【文章內容簡介】 氣泡，滴定后消失偏高V（酸）讀數(shù)變大4滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)偏低V（酸）讀數(shù)變小5滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)偏高V（酸）讀數(shù)變大6未用待測堿液洗移液管偏低V（酸）量減小7滴定前，用待測堿液潤洗錐形瓶偏高V（酸）量增大8快速滴定后，立即讀數(shù)偏高V（酸）量增大電解時，溶液中陰、陽兩極離子的放電順序 電解時兩極的放電順序，與電極材料（非惰性金屬為陽極，陽極本身放電），電鍍、電解質溶液中離子本身的氧化性、還原性（本性）、離子濃度[電鍍鋅時，因c(Zn2＋)比c(H＋)大得多，Zn2＋放電而H＋未放電]等因素有關。若以惰性電極進行電解，其陰陽兩極各離子放電順序在不考慮濃度大小影響時，一般為：陰極（陽離子）放電順序（氧化性）Au3＋＞Ag＋＞Hg2＋＞Cu2＋＞H＋＞Pb2＋＞Sn2＋＞Ni2＋＞Fe2＋＞Zn2＋＞Mn2＋＞Al３＋＞Mg2＋＞Na＋＞Ca2＋＞K＋陽極（陰離子）放電順序（還原性）S2－＞I－＞Br－＞OH－＞NO3－＞SO42－＞F－以惰性電極電解的類型及pH變化規(guī)律 以惰性電極電解時，按其中OH－、H＋放電情形的不同，電解可分如下幾種類型：⑴OH－、H＋均放電，相當于只電解水。凡含氧酸，可溶性強堿，活潑金屬的含氧酸鹽等電解均屬于此種類型，其電解方程式均為：2H2O 2H2↑＋O2↑。其電解后pH變化規(guī)律為：含氧酸，電解后pH變小；強堿，電解后pH變大；鹽，電解后pH基本不變。⑵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。凡活潑金屬的無氧酸鹽（除氟化物外）均屬此類，如電解NaCl溶液：2NaCl＋2H2O 2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。電解鹽酸：2HCl H2↑＋Cl2↑等⑶只有OH－、放電，而H＋不放電。此類因OH－、放電而消耗，使電解溶液的pH下降，凡不活潑金屬的含氧酸鹽均如此。如電解CuSO4溶液：2CuSO4＋2H2O2Cu＋O2↑＋2H2SO4。⑷OH－、H＋均未放電，相當只電解電解質，凡不活潑金屬無氧酸鹽（除氟化物外）均屬此類，因該類大多水解呈酸性，電解時pH略增大或基本不變，如電解CuCl2溶液：CuCl2Cu＋Cl2↑第二部分 元素及其化合物 元素化合物知識包括金屬和非金屬兩部分，是高中化學的基礎知識之一。知識特點是作為化學基本概念、原理、實驗和計算的載體，其信息量大，反應復雜，常作為綜合試題的知識背景或突破思維的解題題眼。 注意處理好兩個關系，必須先處理好元素化合物知識的內部關系，方法是：“抓重點，理關系，用規(guī)律，全考慮”。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、檢驗等“一條龍”知識，做到牽一發(fā)而動全身② 理關系：依據(jù)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。④ 全考慮：將元素化合物作為一個整體、一個系統(tǒng)理解，從而達到解綜合試題時能將所需的元素化合物知識信手拈來。另一方面是處理好元素化合物知識與本學科理論、計算或跨學科知識間的外部關系，采取的方法是“分析與綜合、抽象與具體”。① 分析：將綜合試題拆分思考。② 綜合：將分散的“點”銜接到已有的元素化合物知識“塊”中。③ 抽象：在分析綜合基礎上，提取相關信息。④ 具體：將提取出的信息具體化，銜接到綜合試題中，從而完整解題。(一) 元素非金屬性的強弱規(guī)律⑴常見非金屬元素的非金屬性由強到弱的順序如下：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。⑵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(shù)：核電荷數(shù)越大，吸引電子能力越強；③最外層電子數(shù)：同周期元素，最外層電子越多，吸引電子能力越強。但由于某些非金屬單質是雙原子分子，原子是以強列的共價鍵相結合（如N N等），當參加化學反應時，必須消耗很大的能量才能形成原子，表現(xiàn)為單質的穩(wěn)定性。這種現(xiàn)象不一定說明這種元素的非金屬性弱。⑶非金屬性強弱的判斷依據(jù)及其應用元素的非金屬性的本質是元素的原子吸引電子的能力。這種能力的大小取決于原子半徑、 核電荷數(shù)、最外層電子數(shù)，題目常通過以下幾方面比較元素的非金屬性。