1．阿伏加德罗常数：

（1）条件问题：常温、常压下气体摩尔体积增大，不能使用22.4 L/mol。

（2）状态问题：标准状况时，H 2O、N2O4、碳原子数大于4的烃、二氯甲烷、三氯甲烷（氯仿）、四氯化碳等大部分卤代烃、含氧衍生物等为液态或固态；SO3、P2O5等为固态，不能使用22.4 L/mol。

（3）某些物质中的化学键数目：如白磷（31 g白磷含1.5 mol P－P键）、金刚石（12 g金刚石含2 mol C－C键）、晶体硅（1 mol Si含2 mol Si－Si键）及晶体SiO 2（60 g二氧化硅晶体含4 mol Si－O键）、Cn（1 mol Cn含nmol单键，n/2 mol 双键）等。

（4）某些特殊反应中的电子转移数目：如Na 2O2与H2O、CO2的反应（1 mol Na2O2转移1 mol电子；Cl2与H2O、NaOH的反应（1 mol Cl2转移1 mol电子。若1 mol Cl2作氧化剂，则转移2 mol电子）；Cu与硫的反应（1 mol Cu反应转移1 mol电子或1 mol S反应转移2 mol电子）及与Fe有关的反应（与非氧化性酸、盐的置换变为Fe2+、而与氯气等反应而被氧化为Fe3+等）。

（5）电解质溶液中因微粒的电离或水解造成微粒数目的变化：如强电解质HCl、HNO 3等因完全电离，不存在电解质分子；弱电解质CH3COOH、HClO等因部分电离，而使溶液中CH3COOH、HClO浓度减小；Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因发生水解使该种粒子数目减少；Fe3+、Al3+、CO32–等因发生水解反应而使溶液中阳离子或阴离子总数增多等。

（6）由于生成小分子的聚集体(胶体)使溶液中的微粒数减少：如1 mol Fe 3+形成Fe(OH)3胶体时，微粒数目少于1 mol。

（7）此外，还应注意由物质的量浓度计算微粒时，是否告知了溶液的体积（如1mol/L Na2CO3溶液中Na+为2NA是错的）；计算的是溶质所含分子数，还是溶液中的所有分子（应考虑溶剂水）数；某些微粒的电子数计算时应区分是微粒所含的电子总数还是价电子数，并注意微粒的带电情况（加上所带负电荷总数或减去所带正电荷总数）。

2．氧化还原反应：（本质是电子发生转移，特征是化合价发生变化（有升必有降））

还原剂升失氧、氧化剂降得还

氧化性：氧化剂＞氧化产物

还原性：还原剂＞还原产物

常见的重要强氧化剂：F2、O2、 Cl2、Br2、Fe3+、MnO2、Na2O2、H2O2、HClO(ClO-)、浓或稀HNO3、浓H2SO4、KMnO4等；

常见氧化剂反应时化合价变化：Cl2→Cl-、 Br2→Br-、 O2→负二价O、 MnO2→Mn2+、 MnO4-（H+）→Mn2+、 H2SO4（浓）→SO2、 HNO3（浓）→ NO2HNO3（稀）→ NO ClO3- →Cl-、Fe3+→Fe2+、Cr2O72-→Cr3+Na2O2→负二价O、H2O2→H2O、HClO→Cl-。

氧化性：MnO4- >Cl2>Br2>Fe3+ >I2

常见的重要强还原剂：活泼金属单质Na、Mg等、Fe2+、S2-、H2S、I -、SO2、H2SO3、Na2SO3（SO32-）等。

常见还原剂反应时化合价变化：金属→金属阳离子-、C及CO→CO2、SO2→SO3或SO42-（有水时）、 I-→I2、S2- →S、Fe2+→Fe3+、 SO32-→SO42-、 Br-→Br2、H2→H+、Si→+4价Si

还原性：S2-> SO32-> I-> Fe2+> Br-> Cl-

通常情况下强氧化剂遇到强还原剂则发生氧化还原反应。

3．离子方程式判断常见错误及原因分析：

离子方程式书写的基本规律要求：（写、拆、删、查四个步骤来写）

（1）合事实：离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。

（2）式正确：化学式与离子符号使用正确合理。只能强酸、强碱、可溶性盐可以拆成离子形式，其它类型只能写分子式或化学式。

（3）号实际：“=”“”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。

（4）两守恒：两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。

（5）明类型：分清类型，注意少量、过量等。

（6）细检查：结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。

例如：

(1)违背反应客观事实

常见要注意的有：Fe与盐酸等非氧化酸或Cu2+、Ag+等反应只生成Fe2+，少量的铁与硝酸反应生成Fe3+，而过量的铁与硝酸反应则生成Fe2+；少量的CO2（或SO2）与碱或盐反应生成CO32-（或SO32-）-，过量的CO2（或SO2）与碱或盐反应则生成HCO3-（或HSO3-）；有强氧化性的物质与有强还原性的物质反应发生的是氧化还原反应不是复分解反应。

如：Fe2O3与氢碘酸：Fe2O3＋6H+＝2 Fe3+＋3H2O错因：忽视了Fe3+与I-发生氧化一还原反应

(2)违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡

如：FeCl2溶液中通Cl2 ：Fe2+＋Cl2＝Fe3+＋2Cl- 错因：电子得失不相等，离子电荷不守恒

(3)混淆化学式（分子式）和离子书写形式。

如：NaOH溶液中通入HI：OH-＋HI＝H2O＋I-错因：HI误认为弱酸.

