以及還與可逆反應(yīng)中轉(zhuǎn)化率的大小等有關(guān)，解題時要注意這些因素的影響。 3. 根據(jù)鍵能進(jìn)行計算 反應(yīng)熱的數(shù)值可用鍵能進(jìn)行估算，通常反應(yīng)熱等于反應(yīng)物分子的鍵能之和與生成物分子的鍵能之和的差值，即ΔH＝E(反應(yīng)物)－E(生成物)。必須注意這種計算只適用于反應(yīng)物和生成物

54、都是氣態(tài)物質(zhì)的反應(yīng)，這是由鍵能的定義決定的。反應(yīng)中如果有液態(tài)或固態(tài)物質(zhì)參加，要考慮固態(tài)變成氣態(tài)時的能量變化或液態(tài)變成氣態(tài)時的能量變化。 4. 根據(jù)蓋斯定律進(jìn)行計算 利用蓋斯定律解題時首先確定目標(biāo)反應(yīng)(即要求的熱化學(xué)方程式)，然后比較目標(biāo)反應(yīng)與已知反應(yīng)的差別，看一看應(yīng)該消去哪些物質(zhì)、需要乘的倍數(shù)，最后已知反應(yīng)間通過相加或相減的方式得到目標(biāo)反應(yīng)，同時ΔH也按相同的方式進(jìn)行計算。 　利用鍵能進(jìn)行反應(yīng)熱計算時要注意晶體結(jié)構(gòu)中化學(xué)鍵的情況，如1 mol P4含有6 mol P—P鍵、1 mol晶體硅含有2 mol Si—Si鍵、1 mol石墨晶體中含有1.5 mol C—C鍵、1 mol金剛石含有

55、2 mol C—C鍵、1 mol SiO2含有4 mol Si—O鍵等。 五、物質(zhì)結(jié)構(gòu)和元素周期律 1. 公式：質(zhì)量數(shù)(A)＝質(zhì)子數(shù)(Z)＋中子數(shù)(N) 2. 同種原子的微粒數(shù)目關(guān)系：核電荷數(shù)＝質(zhì)子數(shù)＝核外電子數(shù)＝原子序數(shù) 陽離子：核電荷數(shù)＝質(zhì)子數(shù)＝離子核外電子數(shù)＋離子所帶的電荷數(shù) 陰離子：核電荷數(shù)＝質(zhì)子數(shù)＝離子核外電子數(shù)－離子所帶的電荷數(shù) 　對于公式質(zhì)量數(shù)(A)＝質(zhì)子數(shù)(Z)＋中子數(shù)(N)，無論是原子還是離子，該公式均適應(yīng)。原子可用X表示，質(zhì)量數(shù)A寫在原子的左上角，質(zhì)子數(shù)Z寫在原子的左下角，上下兩數(shù)值的差值即為中子數(shù)。原子的右上角、右下角和正上方均可出現(xiàn)標(biāo)注，注意不同位置標(biāo)注

56、的含義不同。對于離子而言，右上角為離子的電性和電荷數(shù)，寫作n±，右下角為微粒中所含X原子的個數(shù)，正上方標(biāo)注的是化合價，寫作±n，注意與電荷的標(biāo)注進(jìn)行正確區(qū)分，如由氧元素的一種核素形成的過氧根離子可寫成8。 1. 第1、2、3周期為短周期，第4、5、6周期為長周期，第7周期為不完全周期，新發(fā)現(xiàn)的元素都在第7周期中。周期表中包含7個主族、7個副族、1個零族、1個Ⅷ族，共18個縱行。 2. 周期序數(shù)等于元素的電子層數(shù)，主族序數(shù)等于元素的最外層電子數(shù)，同周期元素的電子層數(shù)相等，同主族元素的最外層電子數(shù)相等。 3. 第2、3周期中同族元素的核電荷數(shù)相差8，第3、4周期中同主族元素的核電荷數(shù)相差