① 非金屬單質與H2化合的條件及難易程度；② 氫化物的穩(wěn)定性；③ 最高價氧化物對應水化物的酸性；④ 非金屬間的置換反應；⑤ 非金屬單質對應陰離子的還原性；⑥ 與變價金屬反應時，金屬所呈現(xiàn)的化合價；⑦ 元素在化合物中化合價的相對高低（如在HClO中，氯元素顯正價，氧元素顯負價，則說明氧的非金屬性比氯強）等。(二)鹵族元素鹵族元素主要性質的遞變性（從F→I）⑴單質顏色逐漸變深，熔沸點升高，水中溶解性逐漸減?。虎圃胤墙饘傩詼p弱，單質氧化性減弱，鹵離子還原性增強；⑶與H2化合，與H2O反應由易到難；⑷氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性減弱，還原性增強，水溶液酸性增強；⑸最高價氧化物的水化物酸性減弱；⑹前面元素的單質能把后面元素從它們的化合物中置換出來。鹵化氫 均為無色有刺激性氣味的氣體，極易溶于水，在空氣中形成酸霧。⑴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，能腐蝕玻璃。⑵氯化氫（HCl）：穩(wěn)定，在1000℃以上少量分解，其水溶液為氫氯酸，俗稱鹽酸，強酸⑶溴化氫（HBr）：較不穩(wěn)定，加熱時少量分解，其水溶液為氫溴酸，酸性比鹽酸強，HBr還原性比HCl強，遇濃硫酸被氧化為單質溴（Br2）。⑷碘化氫（HI）：很不穩(wěn)定，受熱分解，其水溶液為氫碘酸，酸性比氫溴酸強，HI是強還原劑，遇濃硫酸易被氧化為單質硫。鹵素及其化合物主要特性⑴氟及其化合物的特殊性質① 鹵素單質ClBrI2與H2化合都需要一定條件，惟獨F2在黑暗處就可與H2化合爆炸。② 鹵素單質ClBrI2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＋O2③ 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。⑵溴的特性 溴在常溫下為紅棕色液體（惟一的液態(tài)非金屬單質），極易揮發(fā)產生紅棕色有毒的溴蒸氣，因而實驗室通常將溴密閉保存在陰冷處，并在盛有液溴的試劑瓶內常加適量水。盛裝溴的試劑瓶不能用橡皮塞（腐蝕橡膠）。⑶碘是紫黑色固體，具有金屬光澤，易升華（常用于分離提純碘），遇淀粉變藍色（常用來檢驗碘的存在），碘的氧化性較其他鹵素弱，與變價金屬鐵反應生成FeI2而不是FeI3。(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(shù)依次增加，次外層O為2個，S為8個，Se、Te均為18個電子。氧通常顯－2價，硫、硒、碲常見的化合物為：－2價、＋4價、＋6價，都能與多數(shù)金屬反應。氧化物有兩種RO2和RO3，其對應水化物H2ROH2RO4均為含氧酸，具有酸的通性。它們的氫化物除H2O外，其余的H2S、H2Se、H2Te均為氣體，有惡臭、有毒，溶于水形成無氧酸，都具有還原性。核電荷數(shù)增加，電子層數(shù)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。單質的狀態(tài)由氣態(tài)到固態(tài)，熔沸點也依次升高，非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強，氧化性依次減弱。含氧酸的酸性依次減弱，氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性逐漸減弱，還原性逐漸增強。硫酸根離子的檢驗 值得注意的是，檢驗SO42－時會受到許多離子的干擾。⑴Ag＋干擾：用BaCl2 溶液或鹽酸酸化時防止Ag＋干擾，因為Ag＋＋Cl－＝＝＝ AgCl↓。⑵CO32－、SO32－、PO43－干擾：因為BaCOBaSOBa3(PO4)2也是白色沉淀。與BaSO4白色沉淀所不同的是，這些沉淀溶于強酸中。因此檢驗SO42—時，必須用酸酸化。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。為此，檢驗SO42－離子的正確操作為：被檢液取清液有無白色沉淀（有無SO42－）由此可見，濃硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但產生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有強與弱的差別，被還原產物也不相同。(四)氮族元素一氧化氮和二氧化氮⑴一氧化氮：無色氣體，難溶于水，有很大毒性，在常溫下極易被氧化成二氧化氮。2NO＋O2＝＝＝ 2NO2⑵二氧化氮：有刺激性氣味的紅棕色氣體，溶于水生成硝酸和一氧化氮。3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO 4NO2N2O4（無色）注意：關于氮的氧化物溶于水的幾種情況的計算方法。