1、第一部分 基本概念与基本理论（一） 物质的组成1、 分子和由分子构成的物质分子是构成物质的一种能独立存在的微粒，它保持着这种物质的化学性质分子有一定的大小和质量；分子间有一定距离；分子在不停地运动着（物理变化是分子运动状态改变的结果）；分子间有分子间作用（范德华力）。由分子构成的物质（在固态时为分子晶体）。一些非金属单质（如 H2、O 2、Cl 2、S、惰性气体等）；气态氢化物；酸酐（SiO 2除外）；酸类和大多数有机物等。2、 原子和由原子构成的物质原子是参加化学变化的最小微粒。化学反应的实质是原子的拆分和化合，是原子运动形态的变化原子有一定的种类、大小和质量；由原子构成的物质中原子间也有一
2、定间隔；原子不停地运动着；原子间有一定的作用力。由原子构成的物质（固态时为原子晶体）。金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅（SiC）等。3、 离子和由离子构成的物质离子是带有电荷的原子或原子团。带正电荷的阳离子如 Na 、Fe 3 、H 3O 、NH 4 、Ag(NH3)2 等；带负电荷的阴离子如 Cl 、S 2、OH 、SO 42、Fe(CN) 63 等。由离子构成的物质（固态时为离子晶体）。绝大多数盐类（AlCl 3等除外）；强碱类和低价金属氧化物等是由阳离子和阴离子构成的化合物。【注意】离子和原子的区别和联系：离子和原子在结构（电子排布、电性、半径）和性质（颜色，对某物质的不同反应情况，氧化
3、性或还原性等）上均不相同。阳离子 原子 阴离子（简单阳、阴离子）（二） 物质的分类1、 元素元素是具有相同核电荷数（即质子数）的同一类原子的总称（元素的种类是由核电荷数或质子数决定的）。人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素，同一元素的不同核素之间互称为同位素。元素存在状态 游离态在单质中的元素由同种元素形成的不同单质同素异形体，常有下列三种形成方式：组成分子的原子个数不同：如 O2、O 3；白磷（P 4）和红磷等晶体晶格的原子排列方式不同：如金刚石和石墨晶体晶格的分子排列方式不同：如正交硫和单斜硫 化合态的元素在化合物中的元素【注意】元素和原子的区别，可从概念、含义、应用
4、范围等方面加以区别。(三)物质的性质和变化物理变化和化学变化的比较比较 物理变化 化学变化概念 没有生成其他物质的变化 生成了其他物质的变化实质 只是分子（原子或离子）间距离变化（聚集 分子种类变化，原子重新组合，得 ne失 得 ne失 状态），分子组成、性质不变分子种类不变但原子种类、数目不变伴随现象 物质形状、状态改变放热、发光、变色、放出气体、生成沉淀等范围 蒸发、冷凝、熔化、液化、汽化、升华、变 形等分解、化合、置换、复分解、燃烧、风化、脱水、氧化、还原等区别 无新物质生成 有新物质生成相互关系 化学变化中同时发生物理变化、物理变化中不一定有化学变化与性质的关系 物质的性质决定物质的变
5、化，物质的变化反映物质的性质(四)氧化还原反应1、氧化还原反应的特征：元素化合价有无升降，这是判断是否是氧化还原反应的依据。2、氧化还原反应各概念间的关系可用以下两条线掌握概念升 失 还 还 氧 氧 元素化合 原子失去 物质是 还原剂具 元素被 还原剂的产物价升高 电子 还原剂 有还原性 氧化 是氧化产物降 得 氧 氧 还 还 元素化合 原子得到 物质是 氧化剂具 元素被 氧化剂的产物价降低 电子 氧化剂 有氧化性 还原 是还原产物3、物质有无氧化性或还原性及其强弱的判断物质有无氧化性或还原性的判断元素为最高价态时，只具有氧化性，如 Fe3 、H 2SO4分子中6 价硫元素；元素为最低价态只具
6、有还原性，如 Fe、S 2等；元素处于中间价态既有氧化性又具有还原性，如Fe2+、SO 2、S 等。物质氧化性或还原性相对强弱的判断 由元素的金属性或非金属性比较金属阳离子的氧化性随单质还原性的增强而减弱，如下列四种阳离子的氧化性由强到弱的顺序是：Ag Cu 2 Al 3 K 。非金属阴离子的还原性随单质氧化性的增强而减弱，如下列四种卤素离子还原性由强到弱的顺序是：I Br Cl F 。 由反应条件的难易比较不同氧化剂与同一还原剂反应，反应条件越易，氧化性越强。如 F2和 H2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸，而 I2与 H2需在不断加热的情况下才能缓慢化合，因而 F2的氧化性比 I2强。不同还原