(4)反应条件或环境不分（强酸性下不能生成OH-，强碱性下不能生成H+）

如：次氯酸钠中加浓HCl：ClO-＋H+＋Cl-＝OH-＋Cl2↑错因：强酸制得强碱

(5)忽视一种物质中阴、阳离子配比.

如：H2SO4溶液加入Ba(OH)2溶液:Ba2+＋OH-＋H+＋SO42-＝BaSO4↓＋H2O

正确：Ba2+＋2OH-＋2H+＋SO42-＝BaSO4↓＋2H2O

(6)“＝”“ ”“↑”“↓”符号运用不当；如S2-+ 2 H2O = H2S ↑+ 2OH-是错的。

注意：盐的水解一般是可逆的，要用逆号，水解一般是微弱的，故不能 “↓”或“↑”，多元弱酸的阴离子的水解是分步水解的且第一步是主要的。如：Al3+＋3H2O＝Al(OH)3↓＋3H+是错误的。应为如：Al3+＋3H2OAl(OH)3＋3H+；硫化钠水解为S2-+H2O HS-+ OH-。

4．离子共存问题：通常将阴阳离子结合看

（a）是否有沉淀生成、气体放出；（b）是否有弱电解质生成；（c）是否发生氧化还原反应；（d）是否生成络离子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+[Cu(NH3)4]2+等]；（e）是否发生双水解等进行判断。具体如下所列。（下面所列（3）中实质是阴离子OH-与弱酸的酸式阴离子中电离H+的作用；（6）中也有阴离子与阴离子作用）

（1）弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中：Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均与OH–不能大量共存（与OH–生成弱碱）。

（2）弱酸阴离子只存在于碱性溶液中：CH3COO–、F–、CO32–、SO32–、S2–、PO43–、 AlO2–均与H+不能大量共存（与H+生成弱酸）。

（3）弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存。它们遇强酸（H+）会生成弱酸分子；遇强碱（OH–）会生成正盐和水：HSO3–、HCO3–、HS–、H2PO4–、HPO42–等。

（4）若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐，则不能大量共存：Ba2+、Ca2+与CO32–、SO32–、PO43–、SO42–等；Ag+与Cl–、Br–、I– 等；Ca2+与F–，C2O42–等。

（5）若阴、阳离子发生双水解反应，则不能大量共存：Al3+与HCO3–、CO32–、HS–、S2–、AlO2–等；Fe3+与HCO3–、CO32–、AlO2–等。

（6）若阴、阳离子能发生氧化还原反应则不能大量共存：Fe3+与I–、S2–；MnO4–（H+）与I–、Br–、Cl–、S2–、SO32–、Fe2+等；NO3–（H+）与I–、S2–、SO32–、Fe2+等；ClO–与I–、S2–、SO32–、Fe2+等。

（7）因络合反应或其它反应而不能大量共存：Fe3+与SCN–；Al3+与F–等（AlF63–）。

（8）此外，还有与Al反应反应产生氢气的溶液，说明溶液可能含H+；也可能含OH–（含H+时一定不含NO3–）；常温时水电离出的c(H+)＝10–13mol/L（小于10–7）说明可能含H+或OH–；若溶液无色则不存在Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄色)、Cu2+(蓝色)、MnO4–(紫红色)。

5．元素周期率与元素周期表

（1）判断金属性或非金属性的强弱

金属性强弱	非金属性强弱
①最高价氧化物水化物碱性强弱	①最高价氧化物水化物酸性强弱
②与水或酸反应，置换出H2的易难	②与H2化合的易难或生成氢化物稳定性
③活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属	③活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质

（2）比较微粒半径的大小

①核电荷数相同的微粒，电子数越多，则半径越大：阳离子半径＜原子半径＜阴离子半径如：H+＜H＜H–；Fe＞Fe2+＞Fe3+；Na+＜Na；Cl＜Cl–

②电子层数相同的微粒，核电荷数越多则半径越小．

如：H–＞Li+＞Be2+、Na+＞Mg2+＞Al3+、同周期：原子半径从左到右递减。

③最外层电子数相同但电子层数不同的微粒，电子层数多半径越大。如Na+＞Be2+、同主族：无论是金属还是非金属，无论是原子半径还是离子半径从上到下递增。

同周期元素的离子半径比较时要把阴阳离子分开。同周期非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径。例如：Na+＜Cl–；第三周期，原子半径最小的是Cl，离子半径最小的是Al3+

（3）元素周期结构

（4）位、构、性间关系

6．电解质溶液

（1）溶液的导电性：溶液的导电性取决于溶液中自由移动的离子的浓度及离子所带的电荷数。强电解质溶液的导电性不一定强，相反，弱电解质溶液的导电性不一定弱。

（2）弱电解质的电离程度、能水解盐的水解程度与电解质浓度间的关系：弱酸或弱碱的浓度越大，则其酸性或碱性越强，但其电离程度越小；强酸弱碱盐或弱酸强碱盐的浓度越大，则其酸性或碱性越强，但其水解程度越小。稀释会促进弱电解质的电离，稀释也会促进盐的水解。（加水稀释会促进弱电解质的电离，但弱电解质稀溶液加水稀释时，由电解质电离出的离子物质的量增大了，但浓度却变小了；升温会促进弱电解质的电离或盐的水解）。

加酸碱会抑制水的电离，常温下会使由水电离出的H+或OH-浓度小于1×10-7mol/L，加会水解的盐会促进水的电离，常温下会使由水电离出的H+或OH-浓度大于1×10-7mol/L。

