【文章內(nèi)容簡介】 (Na＋)：n(c)＝1:1，推出：c(Na＋)＝c(HCO3)＋c(CO32)＋c(H2CO3)⑶質(zhì)子守恒：(不一定掌握)電解質(zhì)溶液中分子或離子得到或失去質(zhì)子（H＋）的物質(zhì)的量應相等。例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質(zhì)子后的產(chǎn)物；NHOH、CO32為失去質(zhì)子后的產(chǎn)物，故有以下關系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH)+c(CO32)。二十四、熱化學方程式正誤判斷——“三查”1．檢查是否標明聚集狀態(tài)：固（s）、液（l）、氣（g）2．檢查△H的“+”“－”是否與吸熱、放熱一致。(注意△H的“+”與“－”，放熱反應為“－”，吸熱反應為“+”)3．檢查△H的數(shù)值是否與反應物或生成物的物質(zhì)的量相匹配（成比例）注意：⑴要注明反應溫度和壓強，105Pa條件下進行，可不予注明；⑵要注明反應物和生成物的聚集狀態(tài)，常用s、l、g分別表示固體、液體和氣體；⑶△H與化學計量系數(shù)有關，注意不要弄錯。方程式與△H應用分號隔開，一定要寫明“+”、“”數(shù)值和單位。計量系數(shù)以“mol”為單位，可以是小數(shù)或分數(shù)。⑷一定要區(qū)別比較“反應熱”、“中和熱”、“燃燒熱”等概念的異同。二十五、濃硫酸“五性”酸性、強氧化性、吸水性、脫水性、難揮發(fā)性化合價不變只顯酸性化合價半變既顯酸性又顯強氧化性化合價全變只顯強氧化性二十六、濃硝酸“四性”酸性、強氧化性、不穩(wěn)定性、揮發(fā)性 化合價不變只顯酸性化合價半變既顯酸性又顯強氧化性化合價全變只顯強氧化性二十七、烷烴系統(tǒng)命名法的步驟①選主鏈，稱某烷②編號位，定支鏈③取代基，寫在前，注位置，短線連④不同基，簡到繁，相同基，合并算烷烴的系統(tǒng)命名法使用時應遵循兩個基本原則：①最簡化原則，②明確化原則，主要表現(xiàn)在一長一近一多一小，即“一長”是主鏈要長，“一近”是編號起點離支鏈要近，“一多”是支鏈數(shù)目要多，“一小”是支鏈位置號碼之和要小，這些原則在命名時或判斷命名的正誤時均有重要的指導意義。二十八、五同的區(qū)別 同位素(相同的中子數(shù)，不同的質(zhì)子數(shù)，是微觀微粒)同素異形體（同一種元素不同的單質(zhì)，是宏觀物質(zhì)）同分異構體（相同的分子式，不同的結構）同系物（組成的元素相同，同一類的有機物，相差一個或若干個的CH2）同一種的物質(zhì)（氯仿和三氯甲烷，異丁烷和2甲基丙烷等）二十九、化學平衡圖象題的解題步驟一般是：看圖像：一看面（即橫縱坐標的意義）； 二看線（即看線的走向和變化趨勢）；三看點（即曲線的起點、折點、交點、終點），先出現(xiàn)拐點的則先達到平衡，說明該曲線表示的溫度較高或壓強較大，“先拐先平”。 四看輔助線（如等溫線、等壓線、平衡線等）；五看量的變化（如溫度變化、濃度變化等），“定一議二”。三十、中學常見物質(zhì)電子式分類書寫Cl1．Cl的電子式為： OHOH2．OH： OH電子式：ClMg2+ClS 2–Na+Na+3．Na2S MgCl2CaC Na2O2Na+Na+OO 2– 2–Ca2+CC4． NH4Cl (NH4)2SHHNHHS 2–HHNHHClHHNHHCO2OOC寫結構式補孤電子對共用電子對代共價鍵OOOCOOOC5． 結構式 電子式ClCl Cl Cl6．MgCl2形成過程： + Mg + Mg2+ 三十一、等效平衡問題及解題思路等效平衡的含義在一定條件（定溫、定容或定溫、定壓）下，只是起始加入情況不同的同一可逆反應達到平衡后，任何相同組分的分數(shù)（體積、物質(zhì)的量）均相同，這樣的化學平衡互稱等效平衡。等效平衡的分類（1）定溫（T）、定容（V）條件下的等效平衡Ⅰ類：對于一般可逆反應，在定T、V條件下，只改變起始加入情況，只要通過可逆反應的化學計量數(shù)比換算成平衡式左右兩邊同一邊物質(zhì)的物質(zhì)的量與原平衡相同，則二平衡等效。Ⅱ類：在定T、V情況下，對于反應前后氣體分子數(shù)不變的可逆反應，只要反應物（或生成物）的物質(zhì)的量的比例與原平衡相同，則二平衡等效。