7、剂与同一氧化剂反应，反应条件越易，还原性越强，如有两种金属 M 和N 均能与水反应，M 在常温下能与水反应产生氢气，而 N 需在高温下才能与水蒸气反应，由此判断 M 的还原性比 N 强。由氧化还原反应方向比较还原剂 A氧化剂 B 氧化产物 a还原产物 b，则： 氧化性：Ba 还原性：Ab如：由 2Fe2 Br 2 2Fe3 2Br 可知氧化性：Br 2Fe 3 ；还原性：Fe 2 Br 当不同的还原剂与同一氧化剂反应时，可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱。一般规律是氧化剂被还原的程度越大，还原剂的还原性越强。同理当不同氧化剂与同一还原剂反应时，还原剂被氧化的程度越大，氧化剂的
8、氧化性就越强。如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应，氯气可把铁氧化为 FeCl3，而硫只能把铁氧化为 FeS，由此说明氯气的氧化性比硫强。【注意】还原性的强弱是指物质失电子能力的强弱，与失电子数目无关。如 Na 的还原性强于 Al，而 Na失 eNa ，Al失 3eAl3 ， Al 失电子数比 Na 多。同理，氧化性的强弱是指物质得电子能力的强弱，与得电子数目无关。如氧化性F2O 2，则 F2 得 2F ，O 2 得 42O2，O 2得电子数比 F2多。4、 氧化还原方程式配平原理：氧化剂所含元素的化合价降低（或得电子）的数值与还原剂所含元素的化合价升高（或失电子）的数值相等。步骤：写
9、出反应物和生成物的分子式，并列出发生氧化还原反应元素的化合价（简称标价态）步骤：分别列出元素化合价升高数值（或失电子数）与元素化合价降低数值（或得电子数）。（简称定得失）步骤：求化合价升降值（或得失电子数目）的最小公倍数。配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。步骤：用观察法配平其他物质的系数。(五)离子反应1、离子反应发生条件离子反应发生条件（即为离子在溶液中不能大量共存的原因）：离子间发生复分解反应 有沉淀生成。不溶于水的化合物可依据书后物质的溶解性表判断，还有以下物质不溶于水：CaF 2、CaC 2O4（草酸钙）等。 有气体生成。如 CO32 2H CO2H 2O 有弱电解质生成。
10、如弱碱 NH 3H2O；弱酸 HF、HClO、H 2S、H 3PO4等；还有水、(CH 3COO)2Pb、Ag(NH 3)2 、Fe(SCN) 2 等难电离的物质生成。离子间发生氧化还原反应：如：Fe 3 与 I 在溶液中不能共存，2 Fe 3 2I 2Fe2 I 2S2 、SO 32 、H 三种离子在溶液中不能共存，2 S 2 SO 32 6H 3S3H 2O 等2、 书写离子方程式应注意的问题 没有自由移动离子参加的反应，不能写离子方程式。如：CuH 2SO4(浓)；NH 4Cl（固）Ca(OH) 2；CH 2SO4(浓)反应；NaCl（固）H 2SO4(浓)，均因无自由移动离子参加反应，
11、故不可写离子方程式。有离子生成的反应可以写离子方程式，如钠和水、铜和浓硫酸、SO 2通入溴水里、碳酸钙溶于乙酸等。单质、氧化物在离子方程式中一律写成化学式。如：SO 2和 NaOH 溶液反应：SO 2 2OH SO32 H 2O 或 SO 2OH HSO3酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如 NaHCO3溶液和稀盐酸反应：HCO3 H H2OCO 2操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同。例如 Ca(OH)2中通入少量 CO2，离子方程式为：Ca 2 2OH CO 2 CaCO3H 2O；Ca(OH) 2中通入过量 CO2，离子方程式为：OH CO 2 HCO3 。对于生成物是易溶
12、于水的气体，要特别注意反应条件。如 NaOH 溶液和 NH4Cl 溶液的反应，当浓度不大，又不加热时，离子方程式为：NH4 OH NH3 H2O；当为浓溶液，又加热时离子方程式为：NH 4 OH NH3 H2O对微溶物（通常指 CaSO4、Ca(OH) 2、Ag 2SO4、MgCO 3等）要根据实际情况来判断。当反应里有微溶物处于溶液状态时，应写成离子，如盐酸加入澄清石灰水：H OH H2O；当反应里有微溶物处于浊液或固态时，应写化学式，如在石灰乳中加入 Na2CO3溶液：Ca(OH) 2CO 32 CaCO32OH ；在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示，如 Na2SO4溶液中加入
