【正文】 有弱電解質生成。 氧化還原方程式配平 原理：氧化劑所含元素的化合價降低（或得電子）的數值與還原劑所含元素的化合價升高（或失電子）的數值相等。 ③由氧化還原反應方向比較 還原劑 A＋氧化劑 B ??? ?? 　　　　　 氧化產物 a＋還原產物 b，則： 氧化性： B＞ a 還原性： A＞ b 如：由 2Fe2＋ ＋ Br 2＝＝＝ 2Fe3＋ ＋ 2Br－ 可知氧化性： Br 2＞ Fe3＋ ；還原性： Fe2＋ ＞ Br － ④當不同的還原劑與同一氧化劑反應時，可根據氧化劑被還原的程度不同來判斷還原劑還原性的強弱。 ?元素存在狀態(tài) ① 游離態(tài) —— 在單質中的元素 由同種元素形成的不同單質 —— 同素異形體，常有下列三種形成方式： 組成分子的原子個數不同：如 O O3；白磷（ P4）和紅磷等 晶體晶格的原子排列方式不同：如金剛石和石墨 晶體晶格的分子排列方式不同：如正交硫和單斜硫 ② 化合態(tài)的元素 —— 在化合物中的元素 【注意】元素和原子的區(qū)別，可從概念、含義、應用范圍等方面加 以區(qū)別。 金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅（ SiC）等。 ?由分子構成的物質（在固態(tài)時為分子晶體）。 ?由離子構成的物質（固態(tài)時為離子晶體）。 ?物質氧化性或還原性相對強弱的判斷 ① 由元素的金屬性或非金屬性比較 金屬陽離子的氧化性隨單質還原性的增強而減弱，如下列四種陽離子的氧化性由強到弱的順序是： Ag＋ ＞ Cu2＋ ＞ Al3＋ ＞ K＋ 。如氯氣、硫兩種氧化劑分別與同一還原劑鐵起反應，氯氣可把鐵氧化為 FeCl3，而硫只能把鐵氧化為 FeS，由此說明氯氣的氧化性比硫強。配平氧化劑、還原劑、氧化產物、還原產物的系數。 ?離子間發(fā)生氧化還原反應： 如： Fe3＋ 與 I－ 在溶液中不能共存， 2 Fe3＋ ＋ 2I－ ＝＝＝ 2Fe2＋ ＋ I2 S2－ 、 SO32－ 、 H＋ 三種離子在溶液中不能共存， 2 S2－ ＋ SO32－ ＋ 6H＋ ＝＝＝ 3S↓＋ 3H2O 等 書寫離子方程式應注意的問題 ① 沒有自由移動離子參加的反應，不能寫離子方程式。 如 NaOH 溶液和 NH4Cl 溶液的反應，當濃度不大，又不加熱時，離子方程式為： NH4＋ ＋ OH－ ＝＝＝ NH3 ?能發(fā)生氧化還原反應的離子不能大量共存，如 Fe3＋、 與 S2－ ， Fe2＋ 與 NO3— （ H＋ ）， S2－ 與SO32－ （ H＋ ）等。 ①△ H 寫在方程式右邊或下邊，兩者之間用“；”隔開，放出熱量△ H 為“－”，吸收熱量△ H 為“＋”。 (七 )物質的量 物質的量及其單位 —— 摩爾（ mol） ?物質的量是七個基本的物理量之一。 ③使用摩爾時，應注明粒子的化學式，而不能用該粒子的中文名稱。 固溶膠：煙水晶、有色玻璃等。電泳證明了膠粒帶電荷，常用于分離膠?；蛱峒兡z體。 ④制備 Fe(OH)3 膠體溶液是向沸水中滴加 FeCl3 飽和溶液。因同位素的存在而使原子種類多于元素種類 特性 主要通過形成的單質或化合的來體現 不同的核素可能質子數相同或中子數相同，或質量數相同，或各類數均不相同 同位素質量數不同，化學性質相同；天然同位素所占原子百分含量一般不變；同位素構成的化合物如 H2O、D2O、 T2O 物理性質不同，但化學性質相同 實例 H、 O H、 D、 T； 126 C、2412 Mg 不同核素 H、 T、 D 為 H 的三種同位素 (十 )元素周期表中的主要變化規(guī)律 項目 同周期 （左→右） 同主族 （上→下） 原 子 結 構 核外荷數 逐漸增加 增加 電子層數 相同 增多 原子半徑 逐漸增小 逐漸增大 最外層電子數 逐漸增多 相等 性 質 化合價 最高正價由＋ 1→＋ 7；負價數＝族序數－ 8 最高正價、負價數相同，最高正價＝族序數 元素的金屬性和非金屬性 金屬 性逐漸減弱、非金屬性逐漸增強 金屬性逐漸增強、非金屬性逐漸減弱 單質的氧化性、還原性 還原性減弱、氧化性增強 氧化性減弱、還原性增強 最高價氧化物對應的水化物的酸堿性 堿性減弱、酸性增強 酸性減弱、堿性增強 氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性 漸增 漸減 (十一 )化學鍵與分子結構 非極性分子和極性分子 ?非極性分子：分子中正負電荷中心重合，從整體來看電荷分布是均勻的，對稱的?？