（3）溶液中微粒浓度的比较

① 微粒浓度的大小比较

首先判断溶液中的溶质，记住弱电解质的电离是微弱的，盐的水解也是微弱的，若只有一种溶质直接判断，如CH3COOH溶液：c（CH3COOH）>c（CH3COO-）>c（H+）>c（OH-）。CH3COONa溶液：c（Na+）>c（CH3COO-）>c（H+）>c（CH3COOH）>c（OH-）。若有两种溶质，看能否反应，若不能直接判断；若能反应（酸与碱可反应，强酸与弱酸盐可反应，强碱与弱碱盐可反应），先认为它们完全反应，然后就用生成的物质与剩下的物质进行考虑，注意混合后体积的变化造成浓度的变化。常常根据溶液的酸碱性及电荷守恒判断离子浓度的大小。

② 微粒浓度间的守恒关系：

电荷守恒：溶液中阴阳离子所带的正负电荷总数应相等。例：C mol / L的NaHCO3溶液中：C(Na+) +C(H+) = C(HCO3-) +2C(CO32-) + C(OH-)

物料守恒：某组分的原始浓度C应等于它在溶液中各种存在形式的浓度之和。

例：C mol / L NaHCO3溶液中：C = C(Na+) = C(HCO3-) + C(CO32-) + C(H2CO3)

C mol / L Na2S溶液中：C(Na+) = 2C = 2[ C(S2-) + C(HS-) +C(H2S) ]

注意：此二平衡经常相互代换，衍变出不同的变式。

二、无机框图中的题眼

1．中学化学中的颜色

（1）焰色反应：Na+(黄色)、K+(紫色，透过蓝色钴玻璃)

（2）有色溶液：Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄色)、Cu2+(蓝色)、MnO4–(紫红色)、Fe(SCN)3(血红色)

（3）有色不溶于水的固体：红色：Cu（紫红色）、Cu2O（砖红色）、Fe2O3（红棕色）；红褐色固体：Fe(OH)3；蓝色固体：Cu(OH)2；黑色固体：CuO、FeO、MnO2、FeS、CuS、Cu2S、Ag2S、PbS、铁粉（一整块的固体纯铁是银白色的）；浅黄色固体：S、AgBr（Na2O2为浅黄色会与水反应的固体）；黄色固体：AgI、Ag3PO4(可溶于稀硝酸)；白色固体：Fe(OH)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3等。

（4）反应中的颜色变化

① Fe2+与OH–反应：产生白色絮状沉淀，迅速转变成灰绿色，最后变成红褐色。

② I2遇淀粉溶液：溶液呈蓝色。

③ 苯酚中加过量浓溴水：产生白色沉淀（三溴苯酚能溶于苯酚、苯等有机物）。

④ 苯酚中加FeCl3溶液：溶液呈紫色。

⑤ Fe3+与SCN–：溶液呈血红色。

⑥ 蛋白质溶液与浓硝酸：出现黄色浑浊（蛋白质的变性）。

附表1 卤素单质及其溶液（由稀到浓）颜色

卤素	气态	液态	固态	水溶液	有机溶液
氟	淡黄绿色
氯	黄绿色	黄绿色		黄绿色
溴	红棕色	深红棕色		黄→橙色	橙红→红棕色
碘	紫红色		紫黑色	棕黄→褐色	紫→紫红色

注：（1）常见有机溶剂为密度小于水的苯、酒精、汽油；密度大于水的CCl4、CS2等，它们均为无色。

（2）碘酒：褐色

附表2 常用酸碱指示剂变色范围

指示剂	PH范围	酸色	碱色
甲基橙	3.1～4.4橙色	红色（pH＜3.1）	黄色（pH＞4.4）
甲基红	4.4～6.2橙色	红色（pH＜4.4）	黄色（pH＞6.2）
石蕊	5.0～8.0紫色	红色（pH＜5.0）	蓝色（pH＞8.0）
酚酞	8.2～10.0粉红色	无色（pH＜8.2）	红色（pH＞10.0）

注：（1）蓝色石蕊试纸遇酸变红；红色石蕊试纸遇碱变蓝。

（2）pH试纸（黄色）遇酸变红，遇碱变蓝。

其它

1．久置的浓硝酸（溶有NO2）呈黄色，工业盐酸（含杂质Fe3+）呈黄色。

2． I2与淀粉溶液作用呈蓝色。

3．蛋白质与浓硝酸作用呈黄色。

2．中学化学中的气体

（1）常见气体单质：H2、N2、O2、Cl2

（2）有颜色的气体：Cl2(黄绿色)、溴蒸气(红棕色)、NO2(红棕色)。

（3）易液化的气体：NH3、Cl2、SO2。

（4）有毒的气体：F2、O3、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO（NO、CO均能与血红蛋白失去携氧能力）、NO2(制备时需在通风橱内进行)。

（5）极易溶于水的气体：NH3、HCl、HBr、HF；易溶于水的气体：NO2、SO2；能溶于水的气体：CO2、Cl2、H2S；会与水剧烈反应的气体：F2。会溶于的水的气体除CO2其余都有气味（大部分为刺激性气味，H2S为臭鸡蛋气味）

