2011年高二化学会考_复习学案3

2009年高二化学会考 复习学案

（一）、基本概念 基本原理 一、物质的量

重要概念：

1.物质的量（n ）： 。

单位： 公式：

2.阿伏加德罗常数(N A ) ： ，近似值为 。

3.摩尔质量（M ）： 。单位 ：

公式：

4.气体摩尔体积（V m ）： 。单位： 。

特定条件下（标准状况） 。公式：

5.物质的量浓度（c ）： 。

单位 ： 公式：

以物质的量为中心的相互转化关系：

二、氧化还原反应

1.有关概念

氧化还原反应的本质：

氧化还原反应的特征：

反应物

表现性质 变化过程 发生反应 所得产物

氧化剂 氧化性 被还原 还原反应 还原产物（得电子）

还原剂 还原性 被氧化 氧化反应 氧化产物（失电子）

氧化还原同时发生，对立统一，得失电子数目相等，化合价升降相等

常见的氧化剂：

(1)活泼非金属单质：Cl 2、Br 2、O 2、O 3等

(2)含较高价态元素的化合物：浓H 2SO 4、HNO 3， KClO 3、KMnO 4、K 2Cr 2O 7；MnO 2等

(3)金属性较弱的高价阳离子：Fe 3+、Ag +

等 (4)过氧化物： Na 2O 2、H 2O 2等

常见的还原剂：

(1)活泼金属单质：Na 、Al 、Zn 、Fe 等

（2）某些非金属单质：H 2、C 、Si 等

（3）元素处于低化合价的氧化物：CO 、SO 2等

（4）元素处于低化合价的酸：H 2S 、HI 等

（5）元素处于低化合价的盐：FeSO 4、Na 2SO 3等

与四大基本反应类型的关系：

影响氧化还原反应的因素：浓度、温度、溶液酸碱性

2.氧化还原反应的规律：

(1)价态规律：

同种元素具有多种价态时，最高价态的只有 性，最低价态的只有 性，处于中间价态的既有氧化性又有还原性。 (2)强弱规律：

氧化性：氧化剂 氧化产物。 还原性：还原剂 还原产物。 (3)先后规律： 浓度相差不大的溶液中，若同时含有几种还原剂，加入的氧化剂首先与还原性相对强的还原剂

反应。

3.氧化性、还原性强弱的判定依据：

(1)根据氧化还原方程式判断 (2)化学反应条件判断

(3)根据金属活动顺序表判断

(4)根据元素周期表中判断

(5)根据化合价判断

(6)物质氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易程度，而不是得失电子数目的多少

三、离子反应

常见题型：

直接书写离子反应方程式

判断离子方程式正误

判断离子是否共存

质量(m ) 粒子数(N )

离子反应

1．本质：溶液中参加反应的离子的浓度迅速降低。

2．反应发生的条件：

（1）生成难溶物质、难电离物质、气体

①难溶物：AgX(除F)、CaCO3、BaSO4、BaSO3、FeS、CuS、Cu(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、H2SiO3、

MnO2、CuO等

②难电离物质：

弱酸：CH3COOH、H2CO3、H2S、HClO、H2SiO3、HF、H2SO3、H3PO4、HCOOH等

弱碱：NH3·H2O

中性物质：H2O

③气体：CO2、SO2、NH3、H2、O2、N2、Cl2、CO等

（2）符合氧化还原反应规律

离子反应的类型：

（1）溶液中进行的复分解反应

（2）有离子参加的氧化还原反应

离子方程式的书写：

写----书写正确的化学方程式。

拆----可溶的强电解质拆为离子；

单质、氧化物、弱酸、弱碱、沉淀、气体、水不拆。

删----删掉“==”前后相同数目的带相同电荷电量的相同离子。

查----原子守恒、电荷守恒、得失电子守恒（氧化还原反应）

[练习]