傊?，極性分子中必定會有極性鍵。 ?既有極性鍵又有非極性鍵的物質：如 H2O C2H CH3CH C6H6（苯）等 ?只含有離子鍵的物質：活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合物，如 Na2S、 CsCl、K2O、 NaH 等 ?既有離子鍵又有非極性鍵的物質，如 Na2O Na2Sx、 CaC2 等 ?由離子鍵、共價鍵、配位鍵構成的物質，如 NH4Cl 等 ?無化學鍵的物質：稀有氣體（單原子分子）。 ④催化劑：催化劑有正負之分。 ?各組成成分的量保持不變 這些量包括：各組成成分的物質的量、體積、濃度、體積分數、物質的量分數、反應的轉化率等。 常見的題型有 ： ①有關酸堿溶液稀釋后 pH 的計算 a、 酸稀釋后，先求稀釋后 c(H＋ )，再求 pH；堿稀釋后，先求稀釋后 c(OH－ )，根據 Kw＝ c(H＋ ) V 1 ＋ c 2 (H ＋ ) ?電荷守恒：溶液中陽離子所帶的總正電荷數與陰離子所帶的總負電荷數相等，整個溶液顯電中性。 ?只 有 H＋ 放電，而 OH－、 不放電，此類因 H＋ 放電消耗，會使電解后溶液的 pH升高。 ① 抓重點：以每族典型元素為代表，以化學性質為抓手，依次學習其存在、制法、用途、第 12 頁 共 96 頁 檢驗等“一條龍 ”知識，做到牽一發(fā)而動全身 ② 理關系：依據知識內在聯(lián)系，按單質→氧化物→氧化物的水化物→鹽的順序，將零碎的知識編織成網絡，建立起完整的知識結構，做到滴水不漏 ③ 用規(guī)律：用好化學反應特有的規(guī)律，如以強置弱等規(guī)律，弄清物質間相互反應。 ?元素非金屬性與非金屬單質活潑性的區(qū)別： 元素的非金屬性是元素的原子吸引電子的能力，影響其強弱的結構因素有：①原子半徑：原子半徑越小，吸引電子能力越強；②核電荷數：核電荷數越大，吸引電子能力越強；③最外層電子數：同周期元素，最外層電子越多，吸引電子能力越強。 ?氟化氫（ HF）：很穩(wěn)定，高溫極難分解，其水溶液是氫氟酸，弱酸，有劇毒，能腐蝕玻＝＝第 13 頁 共 96 頁 璃。 (三 )氧族元素 氧族元素的相似性和遞變性 最外層均為 6 個電子，電子層數依次增加，次外層 O 為 2 個， S 為 8 個， Se、 Te 均為18 個電子。 ? Ag＋ 干擾：用 BaCl2 溶液或鹽酸酸化時防止 Ag＋ 干擾，因為 Ag＋ ＋ Cl－ ＝＝＝ AgCl↓。 3NO2＋ H2O＝＝＝ 2HNO3＋ NO 4NO2 N2O4（無色） 注意：關于氮的氧化物溶于水的幾種情況的計算方法。 裝置：制 NH3 的氣體發(fā)生裝置與制 O CH4 的相同。 一般來說，在相同溫度 下酸式鹽的溶解度比正鹽大，如 CaCO3 難溶于水， Ca(HCO3)2易溶于水，但也有例外，如 NaHCO3 溶解度比 Na2CO3 小。 b、 與酸性氧化物作用，生成鹽和水 c、 與酸作用，生成鹽和水 d、 與鹽作用，生成新堿和新鹽。 (六 )堿金屬 堿金屬性質遞變規(guī)律 結構決定性質，由于堿金屬的原子結構具有相似性和遞變性，所以其化學性質也具有相似性和遞變性。檢驗： a、用濕潤的紅色石蕊試紙（變藍）； b、蘸有濃鹽酸的玻璃棒接近瓶口（白煙）。 ② HNO3 具有強氧化性，表現在能與多數金屬、非金屬、某些還原性化合物起反應。 如： BaCO3＋ 2H＋ ＝＝＝ H2O＋ CO2↑＋ Ba2＋ 但不能用硝酸酸化，同理所用鋇鹽也不能是Ba(NO3)2 溶液，因為在酸性條件下 SO32－ 、 HSO3— 、 SO2 等會被溶液中的 NO3— 氧化為 SO42－ ，從而可使檢驗得出錯誤的結論。 核電荷數增加，電子層數依次增多，原子半徑逐漸增大，核對最外層電子的引力逐漸減弱，原子得電子能力逐漸減弱，而失電子的能力逐漸增強。 ② 鹵素單質 Cl Br I2 與水反應的通式為： X2 ＋ H2O＝＝＝ HX＋ HXO（ I2 與水反應極弱），但 F2 與 H2O 反應卻是： 2F2＋ 2H2O＝＝＝ 4HF＋ O2 ③ 氟無正價，其他都有正價 ④ HF 有毒，其水溶液為弱酸，其他氫鹵酸為強酸， HF 能腐蝕玻璃； ⑤ CaF2 不溶于水， AgF 易溶于水，氟可與某些稀有氣體元素形成化合物。這種能力的大小取決于原子半徑、 核電荷數、最外層電子數，題目常通過以下幾方面比較元素的非金屬性。 ② 綜合：將分散的“點”銜接到已有的元素 化合物知識“塊”中。如電解 CuSO4 溶液： 2C