（6）具有漂白性的气体：Cl2(潮湿)、O3、SO2。

注意：Cl2(潮湿)、O3因强氧化性而漂白(潮湿Cl2中存在HClO)；SO2因与有色物质化合生成不稳定无色物质而漂白；焦碳因多孔结构，吸附有色物质而漂白。

（7）能使石蕊试液先变红后褪色的气体为：Cl2(SO2使石蕊试液显红色)。

（8）能使品红溶液褪色的气体：SO2(加热时又恢复红色)、Cl2(加入AgNO3溶液出现白色沉淀)。

（9）能使无水硫酸铜变蓝的气体：水蒸气。

（10）能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝的气体：Cl2、Br2、NO2、O3。

（11）不能用浓硫酸干燥的气体：NH3、H2S、HBr、HI。

（12）不能用无水CaCl2干燥的气体：NH3(原因：生成：CaCl2·8NH3)。

3、 现象：

1）、铝片与盐酸反应是放热的，Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的；

2）、Na与H2O（放有酚酞）反应，浮于水面、熔化成小球、游动、发出嘶嘶的响声，溶液变红。

3）、焰色反应：Na 黄色 、K紫色（透过蓝色的钴玻璃） 、Cu 绿色、Ca砖红；

4）、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟；

5）、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰；

6）、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟；7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾；

8）、SO2通入品红溶液先褪色，加热后恢复原色；

9）、NH3与HCl相遇产生大量的白烟；

10）、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光；

11）、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光，在CO2中燃烧生成白色粉末（MgO），产生黑烟；

12）、铁丝在Cl2中燃烧，产生棕色的烟；

13）、HF腐蚀玻璃；

14）、Fe(OH)2在空气中被氧化：由白色变为灰绿最后变为红褐色；

15）、在常温下：Fe、Al 在浓H2SO4和浓HNO3中钝化；

16）、向盛有苯酚溶液的试管中滴入FeCl3溶液，溶液呈紫色；苯酚遇空气呈粉红色。

17）、蛋白质遇浓HNO3变黄，被灼烧时有烧焦羽毛气味；

18）、在空气中燃烧：S——微弱的淡蓝色火焰 H2——淡蓝色火焰 CO——蓝色火焰 CH4————明亮并呈蓝色的火焰 S在O2中燃烧——明亮的蓝紫色火焰。

4．俗名总结

三、化学实验

1．化学实验中的先与后

（1）加热试管时，应先均匀加热后局部加热。

（2）用排水法收集气体结束时，先移出导管后撤酒精灯。

（3）制取气体时，先检查装置气密性后装药品。

（4）稀释浓硫酸时，应将浓硫酸慢慢注入水中，边加边搅拌。

（5）点燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃气体时，先检验气体的纯度。

（6）检验卤化烃分子的卤元素时，在水解后的溶液中先加稀HNO3中和碱液再加AgNO3溶液。

（7）检验NH3(用红色石蕊试纸)、Cl2(用淀粉KI试纸)等气体时，先用蒸馏水润湿试纸后再与气体接触。

（8）中和滴定实验时，用蒸馏水洗过的滴定管、移液管先用待装液润洗。

（9）焰色反应实验时，每做一次，铂丝应先沾上稀盐酸放在火焰上灼烧到无色时，再做下一次实验。

（10）H2还原CuO时，先通H2后加热，反应完毕后先撤酒精灯，冷却后再停止通H2。

（11）检验蔗糖、淀粉水解产物时，先加NaOH中和催化作用的硫酸，再加新制Cu(OH)2悬浊液或银氨溶液。

2．中学化学实验中的温度计

（1）测液体的温度：如测物质溶解度；实验室制乙烯等。

（2）测蒸气的温度：如实验室蒸馏石油；测定乙醇的沸点等。

（3）测水浴温度：如温度对反应速率影响的反应；苯的硝化反应；苯的磺化反应；制酚醛树脂；银镜反应；酯的水解等。

3．中学化学实验操作中的七原则

1）“从下往上”原则。

2）“从左到右”原则。

3）先“塞”后“定”原则。

4）“固体先放”原则，“液体后加”原则。

5）先验气密性(装入药口前进行)原则。

6）后点酒精灯(所有装置装完后再点酒精灯)原则。

7）连接导管通气是长进短出原则。

4．常见实验装置

（1）气体发生装置：固、固加热型；固、液不加热型；固(液)、液加热型。

（2）各种防倒吸装置——用于防止液体的倒吸。

（3）常见的净化装置和尾气吸收装置

① 常见的净化装置——用于除去气体中的杂质气体。

② 常见的尾气吸收装置——用于吸收尾气。

（4）常见的量气装置——通过排液法测量气体的体积。

（5）过滤、蒸馏、分液装置

5．物质的分离和提纯

（1）物质分离提纯的常用方法

方法	适用范围	举例
过滤	分离不溶性固体和液体混合物	粗盐提纯时，将粗盐溶于水，过滤除去不溶性杂质
结晶	分离溶解度随温度变化差别大的固体混合物	分离KNO3和NaCl的混合物
蒸发	除去溶液中的挥发性溶剂	从食盐水中提取食盐
蒸馏	分离沸点差别大的液体混合物	由普通酒精制取无水酒精
萃取	提取易溶于某种溶剂的物质	用CCl4提取I2水中的I2
分液	分离互不相溶的液体混合物	分离水和苯的混合物

（2）物质分离提纯的常用化学方法

①溶解法：利用特殊的溶剂(或试剂)把杂质溶解而除去，或提取出被提纯物质的一种方法。②沉淀法：利用沉淀反应将杂质转化为沉淀而除去，或将被提纯物质转化为沉淀而分离出来。