57、18(ⅠA、ⅡA族除外)。 4. 金屬元素最外層電子數(shù)一般小于3，但有些金屬元素最外層電子數(shù)可以達(dá)到6。 5. 最高正價＋|最低負(fù)價|＝8。 　掌握元素周期表中各族的排列順序，結(jié)合惰性氣體的原子序數(shù)，可以推斷任意一種元素在周期表中的位置。記住各周期中的元素種類數(shù)，可以快速確定惰性氣體的原子序數(shù)。各周期中元素的個數(shù)依次為2、8、8、18、18、32、32(假如第7周期排滿)，則惰性氣體的原子序數(shù)依次為2、10(2＋8)、18(10＋8)、36(18＋18)、54(36＋18)、86(54＋32)、118(86＋32)，再根據(jù)稀有氣體的原子序數(shù)即可得出所推斷的元素。 五種符號 　

58、由于離子化合物由陰、陽離子構(gòu)成，共價化合物由原子構(gòu)成，因此備考復(fù)習(xí)時弄清原子和陰、陽離子電子式的書寫是關(guān)鍵，簡單陽離子的電子式與化學(xué)式相同，如Ca2＋；陰離子和復(fù)雜陽離子的電子式必須帶“[ ]”并且需標(biāo)明所帶的電荷數(shù)，如。 1. 同周期、同主族元素性質(zhì)的遞變規(guī)律 性質(zhì) 同周期(從左→右) 同主族(從上→下) 原子半徑 逐漸減小 (零族除外) 逐漸增大 電子層結(jié)構(gòu) 電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)遞增 電子層數(shù)遞增， 最外層電子數(shù)相同 失電子能力 (得電子能力) 逐漸減小(逐漸增大) 逐漸增大(逐漸減小) 金屬性(非金屬性) 逐漸減弱(逐漸增強(qiáng)) 逐漸增強(qiáng)

59、(逐漸減弱) 元素的主要化合價 最高正價＋1→＋7(ⅠA→ⅦA) 最高正價＝族序數(shù)(O、F除外) 還原性與氧化性 還原性減弱， 氧化性增強(qiáng) 還原性增強(qiáng)， 氧化性減弱 非金屬氣態(tài)氫化物 的穩(wěn)定性 穩(wěn)定性由弱到強(qiáng) 穩(wěn)定性由強(qiáng)到弱 2.粒子半徑大小比較規(guī)律 (1)同周期元素的原子或最高價陽離子的半徑從左至右逐漸減小(稀有氣體元素除外)，如Na>Mg>Al>Si，Na＋>Mg2＋>Al3＋。 (2)同主族元素的原子或離子半徑從上到下逐漸增大，如Li

60、括陰、陽離子)半徑隨核電荷數(shù)的增大而減小。如Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－、O2－的離子半徑由大到小的順序為O2－>F－>Na＋>Mg2＋>Al3＋(上一周期元素形成的陰離子與下一周期元素形成的陽離子有此規(guī)律)，可歸納為核外電子層排布相同的離子，核電荷數(shù)大的離子半徑反而小。 (4)電子數(shù)和核電荷數(shù)都不同的，一般可通過一種參照物進(jìn)行比較。如比較Al3＋與S2－的半徑大小，可找出O2－作參照物，因Al3＋

61、－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋ 二核10電子 HF OH－ 三核10電子 H2O NH 四核10電子 NH3 H3O＋ 五核10電子 CH4 NH (2)“18電子”微粒 分子 離子 一核18電子 Ar K＋、Ca2＋、Cl－、S2－ 二核18電子 F2、HCl O、HS－ 三核18電子 H2S － 四核18電子 PH3、H2O2、NH2F － 五核18電子 SiH4、CH3F、NH2OH － 六核18電子 N2H4、CH3OH － 其他微粒 C2H6、CH3NH2 N2H、N2H

62、　由10電子微粒中的CH4、NH3、H2O、HF分別失去一個H剩余的－CH3、－NH2、－OH、－F為9電子微粒，兩兩組合得到的物質(zhì)如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等則為18電子微粒。 1. 原子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) (1)核外電子排布式：前四能層電子填充順序為1s2s2p3s3p4s3d4p，其中需要考慮洪特規(guī)則特例的電子排布式只有Cr和Cu(前四周期)，電子先進(jìn)入4s能級，再進(jìn)入3d能級，但書寫電子排布式時先寫3d能級，后寫4s能級(即同一能層的寫在一起)，反應(yīng)中先失去4s能級上的電子，再失去3d能級上的電子。 　注意核外電子排布式、簡化的核外電子排布式、價電子排布式、

