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专题一

物质的组成和分类、性质和变化

化学用语

一、胶体性质及应用

(1) 胶体与其他分散系的本质区别是分散质粒子的直径的大小(1～100 nm)，胶体的特性是丁达尔效应；用渗析法除去胶体中混有的溶液，利用丁达尔效应可以区分胶体和溶液。

(2)胶体不带有电荷，但胶体粒子常带有电荷。

＋(3)Fe(OH)3胶体粒子为Fe(OH)3的集合体，因此1 mol Fe3完全水解得到的Fe(OH)3胶体粒子少于1 mol。

＋＋(4)部分铝盐、铁盐如KAl(SO4)2·12H2O、FeCl3·6H2O等溶于水，Al3、Fe3水解生成Al(OH)3胶体、Fe(OH)3

胶体，能吸附悬浮固体或色素形成沉淀而除杂，因此常用作净水剂。

二、熟记物质变化过程中的“三馏”“四色”“五解”“十八化”

三馏

四色

五解

十八化

物理变化

分馏、蒸馏

焰色反应

潮解

熔化、汽化、液化、升华

化学变化

干馏

显色反应、颜色反应、指示剂变色反应

分解、电解、水解、裂解

氢化、氧化、水化、风化、碳化、钝化、煤的气化、煤的液化、皂化、歧化、卤化、硝化、酯化、裂化

三、物质分类认识中的“四个误区”

(1)“名不符实”的现象：纯碱(Na2CO3)是盐；干冰是固态CO2；冰水混合物是纯净物；纯净的盐酸是混合物等。

(2)由同种元素组成或者组成元素质量比恒定的物质不一定是纯净物，如O2与O3组成的混合物中只有氧元素；分子式C4H10的化合物有正丁烷和异丁烷两种物质，可能为混合物；由12C和13C组成的石墨则是纯净物。

＋＋(3) 几元酸是根据一个酸分子最多能电离产生的H数目决定的，电离产生几个H，该酸就是几元酸，如次磷酸H3PO2、CH3COOH都是一元酸。

(4)酸式盐成分中一定含有氢，但盐中含有氢的不一定是酸式盐，如NaH2PO2、HCOOK是正盐。

四、明确物理变化与化学变化的判断的“四误区”

(1)同位素原子间的相互转化、核裂变和核聚变均不属于化学变化。

(2)化学键断裂的变化不一定是化学变化，如HCl溶于水，溶液中析出NaCl晶体等均是物理变化。

(3)化学变化过程中，能量一定发生了变化，但有能量变化的过程不一定发生了化学变化，如水的蒸发、氨气的液化等。

(4)金属导电、吸附、胶体聚沉等属于物理变化；同素异形体之间的相互转化、煤的气化和液化等属于化学变化；爆炸可能是物理变化也可能是化学变化。1．“标准状况”“常温常压”等外界条件与气体摩尔体积22.4 L/mol

专题二

常用化学计量

一、化学计量

(1)非标准状况下的气体不适用22.4 L/mol进行物质的量的计算。

(2)在标准状况下的非气态物质也不适用22.4 L/mol进行物质的量的计算。如，溴、H2O、HF、苯、CCl4、CH2Cl2、CHCl3、CH3OH、CH3CH2OH及碳原子数大于4的烃，均为液体；SO3为固体。

(3)物质的质量、摩尔质量、粒子个数不受外界条件的影响。与物质的组成相关的NA的应用

二、阿伏伽德罗常数

(1)稀有气体、臭氧(O3)、白磷(P4)分子中的原子数目；

(2)一定质量含某核素的物质中的质子、中子、电子或原子的数目；

(3)Na2O2、KO2中的阴、阳离子个数比；注意物质的存在形态不同，离子的种类、数目不同，如1 mol NaHSO4在熔融、固体状态下存在的离子的物质的量为2 mol，而1 mol NaHSO4溶于水电离出离子的物质的量为3 mol；