③转化法：将杂质转化为被提纯物质而除去的一种方法。

④加热分解法：通过加热将杂质转化成气体而除去的一种方法。

⑤酸碱法：通过加酸、碱调节溶液的pH，从而使杂质转化为沉淀而除去。

⑥氧化还原法：通过加氧化剂或还原剂，将杂质转化为气体、沉淀或其它物质而除去。

⑦离子交换法：通过离子交换树脂除去溶液中的特定离子。

6．常见离子的检验方法

7。特殊试剂的存放和取用10例

1）Na、K：隔绝空气；防氧化，保存在煤油中(或液态烷烃中)，(Li用石蜡密封保存)。用镊子取，玻片上切，滤纸吸煤油，剩余部分随即放人煤油中。

2）白磷：保存在水中，防氧化，放冷暗处。镊子取，立即放入水中用长柄小刀切取，滤纸吸干水分。

3）液Br2：有毒易挥发，盛于磨口的细口瓶中，并用水封。瓶盖严密。

4）I2：易升华，且具有强烈刺激性气味，应保存在用蜡封好的瓶中，放置低温处。

5）浓HNO3，AgNO3：见光易分解，应保存在棕色瓶中，放在低温避光处。

6）固体烧碱：易潮解，应用易于密封的干燥大口瓶保存。瓶口用橡胶塞塞严或用塑料盖盖紧。

7）NH3·H2O：易挥发，应密封放低温处。

8）C6H6、、C6H5—CH3、CH3CH2OH、CH3CH2OCH2CH3：易挥发、易燃，密封存放低温处，并远离火源。

9）Fe2+盐溶液、H2SO3及其盐溶液、氢硫酸及其盐溶液：因易被空气氧化，不宜长期放置，应现用现配。

10）氯水、石灰水、银氨溶液、Cu(OH)2悬浊液等，都要随配随用，不能长时间放置。

11）固体药品要盛放在广口瓶中，液体试剂一般盛放在细口瓶中。

8．中学化学中与“0”有关的实验问题4例及小数点问题

1）滴定管最上面的刻度是0。小数点为两位

2）量筒最下面的刻度是0。小数点为一位

3）温度计中间刻度是0。小数点为一位

4）托盘天平的标尺中央数值是0。小数点为一位

9．棉花团在化学实验中的用途

（1）作反应物： ① 纤维素硝化反应时所用脱脂棉是反应物。 ② 用棉花团包裹Na2O2粉末，然后通过长玻璃管用嘴向Na2O2粉末中吹气，棉花团能燃烧。

（2）作载体

用浸用NaOH溶液的棉花吸收HCl、HBr、HI、H2S、Cl2、Br2、SO2、NO2等气体。

（3）作阻挡物

①阻挡气体：制NH3或HCl时，由于NH3或HCl极易与空气中的水蒸气结合，气压减小，会导致外部空气冲入，里面气体排出，形成对流，难收集纯净气体，在试管口堵一团棉花，管内气体形成一定气压后排出，能防止对流。

② 阻挡液体：制C2H2时，若用大试管作反应器，应在管口放一团棉花，以防止泡沫和液体从导管口喷出。

③ 阻挡固体：A.用KMnO4制取O2时，为防止生成的K2MnO4细小颗粒随O2进入导管或集所瓶，堵塞导管。B.碱石灰等块状固体干燥剂吸水后变为粉末。在干燥管出口内放一团棉花，以保证粉末不进入后续导管或仪器

10．实验安全与意外事故处理

1、预防安全事故

（1）防爆炸：点燃可燃气体（如H2 、CH4 、、CO）或用CO、H2还原Fe2O3、CuO之前，要检验气体的纯度

（2）防暴沸：配制硫酸的水溶液或硫酸的酒精溶液时，要将密度大的浓硫酸缓慢倒入水或酒精中；加热液体时要加沸石或碎瓷片

（3）防失火：实验室中的可燃物质一定要远离火源。不同物质失火时要注意利用不同的方法灭火，例如：Na、K着火，应用沙子扑灭而不能用水或CO2。酒精、油类着火用湿布扑盖，不能用水。