13、AgNO3溶液：2Ag SO 42 Ag2SO4。对于中强酸（H 3PO4、H 2SO3等）在离子方程式中写化学式。具有强氧化性的微粒与强还原性微粒相遇时，首先要考虑氧化还原反应，不能只简单地考虑复分解反应。3、 离子在溶液中不能大量共存几种情况H 与所有弱酸阴离子和 OH不能大量共存，因生成弱电解质（弱酸）和水。OH 与所有弱碱阳离子、H 、弱酸的酸式酸根离子不能大量共存，因生成弱碱、弱酸盐和水。能发生复分解反应生成弱电解质、沉淀和气体者不能大量共存。能发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如 Fe3、 与 S2 ，Fe 2 与 NO3（H ），S 2与 SO32 （H ）等。某些弱酸根与弱碱
14、根不能大量共存，如 S2 、HCO 3 、AlO 2 、CO 32 与 Fe3 、Al 3 等不共存。发生络合反应的离子不能大量共存，如 Fe 3 与 SCN、Ag 与 NH3 H2O。Al 3 与 AlO2 、NH 4+与 AlO2 、NH 4+与 SiO32 不能大量共存。注意有色离子（有时作为试题附加条件）：Cu 2 （蓝色）、Fe 3 （棕黄色）、MnO 4 （紫色）、Fe(SCN) 2 （红色）等。(六)化学反应中的能量变化1、热化学方程式概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式。书写热化学方程式时注意事项。H 写在方程式右边或下边，两者之间用“；”隔开，放出热量
15、H 为“”，吸收热量H 为“”。要注明反应物和生成物的状态。固体用符号符号“s”表示、液体用符号“l”表示，气体用符号“g”表示。热化学方程各物质前的化学计量数表示物质的量的多少，因此，它可以是整数，也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，H 也不同。2、反应热的有关计算反应热物质的量1mol 物质反应吸收或放出的热反应热反应物的总键能生成物的总键能根据盖斯定律：如果一个反应可以分几步进行，各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热相同。某种物质的状态或晶型不同会引起反应热的差异，根据盖斯定律，可将热化学方程式进行“加减”后，根据反应过程的反应热比较其大小。物质的量不同引起
16、的反应热差异，可根据反应热的物质的量之间的正比例关系比较。(七)物质的量1、物质的量及其单位摩尔（mol）物质的量是七个基本的物理量之一。它的物理意义是含一定数目粒子的集体，符号为n。物质的量的单位为摩尔，简称摩，符号为 mol。物质的量和摩尔的关系正如时间和秒、长度和米、电流和安培的关系，不能混用。使用物质的量及其单位时的注意事项“物质的量”四个字是一个整体，不能拆开，如“时间”拆开表明的意义也就变了。写成“物质的质量”、“物质量”、“物质的数量”也都不对。不能理解为物质的数量或质量。摩尔是用来表示微观粒子（原子、分子、离子、质子、中子、电子等）或它们特定组合的物质的量的单位，它不能用来表示
17、宏观物体，如不能说 1mol 苹果等。使用摩尔时，应注明粒子的化学式，而不能用该粒子的中文名称。目的是避免指代不清引起混淆。例如：使用 1mol 氧就会含义不清，究竟是指 1mol O 还是 1mol O 2呢？2、阿伏加德罗定律及其重要推论决定物质体积大小的因素（1mol）1 摩固体、液体体积不同，因为固体、液体里分子、原子、离子间距离小，其体积主要决定于构成物质的这些微粒的直径大小，而不同的分子、原子、离子的直径大小不同，因而所占体积不同。气体分子间距离较大，气体体积主要取决于分子间的平均距离，而这平均距离又主要取决于气体的压强与温度，因此当温度、压强相同时，气体分子间平均距离大致相同，其
18、所占体积相同。阿伏加德罗定律：在相同温度、压强下，同体积的气体中含有相同分子数定义中的“四个同”，如有“三个同”成立，第四个“同”才能成立。3、阿伏加德罗定律推论：同温、同压：同温、同体积：同温、同压、等质量：同温、同压、同体积：(八)溶液和胶体胶体定义分散质微粒的直径大小在 109 10 7 m 之间的分散系叫胶体。V12nN12P12M12V 1V2M2M12 1胶体的类型气溶胶：烟、云、雾。液溶胶：AgI 水溶胶、Fe(OH) 3等。固溶胶：烟水晶、有色玻璃等。渗析因胶体粒子不能透过半透膜，所以把混有离子或分子杂质的胶体装入半透膜的袋里，并把此袋放在溶剂中，从而使离子或分子从胶体溶液里分