(4)等物质的量的羟基与氢氧根离子所含质子、电子或原子数目；

(5)等质量的最简式相同的有机物(如烯烃)、同素异形体、N2与CO、NO2与N2O4等具有的原子、分子数目；

(6)一定物质的量的有机物中共价键的数目(苯环、萘环中无碳碳双键)；

(7)一定物质的量的SiO2中含Si—O键、1 mol C(金刚石或石墨)中含C—C键、1 mol P4中含P—P键的数目；

(8)含NA个Fe(OH)3的氢氧化铁胶粒数小于NA。

三、一定物质的量浓度溶液的配制

1、实验步骤：计算→称量(量取)→溶解(稀释)→转移→洗涤→定容→摇匀→倒出装瓶。

2、误差分析

nm进行误差分析的依据是c＝＝，根据公式，分析各个量的变化，判断可能产生的误VMV差。如称量易吸水物质时间过长，则m偏小，c偏低。

3、溶液配制操作的注意事项

(1)用玻璃棒引流时，玻璃棒末端应插入到刻度线以下并接触瓶壁，但玻璃棒不能接触瓶口。

(2)溶液配制过程中，若有任何引起误差的操作均应重新配制。

(3)导致溶液浓度偏低的错误操作：NaOH在称量纸上称量；左码右物(用游码)；洗涤或转移时溶液溅出；未洗涤烧杯及玻璃棒；超过刻度线时用胶头滴管吸出液体；定容时仰视；定容摇匀后发现液面低于刻度线再加水。

(4)导致溶液浓度偏高的错误操作：砝码生锈；定容时俯视；未等溶液冷却至室温就定容。

专题三

氧化还原反应

一、常考易错物质元素的化合价

＋2＋2－2＋6－3－3－3＋4－3CuFeS2

K2FeO4

Li2NH

LiNH2

AlN

Si3N4

＋2＋5Na2S2O3

MO2

＋＋3－C2O24

＋2－3＋1－1HCN

CuH

二、氧化还原方程式书写的关键——产物的判断

①常见氧化剂的还原产物(一般情况下) 氧化剂

还原产物

还原剂

氧化产物

专题四

离子反应

一、常见离子的检验

(1)常见阳离子的检验

MnO4-(H) ＋H2O2

H2O ＋＋HNO3

NO2、NO S2

－Cr2O72-、CrO42-

Cl2、ClO、ClO3-

－Mn2

＋Cr3

＋Cl

Fe

Fe2、Fe3

＋＋－②常见还原剂的氧化产物(一般情况下) H2O2

O2

Fe2

Fe3

Cl

Cl2

－H2C2O4

CO2

SO2、SO32-

SO3、SO42-

S

(2)常见阴离子的检验

专题五

物质结构与元素周期律

一、牢记微粒间重要的数量关系

(1)质子数＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数。

(2)质量数＝质子数＋中子数。

(3)阳离子的核外电子数＝质子数－阳离子所带正电荷数。

(4) 阴离子的核外电子数＝质子数＋阴离子所带负电荷数。

二、理清化学键类型与物质类型的对应关系(1)只含非极性共价键的物质：非金属元素构成的单质(稀有气体除外)。如I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。

(2)只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物。如HCl、NH3、SiO2、CS2等。

(3)既有极性键又有非极性键的物质：如H2O2、C2H4、CH3CH3、C6H6等。

(4)只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物。如Na2S、CsCl、K2O、NaH等。

(5)既有离子键又有非极性键的物质：如Na2O2、CaC2等。

(6)由强极性键构成但又不是强电解质的物质。如HF等。

三、主族元素性质递变规律

比较内容

金属性、非金属性

最高价氧化物对应水化物的酸碱性

气态氢

化物

形成难易

热稳定性

同周期(从左到右) 同主族(从上到下)