（4）防中毒：①三不：不手拿、不口尝、不直闻

②制取有毒气体 （如H2S、Cl2）时，应在通风橱中进行；且进行尾气处理。

（5）防倒吸：加热法制取并用排水法收集气体或吸收溶解度较大的气体时，要注意熄灯顺序或加装安全瓶。

（5）防堵塞：防止堵塞导管，或使液体顺利流入，或使内外压强相等。

2、意外事故的处理方法

（1）酒精及其他易燃有机物小面积失火：立即用湿布扑盖

（2）钠、磷等失火：迅速用沙土覆盖

（3）少量酸（或碱）滴到桌上：立即用湿布擦净，再用水冲洗

（4）多量酸（或碱）流到桌上：立即用适量NaHCO3溶液（或稀醋酸）作用，后用水冲洗

（5）酸沾到皮肤或衣物上：先用抹布擦拭，后用水冲洗，再用NaHCO3稀溶液冲洗

（6）碱液沾到皮肤上：先用较多水冲洗，再用硼酸溶液洗

（7）酸、碱溅在眼中：立即用水反复冲洗，并不断眨眼

（8）苯酚沾到皮肤上：用酒精擦洗后用水冲洗

（9）白磷沾到皮肤上：用CuSO4溶液清洗，后用稀KMnO4溶液湿敷

（10）溴滴到皮肤上：应立即擦去，再用酒精等无毒有机溶剂洗去

（11）误食重金属盐：应立即口服蛋清或牛奶

（12）汞滴落在桌或地上：应立即撒上硫粉

（2）元素的化学性质主要由原子最外层电子数和原子半径决定。

例如：最外层电子数相等，半径不等（同主族元素），性质出现递变性；Li和Mg、Be和Al的最外层电子数不等，半径相近，性质相似。

（3）原子核外电子排布（掌握1～36号元素）

① 能量最低原理：电子先排能量低的能层和能级，然后由里往外排能量高的（能层和能级均影响电子的能量）。

② 泡里不相容原理：每个原子轨道上最多排2个自旋相反的电子，即原子核外没有2个电子的运动状态完全相同。

③ 洪特规则：电子在能量相同的各个轨道上排布时，电子尽可能分占不同的原子轨道；当轨道上电子呈半满、全满或全空时，体系能量最低。

（4）电离能（In）比较：同一周期从左到右第一电离能（I1）有增大的趋势（第ⅡA族与第ⅤA族反常），同一主族从上到下I1减小。根据用原子的电离能数据也可推测原子的最外层电子数。（见高考密码P150第5题）

（5）电负性：元素的原子吸引电子的能力。元素的电负性越大，则元素的非金属性越强；元素的电负性越小，则元素的金属性越强。电负性相差越大的元素形成化合物时，化合物的离子性越强（相差大于1.7形成离子键）。

2．分子结构与性质

（1）化学键——化学性质（决定分子的稳定性）

	离子键	共价键	金属键
成键微粒	阴、阳离子	原子	金属离子和自由电子
微粒间相互作用	静电作用	共用电子对	静电作用
成键原因	活泼金属(如ⅠA、ⅡA)和活泼非金属(如ⅥA、ⅦA)	成键原子具有未成对电子	金属

（2）化学键理论

① 共价键理论（VB）：共价键的形成实则是电子的配对。该理论不能解释碳形成甲烷分子。

② 杂化轨道理论：能量相近的轨道可以兼并成能量相同的几个等价轨道。用以解释碳能形成甲烷分子（实则是碳原子采取sp3杂化，形成四个兼并轨道，再与氢成键）。杂化后，原子的成键能力增强。

③ 价层电子对互斥模型

a．分子中的价电子对（包括成键电子对和孤电子对）由于相互排斥，尽可能远离，电子对之间夹角越小，排斥力越大。

b．由于孤电子对只受一个原子核的吸引，电子云比较“肥大”，故电子对之间排斥力大小顺序为：孤电子对与孤电子对大于孤电子对与成键电子对大于成键电子对与成键电子对（因此，均采取sp3杂化，电子对构型都为正四面体形的CH4、NH3、H2O分子中键角依次减小）。

c．微粒中价电子对数为：n＝(中心原子的价电子数＋每个配位原子提供的价电子数±微粒所带的电荷数)／2（微粒带负电荷时取“＋”，带正电荷时取“－”）。主族元素的价电子数等于最外层电子数，氢和卤素作为配位原子时，提供一个电子，当ⅥA族元素作为配位原子时，认为不提供电子（由价电子对数可确定中心原子的杂化形式：电子对数分别为2、3、4时，中心原子分别采取sp、sp2、sp3杂化）。

d．当配位原子不是氢、ⅥA、ⅦA族元素时，可运用等电子原理，寻找其熟悉的等电子体来判断其构型。

e．有机物中，C原子旁都是单键时该C原子为sp3杂化（如乙烷），C原子旁有双键时该C原子为sp2杂化（如乙烯），C原子旁有叁键时该C原子为sp杂化（如乙炔）。

④ 等电子原理

a．具有相同原子数目和相同电子总数（或价电子总数）的分子或离子具有相同的结构特征。

b．常见等电子体：N2、CO、CN–、C22–（电子总数为14e–，存在叁键）；CO2、CS2、COS、BeCl2、N3–、OCN–、SCN–（价电子数为16e–，均为直线型）；BCl3、CO32–、SiO32–、NO3–（价电子数为24e–，均为平面正三角形）；NCl3、PCl3、NF3、PF3、SO32–（价电子数为24e–，均为三角锥形）；SiCl4、CCl4、SiO44–、SO42–、PO43–（价电子数为24e–，均为正四面体形）。

（3）分子极性：分子中正、负电荷重心是否重合

① 与键的极性有关；② 与分子的空间构型有关。

w.

类型	实例	键角	键的极性	空间构型	分子的极性
A2	H2、N2、Cl2等	―	非极性键	直线形	非极性分子
AB	HCl、NO、CO等	―	极性键	直线形	极性分子
AB2	CO2、CS2等	180°	极性键	直线形	非极性分子
H2O、H2S等	＜180°	极性键	“V”形	极性分子
SO2分子	120°	极性键	三角形	极性分子
ABC	HCN	180°	极性键	直线形	极性分子
AB3	BF3分子	120°	极性键	三角形	非极性分子
NH3、PCl3等分子	＜109.5°	极性键	三角锥形	极性分子
AB4	CH4、CCl4等分子	109.5°	极性键	正四面体形	非极性分子