⑴氢氧化钡溶液和硫酸铜溶液混合

⑵氢氧化钾溶液和醋酸反应

⑶氢氧化钡溶液和硫酸铵溶液混合

⑷碳酸钙溶于盐酸

⑸铝和烧碱反应

⑹氯气溶于水

⑺氯气通入到氢氧化钠溶液中

⑻金属钠投入水中

⑼向氢氧化钠溶液中通入少量二氧化碳⑽向氢氧化钠溶液中通入过量的二氧化碳气体

⑾铁与稀硫酸反应

⑿向氯化亚铁溶液中通入氯气

*⒀碳酸氢钠溶液中加入少量氢氧化钙溶液

*⒁硫酸氢钠溶液与氢氧化钡溶液混合显碱性

*⒂硫酸氢钠溶液与氢氧化钡溶液混合显中性

*⒃碳酸氢钠溶液中加入过量氢氧化钙溶液

*⒄向溴化亚铁溶液中通入过量氯气

*（18）碳酸氢铵与足量烧碱共热

判断离子是否共存：

（1）有难溶物生成：Ag+和Cl-、Ba2+和SO42-、Ca2+和CO32-、Al3+和OH-、H+和AlO2-等

（2）有难电离物质生成；：H+和OH-、CH3COO-、ClO-、F-；NH4+和OH-等

（3）有气体生成：H+和HCO3-、CO32-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-等

（4）发生氧化还原反应：NO3-(H+)、MnO4-(H+)、ClO-、 Fe3+和S2-、 HS-、 I-、SO32-、Fe2+等

*（5）发生双盐水解：Fe3+、Al3+和HCO3-、CO32-、AlO2-、S2-、HS-等

（6）弱酸酸式根离子与H+和OH-都不共存：HCO3-、HSO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等

注意分析题设条件：

酸碱性条件：酸性（H+）碱性（OH-）；给定pH＞ = ＜7；指示剂的颜色；

与Al生成氢气；水电离的c（H+）等。

颜色条件：无色溶液中不可能存在Cu2+、Fe2+、Fe3+、MnO4-等有色离子。

判断离子方程式正误

方法：①符合客观事实②电子得失守恒③电荷守恒、质量守恒④注意反应物间的量比关系

注意：落实前面的有关离子方程式。

四、元素周期律和元素周期表

1.原子结构

(1)原子的定义和组成

(2)构成原子三微粒的相互关系

电量关系：

质量关系：

元素名称和符号

原子符号、离子符号和化学式 原子和离子结构示意图 电子式、结构式

练习：会正确书写下列分子或物质的电子式：N 2、HCl 、Cl 2、CO 2、NH 3、H 2O 、Na 2O 2、NaCl 、NaOH 、HClO 、CH 4、C 2H 4。

3.元素周期表 (1)元素周期表的结构

从原子结构的观点看，元素周期表中同一横行的短周期元素，其 相同， 不同；同一纵行的主族元素，其 相同， 不同。

(2)周期表分 个周期，第1、2、3周期为 周期，元素种类依次为 。

(3)元素周期表中有 个纵行，分为 个族，其中 个主族 个副族，还有 族和 族。除第一和第七周期外，每一周期的元素都是从 元素开始，以 结束。

7．金属性判断：

①半径越大，失电子能力越强，金属性越强； ②与水或酸置换氢气越容易，金属性越强； ③最高价氧化物水化物碱性越强，金属性越强； ④单质还原性——“强”置换“弱” ⑤原电池中负极金属性强 非金属性判断：

① 半径越小，得电子能力越强，非金属性越强；②与氢气反应越剧烈，生成氢化物越稳定， 非金属性越强；

③最高价氧化物水化物酸性越强，非金属性越强；④单质氧化性——“强”置换“弱”

（二）、元素化合物——金属 一、金属概论

1、金属元素在周期表中的位置及结构特征

2、金属的分类：

从密度分

从含量分

在冶金工业上分

3、合金的概念

合金：两种或两种以上的 （或 ）熔合而成的具有 的物质。 合金属于混合物。

一般说来，熔点比各成分的金属 ；合金的强度和硬度比各成分的金属 。 4、常见合金及主要用途 铁合金：生铁、钢 铝合金：硬铝

铜合金：黄铜和青铜

5

1、碱金属包括 元素，，它们的最外电子层上的电子数都是 ，在反应中很容易 ，因此它们都是非常活泼的金属。由于它们的氧化物的水化物都是 ，又将它们统称为碱金属。

2、将金属钠投入水中，观察到的现象是：钠 在水面上（钠的密度比水小），很快熔成闪亮的小圆球（钠与水反应 热，钠的熔点 ），四处游动，发出“嘶嘶”的响声（反应中有 生成），滴加酚酞溶液变成 色（反应产生 物质）。