① NO2或NO2與N2（或非O2）的混合氣體溶于水時可依據(jù)：3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO 利用氣體體積變化差值進行計算。② NO2和O2的混合氣體溶于水時，由4NO2＋2H2O＋O2＝＝＝ 4HNO3 可知，當體積比為　　　　　　　　 ＝4：1，恰好完全反應　　　　　　　V(NO2)：V(O2) ＞4：1，NO2過量，剩余氣體為NO ＜4：1，O2過量，乘余氣體為O2③ NO和O2同時通入水中時，其反應是：2NO＋O2＝＝＝ 2NO2 ，3NO2＋H2O＝＝＝ 2HNO3＋NO ，總反應式為：4NO＋2H2O＋3O2＝＝＝ 4HNO3 當體積比為　　　 ＝4：3，恰好完全反應　　　　　　　V(NO)：V(O2) ＞4：3，NO過量，剩余氣體為NO ＜4：3，O2過量，乘余氣體為O2④NO、NOO2三種混合氣體通入水中，可先按①求出NO2與H2O反應生成的NO的體積，再加上原混合氣體中的NO的體積即為NO的總體積，再按③方法進行計算。硝酸的化學性質①HNO3具有酸的通性。② HNO3具有強氧化性，表現(xiàn)在能與多數(shù)金屬、非金屬、某些還原性化合物起反應。要注意，由于硝酸氧化性很強，任何金屬與硝酸反應都不能放出氫氣，在與不活潑金屬如Cu、Ag等反應時，濃硝酸還原產物為NO2，稀硝酸還原產物為NO，（但不能認為稀硝酸的氧化性比濃硝酸強）；③ 在溶液中NO3—幾乎與所有離子能大量共存，但注意，當溶液的酸性較強可形成硝酸溶液，具有還原性的某些離子則不能與其大量共存，如NO3—、H＋、Fe2＋ 中任意兩者能大量共存，但三者則不能大量共存。即：NO3— 在中性或堿性溶液中不表現(xiàn)氧化性，而在酸性溶液中表現(xiàn)強氧化性。氨氣的實驗室制法 反應原理：2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O 不能用NaOH代替Ca(OH)2，因為NaOH吸濕后容易結塊，產生的氣體不易逸出，并且NaOH對玻璃有強烈的腐蝕作用。裝置：制NH3的氣體發(fā)生裝置與制OCH4的相同。干燥氨氣不能選用濃H2SOP2O5，也不能選用無水CaCl2，應選用堿石灰。收集NH3應采用向下排空氣法。容器口塞一團棉花（防止空氣進入試管，以保證收集的NH3比較純凈）。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）。實驗室還常根據(jù)濃氨水的強揮發(fā)性，向濃氨水中加入NaOH或CaO得到氨氣。NaOH或CaO的作用是吸水和吸水后使溶液溫度顯著升高，二者都能減少氨氣的溶解。(五)碳族元素碳族元素性質的相似性和遞變性碳酸正鹽與酸式鹽性質比較 ①在水中溶解性：正鹽除K＋、Na＋、NH4＋等易溶于水外，其余都難溶于水；而只要存在的酸式鹽都易溶于水。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。②熱穩(wěn)定性：正鹽中除K＋、Na＋等受熱難分解外，其余受熱易分解；酸式鹽在水溶液或固態(tài)時加熱都易分解。如 Ca(HCO3)2 CaCO3↓＋CO2↑＋H2O一般來說，熱穩(wěn)定性大小順序為：正鹽＞酸式鹽＞多元鹽（鹽的陽離子相同，成鹽的酸相同）。③可溶性正鹽、酸式鹽都能發(fā)生水解，但相同陽離子的相同濃度時溶液中CO32－的水解程度比HCO3－大④都能與酸作用，但相同條件放出CO2的速率酸式鹽比正鹽快。(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。①相似性：a、都能與氧氣等非金屬反應b、都能與水反應生成氫氧化物和氫氣c、均為強還原劑。 ②遞變規(guī)律（鋰→銫）a、 與氧氣反應越來越劇烈，產物結構越來越復雜b、 與水反應劇烈程度依次增強c、 還原性依次增強，金屬性依次增強NaOH的性質①物理性質：俗名苛性鈉、火堿、燒堿，是一種白色固體，極易潮解；有強烈的腐蝕性，能腐蝕磨口玻璃瓶，使瓶口與瓶塞粘結。②化學性質a、 與酸堿指示劑作用，使紫色的石蕊溶液變藍，無色的酚酞變紅。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。（要滿足復分解反應發(fā)生的條件，同時參加反應的堿和鹽一般是易溶解的堿和鹽）e、 與一些單質的反應2Al＋2NaOH＋2H2O＝＝＝2NaAlO2＋3H2↑Cl2＋2NaOH＝＝＝ NaClO＋NaCl＋H2OSi＋2NaOH＋H2O＝＝＝ Na2SiO3＋2H2↑③制法： 2NaCl＋2H2O2NaOH＋H2↑＋Cl2↑Na2CO3＋Ca(OH)2＝＝＝ CaC