ABn型分子若A元素化合价的绝对值等于其最外层电子数则为非极性分子，不等则为极性分子。

（4）相似相溶原理：极性相似，相互溶解，极性相差越大，则溶解度越小。

如：水为强极性分子，强极性的HX、NH3等易溶于水；

有机物均为弱极性或非极性分子，有机物间可相互溶解。

（5）共价键的类型

① 电子对是否偏移：极性键（A—B型，键两边原子不同）和非极性键（A—A型）。

② 成键方式：头碰头——σ键；肩并肩——π键。头碰头时电子云重叠最大，故σ键较π键稳定。当两原子间形成多个共价键时，首先形成一个σ键，其余则只能形成π键。

（6）分子间作用力及氢键——物理性质

① 分子间作用力——范德华力

对于分子组成和结构相似的物质，其相对分子质量越大，范德华力越大，熔、沸点越高。

例如：沸点 F2＜Cl2＜Br2＜I2。

② 氢键

a．形成氢键的因素：含N、O、F，且含有与N、O、F直接相连的H。

b．氢键对物质性质的影响：分子间氢键的形成，使物质在熔化或汽化的过程中，还需克服分子间的氢键，使物质的熔、沸点升高；分子间氢键的形成，可促进能形成氢键的物质之间的相互溶解。

3．晶体结构与性质——物理性质

（1）晶体类型及其性质

	离子晶体	分子晶体	原子晶体	金属晶体
组成微粒	阴、阳离子	分子	原子	金属离子和自由电子
微粒间的相互作用	离子键	分子间作用力	共价键	金属键
是否存在单个分子	不存在	存在	不存在	不存在
熔、沸点	较高	低	很高	高低悬殊
硬度	较大	小	很大	大小悬殊
导电情况	晶体不导电， 溶于水或熔融状态下导电	晶体或熔融状态下不导电， 溶于水时部分晶体能导电	晶体为半导体或绝缘体	晶体导电

（2）晶体熔、沸点高低的比较

一般规律：原子晶体＞离子晶体＞分子晶体。

① 离子晶体：离子晶体的晶格能越大，则离子键越强，晶体熔、沸点越高。

晶格能比较：阴、阳离子所带电荷越多，半径越小，则晶格能越大。

例如：MgO＞NaCl（Mg2+半径小，所带电荷多）。FeO＞NaCl（Fe2+与Cl–电子层数相同，O2–与Na+电子层数相同，但FeO中离子所带电荷数多）

② 分子晶体：组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，分子间作用力越强，晶体的熔、沸点越高。

例如：F2＜Cl2＜Br2＜I2。

此外，当分子形成分子间氢键时，分子晶体的熔、沸点升高。

例如：NH3、H2O、HF的熔、沸点均比同主族下一周期的氢化物来的高。

③ 原子晶体：原子半径越小，键长越短，键能越大，键越牢固，晶体的熔、沸点越高。

例如：金刚石＞二氧化硅＞金刚砂＞晶体硅。

④ 金属晶体：金属离子所带电荷越多，半径越小，金属键越强，晶体的熔、沸点越高。

例如：Na＜Mg＜Al。

（3）晶体化学式的确定

① 分子结构：分子结构中每一个微粒均属于该分子，按结构中的微粒数书写的式子即为其化学式。

② 晶体结构

分摊法：按晶体结构中各微粒对结构单元的贡献计算出的微粒数目的最简整数比书写的式子即为其化学式。（记住金刚石、硅晶体、SiO2、NaCl、CsCl、干冰晶体的结构，见高考密码P152）

（4）金属晶体：金属的导电性、导热性和延展性均与自由电子有关。

4．配合物：中心原子（通常为过渡元素原子或离子）有空轨道，能与可提供孤电子对的分子或离子——配位体（如NH3、H2O、Cl-，NH3中N、H2O中O、Cl-含孤电子对）以配位键结合形成配合物。

Na3AlF6：存在离子键（Na+与AlF63–间）、配位键（Al3+与F–间）。

Ag(NH3)2OH：存在离子键（Ag(NH3)2+与OH–间）、配位键（Ag+与NH3间）。

Cu(NH3)4SO4：存在离子键（Cu(NH3)42+与SO42-间）、配位键（Cu2+与NH3间）。

五、化学与环境

1．臭氧空洞

（1）污染物：CF2Cl2（氟里昂）、NOx等

（2）机理：CF2Cl2在高空紫外线作用下产生氯原子，作O3分解的催化剂。NOx直接作O3分解的催化剂。

（3）危害：紫外辐射增强使患呼吸系统传染病的人增加；受到过多的紫外线照射还会增加皮肤癌和白内障的发病率；强烈的紫外辐射促使皮肤老化；使城市内的烟雾加剧，使橡胶、塑料等有机材料加速老化，使油漆褪色等。

2．酸雨（pH小于5.6）

（1）污染物：氮氧化物（NOx）、硫氧化物（SO2、SO3）。

（2）酸雨的危害：可以侵入肺的深部组织，引起肺水肿等疾病而使人致死；引起河流、湖泊的水体酸化，严重影响水生动植物的生长；破坏土壤、植被、森林；腐蚀金属、油漆、皮革、纺织品及建筑材料；渗入地下，使水中铝、铜、锌、镉的含量比中性地下水中高很多倍。