19、离的操作叫做渗析，常用于精制某些胶体。胶体的制备方法物理分散法：把难溶于水的物质颗粒分散成 1nm100nm 的胶粒溶于水，如研磨分散法。化学凝聚法：通过复分解反应使产物分子逐步凝聚为胶体。如：AgNO 3 KI AgI(胶体)KNO 3FeCl33H 2O e(OH) 3(胶体)3HCl 等等胶体的性质丁达尔效应：让光线透过胶体时由于胶体微粒对光线有散射作用，所以从入射光的垂直方向（或从侧面）可以看到一道光的“通路”，此现象叫丁达尔现象。溶液无此现象，用此法可鉴别胶体和溶液。布朗运动：在胶体里由于分散剂分子从各个方向撞击胶体微粒而形成的不停的、无秩序的运动叫布朗运动。电泳：在外加电场的作用下
20、胶体里的微粒在分散剂里向阴极或阳极做定向移动的现象叫做电泳。电泳证明了胶粒带电荷，常用于分离胶粒或提纯胶体。聚沉：在一定条件下，使胶粒聚集成较大的颗粒形成沉淀，从分散剂里析出的过程叫胶体聚沉，其方法有：a、加热；b、加入强电解质溶液；c、加入带相反电荷的另一种胶体。胶体微粒所带的电荷胶体表面积大，具有很强的吸附作用，可吸附胶体中的阴离子或阳离子而带电。一般来说，金属氢氧化物、金属氧化物的胶粒吸附阳离子，胶体微粒带正电荷；非金属氧化物、金属硫化物的胶体微粒吸附阴离子，胶体微粒带负电荷。同一溶胶微粒带有同种电荷具有静电斥力，这是胶体稳定的主要原因，布朗运动是胶体较稳定的次要原因。几点说明胶体的电荷
21、是指胶体中胶体微粒带有的电荷，而不是胶体带电荷，整个胶体是电中性的。分子胶体微粒大都不带电，如淀粉溶液。书写胶体制备的反应方程式时生成的不溶物质不写“”符号，这是因为胶粒带同种电荷相互排斥，没有凝集成大颗粒而沉淀下来。制备 Fe(OH)3 胶体溶液是向沸水中滴加 FeCl3饱和溶液。其离子方程式为：Fe3 3H 2O Fe(OH)3(胶体)3H 制备 AgI 胶体是将 810 滴 0.01mol/L 的 AgNO3溶液滴入 10mL 0.01mol/L 的 KI 溶液中（浓度不能大，否则要产生 AgI 沉淀）电解质溶液聚沉作用大小除和电解质溶液及电解质离子本性有关外，一般是：离子的电荷数越多，
22、离子半径越小，聚沉能力越大。如使带负电荷胶粒聚沉的阳离子 Al3 Fe 3 。使带正电荷胶粒聚沉的阴离子能力Fe(CN) 64 Fe(CN) 63 ，但淀粉胶体微粒因不吸附离子而不带电荷，所以加入少量电解质不凝聚，也无电泳现象。(九)原子组成与结构1、常见等电子体核外电子总数为 2 个的粒子：He、H 、Li 、Be 2 。 核 外 电 子 总 数 为 10 个 的 粒 子 ： Ne、 HF、 H2O、 NH3、 CH4（ 分 子 类 ） ；Na 、 Mg2 、 Al3 、NH 4 、H 3O （阳离子类）；N 3 、O 2 、F 、OH 、NH 2 （阴离子类）。核外电子总数为 18 个电子
23、的粒子：Ar、HCl、H 2S、PH 3、F 2、H 2O2、C 2H6、CH 3OH、N 2H4、CH 3NH2、NH 2OH、CH 3F（分子类），K+、Ca 2+、（阳离子类）；P 3 、S 2 、Cl （阴离子类）。2、元素、核素、同位素的比较元素 核素 同位素概念具有一定核电荷数（质子数）的同类原子的总称具有相同数目的质子和一定数目的中子的一种原子质子数相同而中子数不同的同一元素的原子或同一元素的不同核素范围宏观概念，对同类原子而言，既有游离态又有化合态微观概念，对某种元素的一种原子而言微观概念，对某种元素的原子而言。因同位素的存在而使原子种类多于元素种类特性主要通过形成的单质或化合
24、的来体现不同的核素可能质子数相同或中子数相同，或质量数相同，或各类数均不相同同位素质量数不同，化学性质相同；天然同位素所占原子百分含量一般不变；同位素构成的化合物如H2O、D 2O、T 2O 物理性质不同，但化学性质相同实例 H、OH、D、T； C、16Mg 不同核素241H、T、D 为 H 的三种同位素(十)元素周期表中的主要变化规律项目 同周期（左右） 同主族（上下）核外荷数 逐渐增加 增加电子层数 相同 增多原子半径 逐渐增小 逐渐增大原子结构 最外层电子数 逐渐增多 相等化合价 最高正价由17；负价数族序数8 最高正价、负价数相同，最高正价族序数元素的金属性和非金属性金属性逐渐减弱、非