63、外圍電子排布式的書寫，以24號元素Cr為例，其分別為1s22s22p63s23p63d54s1、[Ar]3d54s1、3d54s1、3d54s1。 (2)電離能大小比較。①第一電離能：同周期元素從左往右，半徑減小，金屬性減弱，非金屬性增強(qiáng)，第一電離能逐漸增大，但稍有起伏(半充滿、全充滿結(jié)構(gòu)穩(wěn)定)。同族元素從上到下，金屬性逐漸增強(qiáng)，電離能減小。②逐級電離能：原子的逐級電離能越來越大。③金屬元素原子的電離能與能層的關(guān)系：當(dāng)電離能突然變大時說明電子的能層發(fā)生了變化，即同一能層中電離能相近，不同能層中電離能有很大的差距。 (3)電負(fù)性大小比較：①同周期元素自左到右，電負(fù)性逐漸增大，同主族元素自上而

64、下，電負(fù)性逐漸減小。②金屬元素的電負(fù)性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負(fù)性越大，非金屬元素越活潑。③電負(fù)性最大的元素是F，最小的是Cs。④對角線規(guī)則：在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的電負(fù)性接近，有些性質(zhì)相似，被稱為“對角線規(guī)則”。 　金屬的電負(fù)性一般小于1.8，非金屬的電負(fù)性一般大于1.8，電負(fù)性在1.8左右的元素既有金屬性，又有非金屬性，可稱之為類金屬。 2. 分子結(jié)構(gòu)與性質(zhì) (1)價層電子對數(shù)與分子空間構(gòu)型 成鍵電 子對數(shù) 孤電子 對數(shù) 分子 類型 分子空 間構(gòu)型 實例 2 0 AB2 直線形 BeCl2, CO2, HgCl2 3

65、 0 AB3 平面三角形 BF3, BCl3, SO3, CO， NO 2 1 AB2 V形 SO2, SnCl2, NO 4 0 AB4 正四面體形 CH4, CCl4, NH， SO， PO 3 1 AB3 三角錐形 NH3, NF3, SO 2 2 AB2 V形 H2O, SCl2 價層電子對數(shù)的計算方法，首先計算出分子中所有原子的價電子總數(shù)，若是共價型粒子，必須從該總數(shù)中扣除失去電子的數(shù)目或獲得電子的數(shù)目，然后總數(shù)除以8，遇到中心原子與氫原子結(jié)合時，則此總數(shù)除以2，所得的商為中心原子最外層成鍵電子對數(shù)，如果有余數(shù)，則此余數(shù)除以2，

66、所得結(jié)果為中心原子上的孤電子對數(shù)，如果余數(shù)為奇數(shù)，則余下的一個單電子也看作一對孤對電子。 (2) ABm型分子雜化類型的判斷 ①公式：先根據(jù)價層電子對互斥理論計算出價層電子對的數(shù)目n。 ②根據(jù)n值判斷雜化類型：①n＝2，sp雜化；②n＝3，sp2雜化；③n＝4，sp3雜化。 (3)氫鍵：氫鍵是與電負(fù)性很強(qiáng)的原子(如N、O、F等)形成共價鍵的H原子和另外一個電負(fù)性很強(qiáng)的原子之間的靜電作用。氫鍵通常用X－H…Y(X、Y表示電負(fù)性很強(qiáng)的原子)表示，“－”表示共價鍵，“…”表示氫鍵。氫鍵介于化學(xué)鍵和范德華力之間，是較強(qiáng)的分子間作用力。氫鍵可以存在于分子間，也可存在于分子內(nèi)，分子間氫鍵的形成能使某些物質(zhì)的熔沸點升高。 3. 晶體結(jié)構(gòu)與性質(zhì) (1)金屬晶體中原子的堆積模型 (2)常見幾種晶胞的結(jié)構(gòu) 4. 物質(zhì)熔、沸點的比較規(guī)律 (1)由晶體結(jié)構(gòu)來確定：首先分析物質(zhì)所屬的晶體類型，其次抓住決定同一類晶體熔沸點高低的決定因素。 ①一般規(guī)律：原子晶體>離子晶體>分子晶體，如SiO2>NaCl>CO2(干冰)。 ②同屬原子晶體，一般鍵長越短，鍵能越大，共價鍵越牢固