金属性减弱，非金属性增强

金属性增强，非金属性减弱

酸性增强，碱性减弱

由难到易

递增

酸性减弱，碱性增强

由易到难

递减

变化中的规律性

一般情况下：元素的非金属性越强，其最高价态含氧酸的酸性越强，氢化物热稳定性越强，氢化物越易形成

四、“三看”比较微粒半径大小

在中学化学要求的范畴内，可按“三看”规律来比较粒子半径的大小：

“一看”电子层数：当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。

例：r(Li)＜r(Na)＜r(K)＜r(Rb)＜r(Cs) －－－－r(O2)＜r(S2)＜r(Se2)＜r(Te2) ＋r(Na)＞r(Na)

“二看”核电荷数：当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

例：r(Na)＞r(Mg)＞r(Al)＞r(Si)＞r(P)＞r(S)＞r(Cl) －－＋＋＋r(O2)＞r(F)＞r(Na)＞r(Mg2)＞r(Al3) “三看”核外电子数：当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

－＋＋例：r(Cl)＞r(Cl)

r(Fe2)＞r(Fe3) 专题六

化学能与热能

一、1．从两种角度理解化学反应热

反应热图示

微观

图像分析

宏观

a表示断裂旧化学键吸收的热量；

a表示反应物的活化能；

b表示新化学键生成放出的热量；

b表示活化分子形成生成物释放的能量；

c表示反应热

c表示反应热

ΔH＝∑E(生成物)―∑E(反应物) ΔH＝∑E(反应物键能)―∑E(生成物键能) ΔH的计算

二、燃烧热和中和热应用中的注意事项

－(1)均为放热反应，ΔH＜0，单位为kJ·mol1。

(2)燃烧热概念理解的三要点：①外界条件是25 ℃、101 kPa；②反应的可燃物是1 mol；③生成物是稳定的氧化物(包括状态)，如碳元素生成的是CO2，而不是CO，氢元素生成的是液态水，而不是水蒸气。

(3)中和热概念理解三要点：①反应物的酸碱是强酸、强碱；②溶液是稀溶液，不存在稀释过程的热效应；③生成产物水是1 mol。

专题七

电化学

一、原电池装置考查变迁

图7-1 (1)盐桥的作用：原电池装置由装置①到装置②的变化是由盐桥连接两个“半电池装置”，其中盐桥的作用有三种：①隔绝正、负极反应物，避免直接接触，导致电流不稳定；②通过

离子的定向移动，构成闭合回路；③平衡电极区的电荷。

(2)离子交换膜的作用：由装置②到装置③的变化是“盐桥”变成“质子交换膜”。离子交换膜是一种选择性透过膜，允许相应离子通过，离子迁移方向遵循电池中离子迁移方向。

二、燃料电池电极反应方程式的书写技巧

燃料电池是一种将存在于燃料与氧化剂中的化学能直接转化为电能的发电装置。由于电池总反应式与燃料燃烧方程式相似而得名，由于条件不同，燃料并非真的燃烧。另外，燃料电池的考查重点在不同条件下的电解质溶液，如酸性、碱性、中性、熔融碳酸盐、熔融氧化物等，其书写关键可以归结为一句话：“什么环境下用什么离子平衡电性。”如正极反应式书写：

三、1.电解池工作原理示意图(阳极为惰性电极)