25、金属性逐渐增强金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱单质的氧化性、还原性 还原性减弱、氧化性增强 氧化性减弱、还原性增强最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 碱性减弱、酸性增强 酸性减弱、碱性增强性质气态氢化物稳定性 渐增 渐减(十一)化学键与分子结构1、非极性分子和极性分子非极性分子：分子中正负电荷中心重合，从整体来看电荷分布是均匀的，对称的。这样的分子为非极性分子。当分子中各键均为非极性键时，分子是非极性分子。当一个分子中各个键都相同，均为极性键，但该分子的构型是对称的，则分子内正负电荷中心可以重合。这样的分子是非极性分子，如 CH4、CO 2。总之，非极性分子中不一定只含非极性键。极性分子：分子中
26、正负电荷中心不能重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的、不对称的。这样的分子为极性分子，以极性键结合的双原子分子，必为极性分子，以极性键结合的多原子分子，若分子的构型不完全对称，则分子内正负电荷必然不重合，则为极性分子。总之，极性分子中必定会有极性键。但含有极性键的分子不一定是极性分子。常见分子的构型及分子极性判断 ABn型分子极性的经验规律若中心原子 A 的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，若不等则为极性分子。如 BH3、BF 3、CH 4、CCl 4、CO 2、CS 2、PCl 5、SO 3等均为非极性分子，NH3、PH 3、PCl 3、H 2O、H 2S、SO 2
27、等均为极性分子。ABn分子内中心原子 A 若有孤对电子（未参与成键的电子对）则分子为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。2、化学键与物质类别关系规律只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如 I2、H 2、P 4、金刚石、晶体硅等。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CCl4、NH 3、SiO 2、CS 2等。既有极性键又有非极性键的物质：如 H2O2、C 2H2、CH 3CH3、C 6H6（苯）等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、K 2O、NaH 等既有离子键又有非极性键的物质，如 Na2O2、Na 2
28、Sx、CaC 2等由离子键、共价键、配位键构成的物质，如 NH4Cl 等无化学键的物质：稀有气体（单原子分子）。(十二)化学平衡1、影响化学反应速率的因素内因（决定因素）化学反应速率是由参加反应的物质的性质决定的。外因（影响因素）浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。注意：增加固体物质或纯液体的量，因其浓度是个定值，故不影响反应速率（不考虑表面积的影响）。压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大压强，气体的体积减小，浓度增大，反应速率加快。注意：由于压强对固体、液体的体积几乎无影响，因此，对无气体参加的反应，压强对反应速率的影响可忽略不计。温度：当其他条件不变时，升
29、高温度，反应速率加快。一般来说，温度每升高 10，反应速率增大到原来的 24 倍。催化剂：催化剂有正负之分。使用正催化剂，反应速率显著增大；使用负催化剂，反应速率显著减慢。不特别指明时，指的是正催化剂。2、外界条件同时对 V 正、 V 逆的影响增大反应物浓度， V 正急剧增大， V 逆逐渐增大；减小反应物的浓度， V 正急剧减小，V 逆逐渐减小加压对有气体参加或生成的可逆反应， V 正、 V 逆均增大，气体分子数大的一侧增大的倍数大于气体分子数小的一侧增大的倍数；降压 V 正、 V 逆均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数。升温， V 正、 V 逆一般均加快，吸热