3、钠在自然界里不能以 态存在，只能以 态存在，这是因为 。

4、由于钠很容易与空气中的 、 等物质反应，通常将钠保存在 里，以使钠与 、 等物质隔绝。

5、钠可以将钛、锆等金属从它们的卤化物中还原出来，这是由于钠具有 性。

6、碳酸钠俗名 ，碳酸氢钠俗名 ，两种物质中 更易溶解与水。等物质的量的碳酸钠与碳酸氢钠分别与过量的盐酸反应， 消耗的盐酸多。

7、碱金属元素的原子，随着核电荷数的增多，它们的电子层数逐渐 ，原子半径逐渐 ，原子核对最外层电子的引力逐渐 ，因此，碱金属元素的原子失去最外层的电子的能力逐渐 ，也就是说，它们的金属性逐渐 。碱金属元素的密度逐渐 ，熔沸点逐渐 。

8、碱金属元素中金属性最强的是 ，原子半径最小的是 。

19、钾和钠都是活泼金属，钾比钠更 ，因为钾的原子核外电子层数比钠的 ，

更容易 电子。

10、钠或 灼烧时火焰呈现 色，钾或 灼烧时火焰呈现 色。观察钾的焰色

反应的颜色需要透过 色的钴玻璃，这是为了避免 的干扰。

11、焰色反应所用的金属铂丝在使用前应先用 洗涤，再将铂丝放在火焰上方灼烧，直

至变成原色。

12、碳酸氢钠溶液中混有少量碳酸钠，除去的方法是 ；碳酸钠中混有少量的

碳酸氢钠，除去的方法是 、 。

Na 2O 与Na 2O 2的比较

与NaHCO 比较

二、铝、铁、镁

1、铝位于 周期的 族。铝是地壳里存在 的金属元素，在参加化学反应时，铝容易失去 成为阳离子。

2、铝的化学性质比较活泼，能与非金属、酸和强碱反应。

（1） 与氧气

（2） 与氯气 （3） 与稀盐酸（或稀硫酸） （4） 与氢氧化钠溶液 （5） 与氧化铁

（6） 铝（或铁）与浓硝酸（或浓硫酸）常温下不反应是发生 现象。但加热反应。 3、氧化铝和氢氧化铝是 化合物，既能与 反应又能与 溶液反应，生成盐和水。 4、写出下列化学反应方程式（溶液中的反应写离子方程式）

（1） 氧化铝与盐酸反应 （2） 氧化铝与氢氧化钠 （3） 氢氧化铝与盐酸反应 （4） 氢氧化铝与氢氧化钠 （5） 氢氧化铝受热分解

（6） 氯化铝中加氨水（氢氧化铝的制备） （7） 氯化铝中逐滴加入氢氧化钠 ； 。

5、明矾化学式是 。明矾水解产生的胶状的氢氧化铝的吸附能力很强，可以吸附水里的杂质，所以明矾常作 剂。写出明矾的电离方程式 。

6、铁位于元素周期表第 周期第 族，在地壳中的含量仅次于 ， ， ， 居第四位。在化学反应中容易失去 个电子形成亚铁离子，也能失去 个电子形成铁离子。

7、写出下列化学反应方程式（是离子反应的写离子方程式）

（1） 铁与氯气 （2） 铁与硫 （3） 铁与水反应 （4） 铁与盐酸 （5） 铁与硫酸铜 （6） 铁与氯化铁 8、“铁三角”的相互转化

Fe

Fe 2+ Fe 3+

Fe → Fe 2+： H +、Cu 2+、S 、I 2（ ）及Fe 3+

Fe → Fe 3+： Cl 2、Br 2、O 2、HNO 3、浓H 2SO 4、KMnO 4（H +） （ ） Fe 2+→ Fe 3+： Cl 2、Br 2、O 2、HNO 3、浓H 2SO 4、KMnO 4（H +） Fe 3+ →Fe 2+： Fe 、Cu 、H 2S 、I -、SO 2 Fe 3+ →Fe ：Zn （ ）