①2402a②01③mg（g≥2m）2（g2m）（gm）?a（2）定T、P下的等效平衡（例4： 與例3的相似。如將反應換成合成氨反應）Ⅲ類：在T、P相同的條件下，改變起始加入情況，只要按化學計量數(shù)換算成平衡式左右兩邊同一邊物質(zhì)的物質(zhì)的量之比與原平衡相同，則達到平衡后與原平衡等效。三十二、元素的一些特殊性質(zhì)1．周期表中特殊位置的元素①族序數(shù)等于周期數(shù)的元素：H、Be、Al、Ge。②族序數(shù)等于周期數(shù)2倍的元素：C、S。③族序數(shù)等于周期數(shù)3倍的元素：O。④周期數(shù)是族序數(shù)2倍的元素：Li、Ca。⑤周期數(shù)是族序數(shù)3倍的元素：Na、Ba。⑥最高正價與最低負價代數(shù)和為零的短周期元素：C。⑦最高正價是最低負價絕對值3倍的短周期元素：S。⑧除H外，原子半徑最小的元素：F。⑨短周期中離子半徑最大的元素：P。2．常見元素及其化合物的特性①形成化合物種類最多的元素、單質(zhì)是自然界中硬度最大的物質(zhì)的元素或氣態(tài)氫化物中氫的質(zhì)量分數(shù)最大的元素：C。②空氣中含量最多的元素或氣態(tài)氫化物的水溶液呈堿性的元素：N。③地殼中含量最多的元素、氣態(tài)氫化物沸點最高的元素或氫化物在通常情況下呈液態(tài)的元素：O。④最輕的單質(zhì)的元素：H ；最輕的金屬單質(zhì)的元素：Li 。⑤單質(zhì)在常溫下呈液態(tài)的非金屬元素：Br ；金屬元素：Hg 。⑥最高價氧化物及其對應水化物既能與強酸反應，又能與強堿反應的元素：Be、Al、Zn。⑦元素的氣態(tài)氫化物和它的最高價氧化物對應水化物能起化合反應的元素：N；能起氧化還原反應的元素：S。⑧元素的氣態(tài)氫化物能和它的氧化物在常溫下反應生成該元素單質(zhì)的元素：S。⑨元素的單質(zhì)在常溫下能與水反應放出氣體的短周期元素：Li、Na、F。⑩常見的能形成同素異形體的元素：C、P、O、S。分塊知識點總結化學反應及能量變化實質(zhì)：有電子轉(zhuǎn)移（得失與偏移）特征：反應前后元素的化合價有變化還原性 化合價升高 弱氧化性概念及轉(zhuǎn)化關系變化↑ ↑→產(chǎn)物反應物→還原劑 氧化反應 氧化產(chǎn)物變化氧化劑 還原反應 還原產(chǎn)物↓ ↓氧化性 化合價降低 弱還原性氧化還原反應：有元素化合價升降的化學反應是氧化還原反應。有電子轉(zhuǎn)移（得失或偏移）的反應都是氧化還原反應。概念： 氧化劑：反應中得到電子（或電子對偏向）的物質(zhì)（反應中所含元素化合價降低物）還原劑：反應中失去電子（或電子對偏離）的物質(zhì)（反應中所含元素化合價升高物）氧化產(chǎn)物：還原劑被氧化所得生成物；還原產(chǎn)物：氧化劑被還原所得生成物。氧化還原反應失電子，化合價升高，被氧化雙線橋：氧化劑 + 還原劑 = 還原產(chǎn)物 + 氧化產(chǎn)物得電子，化合價降低，被還原電子轉(zhuǎn)移表示方法 單線橋： 電子還原劑 + 氧化劑 = 還原產(chǎn)物 + 氧化產(chǎn)物二者的主 表示意義、箭號起止要區(qū)別： 電子數(shù)目等依據(jù)原則：氧化劑化合價降低總數(shù)=還原劑化合價升高總數(shù)配平找出價態(tài)變化，看兩劑分子式，確定升降總數(shù)；方法步驟：求最小公倍數(shù)，得出兩劑系數(shù)，觀察配平其它。有關計算：關鍵是依據(jù)氧化劑得電子數(shù)與還原劑失電子數(shù)相等，列出守恒關系式求解。強弱比較①、由元素的金屬性或非金屬性比較；（金屬活動性順序表，元素周期律）②、由反應條件的難易比較；③、由氧化還原反應方向比較；（氧化性：氧化劑氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑還原產(chǎn)物）④、根據(jù)（氧化劑、還原劑）元素的價態(tài)與氧化還原性關系比較。氧化劑、還原劑元素處于最高價只有氧化性，最低價只有還原性，處于中間價態(tài)既有氧化又有還原性。①、活潑的非金屬，如ClBrO2 等；②、元素（如Mn等）處于高化合價的氧化物，如MnOKMnO4等氧化劑： ③、元素（如S、N等）處于高化合價時的含氧酸，如濃H2SOHNO3 等④、元素（如Mn、Cl、Fe等）處于高化合價時的鹽，如KMnOKClOFeClK2Cr2O7 ⑤、過氧化物，如Na2OH2O2等。