30、反应增大的倍数大于放热反应增加的倍数；降温， V正、 V 逆一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。加催化剂可同倍地改变 V 正、 V 逆3、可逆反应达到平衡状态的标志 V 正 V 逆，如对反应 mA(g)nB(g) pC(g) 生成 A 的速率与消耗 A 的速率相等。 生成 A 的速率与消耗 B 的速率之比为 m：n。 生成 B 的速率与生成 C 的速率之比为 n：p。各组成成分的量保持不变这些量包括：各组成成分的物质的量、体积、浓度、体积分数、物质的量分数、反应的转化率等。混合体系的某些总量保持不变对于反应前后气体体积发生变化的可逆反应，混合气体的总压强、总体积、总物质的量及
31、体系平均相对分子质量、密度等不变。(十三)电离平衡1、水的电离和溶液的 pH 计算水的电离水是极弱的电解质，纯水中存在着电离平衡，其电离方程式为：2H 2O H3O OH ，通常简写成 H2O H OH ，25时，c(H )c(OH )110 7molL 。水的离子积常数 KwKwc(H ) c(OH )，25时，K w110 14 。K w的意义Kw是一个很重要的常数，它反映了一定温度下的水中 H 浓度和 OH 浓度之间的关系。改变条件对水的电离平衡的影响平衡移动方向c(H )的变化c(OH )的变化c(H ) 与 c(OH )的关系 Kw溶液的性质升高温度 向右 增大 增大 c(H ) c
32、(OH ) 增大 中性加入少量H2SO4 向左 增大 减小 c(H ) c(OH ) 不变 酸性加入少量NaOH 向左 减小 增大 c(H ) c(OH ) 不变 碱性有关 pH 计算的主要题型及计算方法根据 pHlg c(H )，因此计算溶液的 pH 的关键是计算溶液中 H 的浓度。变 化改 变常见的题型有：有关酸碱溶液稀释后 pH 的计算a、酸稀释后，先求稀释后 c(H )，再求 pH；碱稀释后，先求稀释后 c(OH )，根据 Kwc(H ) c(OH )，求出 c(H )，最后再求 pH。b、一定浓度的强酸或强碱溶液用水稀释 10a倍体积，溶液中 c(H ) 或 c(OH )也被稀释到同
33、样倍数，浓度变为原来的 1/10a，则溶液的 pH 将增大或减小 a 个单位。c、一定浓度的弱酸或弱碱用水稀释 10a倍体积，由于电离程度增大，使得 c(H ) 或c(OH )减小的不到 1/10a，因此 pH 增大或减小不到 a 个单位。d、稀酸、稀碱无限稀释后，因水的电离已是影响 pH 的主要因素，因此 pH 接近于 7。即稀酸无限稀释后，pH 不可能大于 7，弱碱无限稀释后 pH 不可能小于 7。有关酸碱混合 pH 的计算A. 两种强酸混合，先计算混合后 c(H )，再计算 pH。混合后c(H ) 1( )V c2(H )B. 两种强碱混合，先计算混合后 c(OH )，然后计算 c(H
34、)，最后计算 pH。混合后(O ) 1( ) 2(O )pHlg c(H )。C. 强酸、强碱混合后，要发生酸碱中和反应，因此需判断后再计算若 n (H )n(OH )，酸碱恰好完全反应，则 pH7；若 n (H )n(OH )，则酸过量，先求反应后溶液中 c(H )，再计算 pH，此时 pH7若 n (H )n(OH )，则碱过量，先求反应后溶液中 c(OH )，再求出 c(H )，然后计算pH，此时 pH72、盐类水解方程式的书写方法由于盐类水解与酸碱中和互为可逆过程，所以盐类水解一般不彻底，书写离子反应方程式时，只能用“ ”，而不能用“ ”，生成的不溶物不记“”，生成的气态产物也不记“”
35、符号，如 AlCl3水解的离子方程式为 Al3 3H 2O Al(OH)33H 多元弱酸的电离是分步进行的，多元弱酸形成的盐水解时也是分步进行的，如H2CO3 H+HCO 3 ，而 Na2CO3的水解，首先 CO32 H 2O HCO3 OH ，生成的HCO3 再水解 HCO3 H 2O CO32 OH 。较易水解的阳离子如 Al3+、Fe 3+等，较易水解的阴离子如 CO32 （或 HCO3 ）、AlO 2 等，在溶液中双水解十分强烈，可完全水解，此时应用“ ”并标明“”及“”符号。Fe3+3HCO 3 Fe(OH)33CO 2， 2Al 3 3S 2 6H 2O 2Al(OH)33H 2S
36、3、守恒法在处理溶液问题的应用在解答电解质溶液中微粒浓度之间的关系的有关问题，特别是等式关系时，经常用到守恒原理。电荷守恒：溶液中阳离子所带的总正电荷数与阴离子所带的总负电荷数相等，整个溶液显电中性。如 Na2S 溶液中：c(Na )c(H )2 c(S 2 )c(HS )c(OH )物料守恒：在电解质溶液中，某物质（或微粒）的总浓度等于该物质电离或水解所产生的各物质平衡浓度之和。质守恒：溶液中得质子的微粒得质子的总数与失质子的微粒失去质子的总数相等。c(H KW(O质子守恒式一般可由上述电荷守恒式、物料守恒式联立求得。4、 中和滴定误差分析（以标准盐酸滴定 NaOH 溶液为例）编号 操作错误