9、Fe 2+、Fe 3+的检验

①Fe 3+的检验

方法一： 方法二：

②Fe 2+的检验

10

11、复盐：

KAl （SO 4）2的电离方程式： 。

12、【小结】既能与强酸反应，又能与强碱反应的物质 ①某些金属 如Al ；

②两性氧化物 如Al 2O 3；

③两性氢氧化物 如Al(OH)3； ④弱酸的酸式盐 如NaHCO 3；

⑤弱酸的铵盐 如：(NH 4)2S 、(NH 4)2CO 3等。 ⑥蛋白质、氨基酸

13、镁、铝单质对比：

（三）、元素化合物——非金属

一、非金属单质的性质

非金属元素除外，既有正化合价，又有负化合价，这就说明非金属单质既有氧化性，又有还原性（除外）。

在周期表中是一种有特殊位置的元素，除稀有气体外，它位于周期表的最右、最上角，它的半径最小、非金属性最强。这就说明了非金属元素在周期表中的位置和递变规律。

在周期表中，越往、越往半径越小、得电子能力越、非金属性越、单质氧化性越，表现为：越易，越稳定、

越强、越弱。

非金属在周期表ⅠⅡⅢⅣⅤⅥⅦ0族

中的位置：H He

B C N O F Ne

Si P S Cl Ar

As Se Br Ke

Te I Xe

At

*氧化区元素：，在化学反应中，它们的单质主要表现性。

*还原区元素：，在化学反应中，它们的单质主要表现性。

*氧化还原区元素：，在化学反应中，遇到氧化区元素，表现性；遇到还原区元素，表现性。

非金属活动性顺序为：F2、Cl2、O2、Br2、I2、S

1、非金属单质与金属反应——氧化性

O2与Na 常温

加热时

O2与Al 常温、加热、点燃（纯氧中）时的反应

O2与Fe 点燃（纯氧中）时

在潮湿空气中的电化学反应

*O2与Cu在上述两种情况下的反应。（铜绿的生成）

i．Cl2、Br2与可变价金属Fe的反应

ii．I2、S与可变价金属Fe、Cu的反应

iii．N2与活泼金属金属Mg的反应

通过i —iii 反应，判断氧化剂强弱的方法之一，即可以通过来判断。

2、非金属单质与非金属反应

（1）F2、O2、Cl2、N2、Br2、I2、S与H2反应，表现氧化性，反应条件越容易，生成的氢化物的稳定性说明非金属性的。

氮气与氢气反应方程式：

（2）N2、C、Si、S、H2、P与O2反应表现还原性

氮气与氧气反应方程式：

3、非金属单质与氢化物反应

酸性（HF、HCl、HBr、HI、H2S），碱性（），除HF外都有还原性（表现在非金属阴离子）及氧化性（表现在氢离子）。

（1）非金属单质氧化非金属氢化物、非金属单质之间的置换（同时表现了非金属单质氧化性强弱和非金属氢化物还原性强弱）。

氟气与水

氯气与氢硫酸

类似反应：

Cl2+NaBr Cl2+Na2S

I2+Na2S

氯气检验：

(2) 非金属单质被氢化物氧化（非金属单质作还原剂）

C+H2O(g) CO+H2(煤的气化)

4、与碱反应

氯气的尾气吸收

制漂白粉

5、与其它具有还原性的物质反应（离子方程式）

氯气与氯化亚铁

氯气与二氧化硫在水溶液中的反应

Cl2+Na2SO3+H2O= Na2SO4+2HCl（Br2I2）（除去工业废水中的氯气）

少量Cl2与溴化亚铁

足量Cl2与溴化亚铁

二、氢化物的性质

H2O、HF、HCl、HBr、HI、H2S、NH3

1、氧化性[见一、3（2））

铁与水蒸汽反应

2、还原性略[见一、3（1）]