2.电解的放电规律

＋＋＋＋＋＋＋＋＋＋＋(1)阴极放电规律：Ag>Fe3>Cu2>H>Pb2>Sn2>Fe2>Zn2>(H水)>Al3>Mg2>Na＋＋＋>Ca2>K

－－－－－－(2)阳极放电规律：活性电极>S2>SO

32->I>Br>Cl>OH>含氧酸根离子>F金属腐蚀快慢的三个规律

四、(1)金属腐蚀类型的差异

电解原理引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防护腐蚀措施的腐蚀。

(2)电解质溶液的影响

①对同一金属来说，腐蚀的快慢(浓度相同)：强电解质溶液＞弱电解质溶液＞非电解质溶液。

②对同一种电解质溶液来说，一般电解质溶液浓度越大，腐蚀越快。

(3)活泼性不同的两金属与电解质溶液构成原电池时，一般活泼性差别越大，负极腐蚀越快。

3．两种腐蚀与三种保护

(1)两种腐蚀：析氢腐蚀、吸氧腐蚀(关键在于电解液的pH) (2)三种保护：电镀保护、牺牲阳极的阴极保护法、外加电流的阴极保护法

专题八

化学反应速率和化学平衡

一．化学反应速率计算的注意事项

(1)v(B)＝Δc（B）/Δt＝Δn（B）/(V·Δt)，v(B)是平均值、正值。

(2)v(B)的计算只适用于气体和溶液中的溶质，不适用于固体和纯液体。

(3)同一反应用不同的物质表示反应速率时，反应速率之比等于各物质的化学计量数之比。如反应mA＋nB===pC＋qD，若测得反应速率为v(A)，则可利用v（A）/m＝v（B）/n，

计算v(B)；在不同情况下测得的反应速率为v(A)和v(B)，若v（A）/m＞v（B）/n，则反应速率v(A)＞v(B)。

二、外界因素对化学反应速率的影响及规律——方向相同，程度不一定相同

(1)当其他条件相同时，增大反应物浓度时，v正增大，v逆瞬间不变，随后也增大。

(2)压强对反应速率的影响(有气体参加的化学反应) ①恒温时，压缩体积→压强增大→反应物浓度增大→反应速率加快。

②恒温时，对于恒容密闭容器

a．充入气体反应物→总压强增大→气体反应物浓度增大→反应速率加快。

b．充入“惰性”气体→总压强增大→气体反应物浓度未改变→反应速率不变。

③恒温恒压时

充入“惰性”气体→体积增大→气体反应物浓度减小→反应速率减小。

(3)升高温度，v正和v逆都增大，但吸热反应方向的反应速率增大的程度大；降低温度，v正和v逆都减小，但吸热反应方向的反应速率减小的程度大。

(4)使用催化剂，能同等程度地改变正、逆反应速率。

三、化学平衡常数1．化学平衡常数

(1)化学平衡常数K的大小只与温度有关，K>105时，可以认为该反应已经进行完全。

(2)对于可逆化学反应mA(g)＋nB(g)

⇌pC(g)＋qD(g)在一定温度下达到化学平衡时，K＝cp（C）·cq（D）pp（C）·pq（D）。可用压强平衡常数表示：Kp＝m[p(C)为平衡时气体C的cm（A）·cn（B）p（A）·pn（B）分压] (3)依据化学方程式计算平衡常数

①同一可逆反应中，K正·K逆＝1。

②同一方程式中的化学计量数等倍扩大或缩小n倍，则新平衡常数K′与原平衡常Kn间的关系是：K′＝Kn或K′＝K。

③几个可逆反应方程式相加，得总方程式，则总反应的平衡常数等于分步反应平衡常数之积；方程式相减所得反应的平衡常数为两个平衡常数之比。

④水溶液中进行的反应，必须拆成离子方程式再计算平衡常数。

2．转化率、产率及分压的计算

反应物的变化量反应物转化率＝×100% 反应物的起始量生成物的实际产量产物的产率＝×100% 生成物的理论产量分压＝总压×物质的量分数

3．转化率变化规律

对于反应mA(g)＋nB(g)