37、 待测值 理由 V 2V 1V（酸）1 未用标准盐酸洗滴定管 偏高 V（酸）变大2 滴定速度过快，未摇匀，指示剂已变色 偏高 V（酸）变大3 滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失 偏高 V（酸）读数变大4 滴定前读数正确，滴定后俯视读数 偏低 V（酸）读数变小5 滴定前读数正确，滴定后仰视读数 偏高 V（酸）读数变大6 未用待测碱液洗移液管 偏低 V（酸）量减小7 滴定前，用待测碱液润洗锥形瓶 偏高 V（酸）量增大8 快速滴定后，立即读数 偏高 V（酸）量增大5、电解时，溶液中阴、阳两极离子的放电顺序电解时两极的放电顺序，与电极材料（非惰性金属为阳极，阳极本身放电），电镀、电解质溶液中离子本身的氧
38、化性、还原性（本性）、离子浓度电镀锌时，因 c(Zn2 )比c(H )大得多，Zn 2 放电而 H 未放电等因素有关。若以惰性电极进行电解，其阴阳两极各离子放电顺序在不考虑浓度大小影响时，一般为：阴极（阳离子）放电顺序（氧化性）Au3 Ag Hg 2 Cu 2 H Pb 2 Sn 2 Ni 2 Fe 2 Zn 2 Mn 2 Al Mg 2Na Ca 2 K 阳极（阴离子）放电顺序（还原性）S2 I Br OH NO 3 SO 42 F 6、以惰性电极电解的类型及 pH 变化规律以惰性电极电解时，按其中 OH、 、H 放电情形的不同，电解可分如下几种类型：OH 、 、H 均放电，相当于只电解水。
39、凡含氧酸，可溶性强碱，活泼金属的含氧酸盐等电解均属于此种类型，其电解方程式均为：2H 2O 电 解2H2O 2。其电解后 pH 变化规律为：含氧酸，电解后 pH 变小；强碱，电解后 pH 变大；盐，电解后 pH 基本不变。只有 H 放电，而 OH、 不放电，此类因 H 放电消耗，会使电解后溶液的 pH 升高。凡活泼金属的无氧酸盐（除氟化物外）均属此类，如电解 NaCl 溶液：2NaCl2H 2O 电 解2NaOH H2Cl 2。电解盐酸：2HCl电 解H2Cl 2等只有 OH、 放电，而 H 不放电。此类因 OH、 放电而消耗，使电解溶液的 pH 下降，凡不活泼金属的含氧酸盐均如此。如电解 C
40、uSO4溶液：2CuSO 42H 2O电 解2CuO 22H 2SO4。OH 、 、H 均未放电，相当只电解电解质，凡不活泼金属无氧酸盐（除氟化物外）均属此类，因该类大多水解呈酸性，电解时 pH 略增大或基本不变，如电解 CuCl2溶液：CuCl2电 解CuCl 2第二部分 元素及其化合物1、 元素化合物知识包括金属和非金属两部分，是高中化学的基础知识之一。知识特点是作为化学基本概念、原理、实验和计算的载体，其信息量大，反应复杂，常作为综合试题的知识背景或突破思维的解题题眼。2、 注意处理好两个关系，必须先处理好元素化合物知识的内部关系，方法是：“抓重点，理关系，用规律，全考虑”。 抓重点：以
41、每族典型元素为代表，以化学性质为抓手，依次学习其存在、制法、用途、检验等“一条龙”知识，做到牵一发而动全身 理关系：依据知识内在联系，按单质氧化物氧化物的水化物盐的顺序，将零碎的知识编织成网络，建立起完整的知识结构，做到滴水不漏 用规律：用好化学反应特有的规律，如以强置弱等规律，弄清物质间相互反应。 全考虑：将元素化合物作为一个整体、一个系统理解，从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。另一方面是处理好元素化合物知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系，采取的方法是“分析与综合、抽象与具体”。 分析：将综合试题拆分思考。 综合：将分散的“点”衔接到已有的元素化合物知识“块”
42、中。 抽象：在分析综合基础上，提取相关信息。 具体：将提取出的信息具体化，衔接到综合试题中，从而完整解题。(一) 元素非金属性的强弱规律常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。元素非金属性与非金属单质活泼性的区别：元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强；核电荷数：核电荷数越大，吸引电子能力越强；最外层电子数：同周期元素，最外层电子越多，吸引电子能力越强。但由于某些非金属单质是双原子分子，原子是以强列的共价键相结合（如 N N 等），当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形