①、活潑的金屬，如Na、Al、Zn、Fe 等；②、元素（如C、S等）處于低化合價的氧化物，如CO、SO2等還原劑： ③、元素（如Cl、S等）處于低化合價時的酸，如濃HCl、H2S等④、元素（如S、Fe等）處于低化合價時的鹽，如Na2SOFeSO4等 ⑤、某些非金屬單質(zhì)，如H2 、C、Si等。概念：在溶液中（或熔化狀態(tài)下）有離子參加或生成的反應。離子互換反應離子非氧化還原反應 堿性氧化物與酸的反應類型： 酸性氧化物與堿的反應離子型氧化還原反應 置換反應一般離子氧化還原反應化學方程式：用參加反應的有關物質(zhì)的化學式表示化學反應的式子。用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子。表示方法 寫：寫出反應的化學方程式；離子反應： 拆：把易溶于水、易電離的物質(zhì)拆寫成離子形式；離子方程式： 書寫方法：刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去；查：檢查方程式兩端各元素原子種類、個數(shù)、電荷數(shù)是否相等。意義：不僅表示一定物質(zhì)間的某個反應；還能表示同一類型的反應。本質(zhì)：反應物的某些離子濃度的減小。金屬、非金屬、氧化物（Al2OSiO2）中學常見的難溶物 堿：Mg(OH)Al(OH)Cu(OH)Fe(OH)3生成難溶的物質(zhì)：Cu2++OH=Cu(OH)2↓ 鹽：AgCl、AgBr、AgI、CaCOBaCO3生成微溶物的離子反應：2Ag++SO42=Ag2SO4↓發(fā)生條件 由微溶物生成難溶物：Ca(OH)2+CO32=CaCO3↓+2OH生成難電離的物質(zhì)：常見的難電離的物質(zhì)有H2O、CH3COOH、H2CONH3H2O 生成揮發(fā)性的物質(zhì)：常見易揮發(fā)性物質(zhì)有COSONH3等發(fā)生氧化還原反應：遵循氧化還原反應發(fā)生的條件。定義：在化學反應過程中放出或吸收的熱量；符號：△H單位：一般采用KJmol1測量：可用量熱計測量研究對象：一定壓強下在敞開容器中發(fā)生的反應所放出或吸收的熱量。反應熱： 表示方法：放熱反應△H0，用“”表示；吸熱反應△H0，用“+”表示。燃燒熱：在101KPa下，1mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定氧化物時所放出的熱量。定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生反應生成1molH2O時的反應熱。中和熱：強酸和強堿反應的中和熱：H+(aq)+OH(aq)=H2O(l)。 △H=mol弱酸弱堿電離要消耗能量，中和熱 |△H|mol1原理：斷鍵吸熱，成鍵放熱?；瘜W反應的能量變化反應熱的微觀解釋：反應熱=生成物分子形成時釋放的總能量反應物分子斷裂時所吸收的總能量定義：表明所放出或吸收熱量的化學方程式。意義：既表明化學反應中的物質(zhì)變化，也表明了化學反應中的能量變化。熱化學 ①、要注明反應的溫度和壓強，若反應是在298K，1atm可不注明；方程式 ②、要注明反應物和生成物的聚集狀態(tài)或晶型；書寫方法 ③、△H與方程式計量數(shù)有關，注意方程式與△H對應，△H以KJmol1單位，化學計量數(shù)可以是整數(shù)或分數(shù)。④、在所寫化學反應方程式后寫下△H的“+”或“”數(shù)值和單位，方程式與△H之間用“；”分開。蓋斯定律：一定條件下，某化學反應無論是一步完成還是分幾步完成，反應的總熱效應相同。按物質(zhì)類別和種數(shù)分類化合反應 A+B=AB分解反應 AB=A+B置換反應 A+BC=C+AB按化合價有無變化分類和種數(shù)分類復分解反 AB+CD=AC+BD氧化還原反應 概念、特征、本質(zhì)、分析表示方法、應用按實際反應的微粒分類和種數(shù)分類化學反應： 非氧化還原反應離子反應本質(zhì)、特點、分類、發(fā)生的條件按反應中的能量變化分分子反應 反應熱與物質(zhì)能量的關系放熱反應 熱化學反應方程式吸熱反應 燃燒熱中和熱物質(zhì)的量①、定義：表示含有一