⇌pC(g)＋qD(g)：

①增加A的量，平衡正向移动，B的转化率增大，A的转化率减小。

②若按原比例同倍数地增加反应物A和B的量，则平衡向正反应方向移动，反应物的转化率与气体反应物的化学计量数有关：

若m＋n＝p＋q，A、B的转化率都不变；

若m＋n＞p＋q，A、B的转化率都增大；

若m＋n＜p＋q，A、B的转化率都减小。

专题九

电解质溶液

一、1、“四条件”对弱电解质电离的影响

条件改变

对电离平衡影响

＋微粒浓度影响结果

－电离程度

增大

电离常数

不变

浓度

加水

弱酸的H、酸根离子浓度减小，OH浓度增大；－＋正向移动

弱碱的OH、金属离子(NH 4+)浓度减小，H浓度增大

加弱

正向移动

弱电解质相应离子和弱电解质浓度均增大

电解质

加热

正向移动

逆向移动

弱电解质分子浓度减小；弱电解质相应离子浓度增大

弱电解质浓度增大，“同离子”浓度增大，相反离子浓度减小

减小

增大

减小

不变

增大

不变

同离子效应

加入与弱电解

质反应的物质

正向移动

参与反应的离子浓度减小，其他离子浓度增大

增大

不变

2．影响水电离的因素

加入可水解的盐，如加入酸、碱抑制水的促进――→――→NaCO、NHCl等

电离电离电离加入可电离出H的某加入与H或OH些盐，如NaHSO等降低温度＋升高温度234＋－4反应的物质，如Na等＋－3．溶液的酸碱性及pH (1)溶液酸碱性与pH：在任何温度下的中性溶液中c(H)＝c(OH)＝KW，常温下中性溶液pH＝7，温度升高时，中性溶液的pH＜7。

(2)溶液pH的计算方法

＋＋酸性→c（H）→pH＝－1g c（H）先判断溶液,的酸碱性)碱性→c（OH－lg c（H）＋－KW＋）→c（H）＝→pH＝

－c（OH）4．弱电解质计算的注意事项

c（H）·c（X）c2（H）(1)弱电解质(以弱酸HX为例)电离平衡常数K＝≈，对于＋c（HX）－c（H）c（HX）＋－＋多元酸，通常也是进行粗略计算的。

(2)同一弱电解质，K值只与温度有关，一般情况下，温度升高，K值增大；对于多元弱酸来说，其K1≫K2≫K3。

二、盐类水解和溶液中离子浓度大小的关系

1．盐类水解的规律

(1)相同条件下，同种离子的水解程度：相互促进水解的盐＞单独水解的盐＞相互抑制水解的盐。

(2)多元弱酸的盐类水解规律：

相同条件下的水解程度：正盐＞酸式盐；一级＞二级；弱酸的酸式盐溶液的酸碱性取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。

2．确定溶液中离子浓度关系

(1)理解“三大守恒”

①电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子的正电荷总数与所有阴离子的负电荷总数相等。

②物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化，变成其他离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。

③质子守恒：即H2O电离出的氢离子和氢氧根离子浓度相等。

(2)离子浓度比较中的注意事项

①不同溶液中同一离子浓度的比较要看溶液中其他离子对该离子的影响。

②混合溶液和酸式盐溶液中各离子浓度的比较要综合考虑电离因素、水解因素等。

三、沉淀溶解平衡和Ksp的应用

一般情况下，升高温度能促进沉淀的溶解，稀释使平衡向右移动；稀释后重新达到平衡时各离子浓度保持不变。对于确定的物质来说，Ksp只与温度有关；温度相同时，组成形式相同的物质，Ksp较大者溶解度较大。

1．沉淀的生成或溶解的判断：若体系内Qc＝Ksp，体系处于溶解平衡状态；Qc>Ksp，体系内会有沉淀析出；Qc

2．沉淀顺序的确定：同一溶液若有多种成分在某种条件下均可形成沉淀，则离子积先满足Qc>Ksp者先形成沉淀。

3．沉淀的转化与Ksp大小间的关系：组成形式相同的难溶物质，Ksp较大的沉淀肯定可转化为Ksp较小的沉淀，但当二者Ksp相差不大时，反过来也可转化。