（3）酸雨的治理

① 钙基固硫：S＋O2SO2、SO2＋CaOCaSO3、2CaSO3＋O22CaSO4（变废为宝）。

② 尾气处理

a．氨水吸收法：2NH3＋SO2＋H2O(NH4)2SO3(NH4)2SO3＋H2SO4SO2↑＋H2O＋(NH4)2SO4（作化肥）

b．石灰乳吸收法：SO2＋Ca(OH)2CaSO3＋H2O；2CaSO3＋O2＋4H2O2CaSO4·2H2O（石膏，变废为宝）

c．饱和Na2SO3溶液吸收法：Na2SO3＋SO2＋H2O2NaHSO3；2NaHSO3Na2SO3＋SO2↑＋H2O（Na2SO3可循环使用）

3．温室效应

（1）污染物：CO2、CH4(为CO2的20倍左右)等。

（2）危害：全球变暖使大气、海洋环流规律变化，加剧“厄而尔尼诺”现象的危害；全球变暖还使极地冰川溶化，海平面上升；引发风暴潮、盐水倒灌。

4．白色污染：一次性塑料餐具、塑料袋。

5．光化学烟雾

（1）污染物：氮氧化物（NOx）、碳氢化合物(汽车尾气中含汽油、柴油等烃类)。

（2）机理：在氮氧化物作用下，空气中O2转变成O3，可将碳氢化合物氧化成酰类物质。光化学烟雾的主要成分为含氮氧化物、O3、酰类物质等。

6．赤潮和水华：赤潮是海洋水体富营养化的结果。富营养化指的是当湖泊、海洋等水中的N、P等植物营养物的浓度超过一定数值时引起的海洋等生态系统的一种恶性循环。若富营养化发生在内河或湖泊中，则称为水华。

7．居室污染气体：HCHO。

8．绿色食品：指无污染、无公害、安全且有营养价值的卫生食品

9．一次污染物：由污染源直接排入环境、其物质性状（物理、化学性质）未发生变化的污染物。也称“原发性污染物”。由它引起的污染称为一次污染或“原发性污染”。

10．二次污染物：由一次污染物转化而成的，排入环境的一次污染物在多种因素（物理、化学、生物）作用下发生变化，或与环境中的其它物质发生反应所形成的与一次污染物不同的新污染物，也称“继发性污染”。

11．一级能源：指自然界以现成形式提供的能源称为一级能源，如煤、石油、天然气等为一级能源。二级能源：指需要依靠其它能源的能量间接制取的能源，如氢气、电力等为二级能源。

12．“空气污染指数API”：目前计入API的项目上暂定为：二氧化硫、氮氧化物和可悬浮颗粒物等。

六、20种重要物质的用途

（1）O3：①漂白剂 ②消毒剂

（2）Cl2：①杀菌消毒 ②制盐酸、漂白剂 ③制氯仿等有机溶剂和多种农药

（3）N2：①焊接金属的保护气 ②填充灯泡 ③保存粮食作物 ④冷冻剂

（4）白磷：①制高纯度磷酸 ②制烟幕弹和燃烧弹

（5）Na：①制Na2O2等 ②冶炼Ti等金属 ③电光源 ④NaK合金作原子反应堆导热剂

（6）Al：①制导线电缆 ②食品饮料的包装 ③制多种合金 ④做机械零件、门窗等

（7）NaCl：①化工原料 ②调味品 ③腌渍食品

（8）CO2：①灭火剂 ②人工降雨 ③温室肥料

（9）NaHCO3：①治疗胃酸过多 ②发酵粉

（10）AgI：①感光材料 ②人工降雨

（11）SO2：①漂白剂 ②杀菌消毒

（12）H2O2：①漂白剂、消毒剂、脱氯剂 ②火箭燃料

（13）CaSO4：①制作各种模型 ②石膏绷带 ③调节水泥硬化速度

（14）SiO2：①制石英玻璃、石英钟表 ②光导纤维

（15）NH3：①制硝酸、铵盐、纯碱的主要原料 ②用于有机合成 ③制冷剂

（16）铵盐：氮肥（硫铵：硫酸铵，氯铵：氯化铵，碳铵：碳酸氢铵，硝铵：硝酸铵）

（17）Al2O3：①冶炼铝 ②制作耐火材料

（18）乙烯：①制塑料、合成纤维、有机溶剂等 ②植物生长调节剂（果实催熟）

（19）甘油：①重要化工原料 ②护肤

（20）乙酸乙酯：①有机溶剂 ②制备饮料和糖果的香料

七、 化学史：

（1） 分析空气成分的第一位科学家——拉瓦锡；

（2） 近代原子学说的创立者——道尔顿（英国）；

（3） 提出分子概念——何伏加德罗（意大利）；

（4） 候氏制碱法——候德榜（1926年所制的“红三角”牌纯碱获美国费城万（5） 国博览会金奖）；

（6） 金属钾的发现者——戴维（英国）；

（7） Cl2的发现者——舍（8） 勒（瑞典）；

（9） 在元素相对原子量的测定上作出了卓越贡献的我国化学家——张青莲；

（10） 元素周期律的发现，

（11） 元素周期表的创立者——门捷列夫（俄国）；

（12） 1828年首次用无机物氰酸铵合成了有机物尿素的化学家——维勒（德国）；

（13） 苯是在1825年由英国科学家——法拉第首先发现；

（14） 德国化学家——凯库勒定为单双健相间的六边形结构；

（15） 镭的发现人——居里夫人。

（16） 人类使用和制造第一种材料是——陶

八、其它：

1、地壳中： 含量最多的元素是—— O ；含量第二的元素是—— Si 含量最多的金属元素是—— Al HClO4(高氯酸)——是最强的含氧酸

2、熔点最低的金属是Hg (-38.9c),；熔点最高的是W（钨3410c）；密度最小（常见）的是K；密度最大（常见）是Pt。

3、雨水的PH值小于5.6时就成为了酸雨。