高温

3、氢化物水溶液的酸、碱性

酸性：HF 、HCl 、HBr 、HI 、H 2S

碱性：NH 3：与水反应、与酸反应

三、氧化物的性质

重点研究：SO 2、SO 3、NO 、NO 2、CO 2、CO 、SiO 2、H 2O

1、酸性： Cl 2O 7、N 2O 3、N 2O 5、SO

2、SO

3、SiO 2、（NO 2）

（1）与水反应：Cl 2O 、Cl 2O 7、N 2O 3、N 2O 5、SO 2、SO 3、SiO 2、CO 2是酸性氧化物，即对

应酸的酸酐，除SiO 2 难溶于水、不与水反应外，其它都能与水反应，生成对应酸。NO 2能与水

反应，但不是硝酸的酸酐。

SO 2、NO 2是形成酸雨的主要气体：与水反应方程方式：SO 2 NO 2

（2）与碱、碱性氧化物反应

SO 2、CO 2用量比不同，可以生成两种盐。

SO 2、CO 2气体通入澄清石灰水中，都是先生成沉淀，当SO 2、CO 2过量时又溶解。

SiO 2+2NaOH=Na 2SiO 3+H 2O(腐蚀玻璃)

2、氧化性：

6NO 2+8NH 3 =7 N 2+12H 2O 、6NO+4NH 3 =5 N 2+6H 2O

2NO+ 2CO= 2CO 2+N 2（汽车尾气的处理）、2H 2S+SO 2=2H 2O+3S

SiO 2+2C 高温 Si+2CO↑(工业制取晶体硅)、CO 2+C 高温 2CO

CO 、NO 、NO 2 、SO 2 、SO 3都是大气污染物，空气中SO 2 、NO 、NO 2主要来自石油产

品和煤燃烧、汽车尾气以及制硝酸工厂的废气。其中空气中的NO 2是造成光化学烟雾的主要因素。CO 、NO 能与人体血红蛋白结合，使人中毒。 3、还原性

2NO + O 2 = 2NO 2

2SO 2+O 2 催化剂 △ 2SO 3（2H 2SO 3+O 2=2 H 2SO 4、2Na 2SO 3+O 2=2 Na 2SO 4。）

（四）非金属含氧酸的性质

1、硝酸的化学性质 （1）酸性：具有酸的通性 （2）浓、稀硝酸都具有很强的氧化性

铜 与浓硝酸反应

铜 与稀硝酸反应 （3）有关硝酸化学性质需注意的几个问题 ① 下，铁、铝遇浓硝酸发生 。 ②试管壁上的Cu 或Ag 应用 洗去； ③溶液酸碱性对NO 3-性质的影响 在溶液中NO 3-几乎与所有离子能大量共存，但注意，当溶液的酸性较强时可形成硝酸溶液，具有还原性的某些离子则不能与其大量共存，如NO 3-、H +、Fe 2+中任意两者能大量共存，但三者混合则不能大量共存。即：NO 3-在中性或碱性溶液中不表现氧化性，而在酸性溶液中表现强氧化性。 2、硫酸的化学性质 稀硫酸具有强酸性，能与指示剂、金属、碱、碱性氧化物、盐等物质发生反应。浓硫酸还具有吸水性、脱水性、强氧化性等特性。 稀硫酸能与活泼金属反应产生氢气，而 的浓硫酸遇铁、铝等金属发生 ，热的浓

硫酸具有较强的氧化性，可将许多金属、非金属及某些还原性化合物氧化。

铜与浓硫酸的反应

碳与浓硫酸的反应

（五）几种重要的盐

1、铵盐

铵盐都是 溶于水的 （填化合物类型），

铵盐均可与碱溶液共热反应生成 ，离子方程式 。

检验溶液中有无NH 4+的方法是 。

(NH 4)2CO 3、NH 4HCO 3、(NH 4)2SO 3、NH 4HSO 3、(NH 4)2S 、NH 4HS 等弱酸的铵盐，既可与碱反应，又可与酸反应 铵盐受热 分解。 铵盐的分解规律是： (1)有不稳定性且无氧化性酸生成的铵盐，如：NH 4HCO 3 (2)有挥发性但无氧化性酸生成的铵盐，如：NH 4Cl (冷却相遇： ) 2、硅酸盐 制玻璃的反应原理：