43、成原子，表现为单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。非金属性强弱的判断依据及其应用元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。这种能力的大小取决于原子半径、 核电荷数、最外层电子数，题目常通过以下几方面比较元素的非金属性。 非金属单质与 H2化合的条件及难易程度； 氢化物的稳定性； 最高价氧化物对应水化物的酸性； 非金属间的置换反应； 非金属单质对应阴离子的还原性； 与变价金属反应时，金属所呈现的化合价； 元素在化合物中化合价的相对高低（如在 HClO 中，氯元素显正价，氧元素显负价，则说明氧的非金属性比氯强）等。(二)卤族元素1、卤族元素主要性质的递变性（从 FI）单质颜
44、色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小；元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强；与 H2化合，与 H2O 反应由易到难；气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强；最高价氧化物的水化物酸性减弱；前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。2、卤化氢均为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，在空气中形成酸雾。氟化氢（HF）：很稳定，高温极难分解，其水溶液是氢氟酸，弱酸，有剧毒，能腐蚀玻璃。氯化氢（HCl）：稳定，在 1000以上少量分解，其水溶液为氢氯酸，俗称盐酸，强酸溴化氢（HBr）：较不稳定，加热时少量分解，其水溶液为氢溴酸，酸性比盐酸强，HBr还原性比 HCl
45、强，遇浓硫酸被氧化为单质溴（Br 2）。碘化氢（HI）：很不稳定，受热分解，其水溶液为氢碘酸，酸性比氢溴酸强，HI 是强还原剂，遇浓硫酸易被氧化为单质硫。3、卤素及其化合物主要特性氟及其化合物的特殊性质 卤素单质 Cl2、Br 2、I 2与 H2化合都需要一定条件，惟独 F2在黑暗处就可与 H2化合爆炸。 卤素单质 Cl2、Br 2、I 2与水反应的通式为：X 2 H 2O HXHXO（I 2与水反应极弱），但 F2与 H2O 反应却是：2F 22H 2O 4HFO 2 氟无正价，其他都有正价 HF 有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF 能腐蚀玻璃； CaF2不溶于水，AgF 易溶于水
46、，氟可与某些稀有气体元素形成化合物。溴的特性溴在常温下为红棕色液体（惟一的液态非金属单质），极易挥发产生红棕色有毒的溴蒸气，因而实验室通常将溴密闭保存在阴冷处，并在盛有液溴的试剂瓶内常加适量水。盛装溴的试剂瓶不能用橡皮塞（腐蚀橡胶）。碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华（常用于分离提纯碘），遇淀粉变蓝色（常用来检验碘的存在），碘的氧化性较其他卤素弱，与变价金属铁反应生成 FeI2而不是 FeI3。(三)氧族元素1、氧族元素的相似性和递变性最外层均为 6 个电子，电子层数依次增加，次外层 O 为 2 个，S 为 8 个，Se、Te 均为18 个电子。氧通常显2 价，硫、硒、碲常见的化合物为：2 价、4 价、6 价，都能与多数金属反应。氧化物有两种 RO2和 RO3，其对应水化物 H2RO3、H 2RO4均为含氧酸，具有酸的通性。它们的氢化物除 H2O 外，其余的 H2S、H 2Se、H 2Te 均为气体，有恶臭、有毒，溶于水形成无氧酸，都具有还原性。核电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，而失电子的能力逐渐增强。单质的状态由气态到固态，熔沸点也依次升高，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，氧化性依次减弱。含氧酸的酸性依次减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。2、硫酸