3、硫酸盐

SO 42－

的检验 ⑴Ag ＋干扰：用BaCl 2 溶液或盐酸酸化时防止Ag ＋干扰，因为Ag ＋

＋Cl====AgCl ↓。 ⑵CO 32－、SO 32－、PO 43－

干扰：因为BaCO 3、BaSO 3、Ba 3(PO 4)2也是白色沉淀。与BaSO 4白色沉淀所不同的是，这些沉淀溶于强酸中。因此检验SO 42—

时，必须用酸酸化。

如：BaCO 3＋2H====H 2O ＋CO 2↑＋Ba 2＋

但不能用硝酸酸化，同理所用钡盐也不能是Ba(NO 3)2

SO 32－、HSO 3—、SO 2等会被溶液中的NO 3—氧化为SO 42－

，从而可使检

、碳酸正盐与酸式盐性质比较

①在水中溶解性：正盐除 等易溶于水外，其余都难溶于水；而只要存在的酸式盐 溶于水。

一般来说，在相同温度下酸式盐的溶解度比正盐 ，如CaCO 3难溶于水，Ca(HCO 3)2易溶于水，但也有例外，如NaHCO 3溶解度比Na 2CO 3 。

②热稳定性：正盐中除 等受热难分解外，其余受热易分解；酸式盐在水溶液或固态时加热都 分解。如 NaHCO 3

一般来说，热稳定性大小顺序为：正盐 酸式盐（填>、< ）

③可溶性正盐、酸式盐都能发生水解，但相同阳离子的相同浓度时溶液中CO 32－

的水解程

度比HCO 3－

。

④都能与酸作用，但相同条件放出CO 2的速率酸式盐比正盐 。 （六）在复习中需要特别注意的知识点

1、氯水的成分和性质

新制的氯水中只有约39％的氯气与水反应，余者以 形式存在于溶液中，故氯水呈 色．新制的氯水中主要含有 通常所说的氯水就是指新制的氯水，须随配随用，保存在 色瓶中。久置的氯水由于 见光分解： ，其中主要含有

氯水是 ，而液氯是 。（填纯净物、混合物） 2、SO 2和Cl 2漂白性比较

3、氨气的实验室制法及注意事项

实验室常用 共热来制取氨气。反应原理 制取时应注意的事项是：

（1）制氨气所用铵盐不能用硝铵、碳铵。

（2）消石灰不能用NaOH 、KOH 代替，原因是NaOH 、KOH 具有吸湿性，易结块，不利于产生NH 3，在加热条件下能腐蚀试管。

（3）因氨气比空气 ，易与空气发生对流，所以收集氨气时，导气管应插入收集气体的试管 附近，管口 ，来防止NH 3与空气对流，确保收集到纯净的氨气。

(4)验满 （5）干燥 氨气的几种制法

4、碳、硅的“反常现象”

（1）SiO 2+2C 高温 Si +2CO↑

该反应中

C 作还原剂，SiO 2中Si 得电子，而失电子的能力Si>C 。类似的还有

FeO+C 高温 Fe+CO↑Na 2CO 3 + SiO 2 高温 Na 2SiO 3 + CO 2↑CaCO 3 + SiO 2 高温 CaSiO 3 +

CO 2↑这可从化学平衡的角度理解，由于产物CO 、CO 2为气体，它的放出降低了生成物的浓度，

促使反应向正方向进行。

（2）酸性氧化物一般不与酸作用，但二氧化硅能与HF 作用。

（3）无机酸一般易溶于水，但H 2SiO 3和H 4SiO 4均难溶于水。 （4）硅酸钠水溶液俗称泡花碱或水玻璃，但它是盐溶液。