【正文】 普鈣 ； 重鈣 電石； 鋇白、鋇餐 ； 鋅鋇白、立德粉； 重晶石； 銀粉 礬土； 剛玉、紅寶石、藍寶石； 明礬； 冰晶石 石英、水晶、瑪瑙； 硅膠； 泡花堿、水玻璃； 金剛砂； 赤銅礦 輝銅礦； 膽礬、藍礬； 銅綠、孔雀石； 鐵丹、鐵紅、赭石、赤鐵礦 鐵黃、鐵銹； 鐵黑、磁鐵礦； 褐鐵礦； 菱鐵礦； 黃鐵礦、硫鐵礦、愚人金 綠礬、黑礬； 方鉛礦 ； 砒霜、白砒； 大蘇打、海波； 皓礬、鋅礬 菱鋅礦； 朱砂、辰砂、丹砂； 雷汞； 波爾多液； 沼氣、坑氣、天然氣 電石氣； 福爾馬林； 蟻酸； 電木、酚醛樹脂； 石炭酸 苦味酸； TNT； 安息香酸； 尿素； 氟里昂； 衛(wèi)生球 ； 蟻醛； 氯仿 49:化學平衡狀態(tài)有哪些標志？ 50:什么是等效平衡？等效平衡有哪些種類？有解題技巧嗎？ 等效平衡： 相同條件下，可逆反 應無論論從正反應開始，還是從逆反應開始，還是從正逆反應同時開始，經(jīng)歷途徑雖不同，但只要起始物質(zhì)的量濃度相當，就可以達到相同 (平衡體系中各組分的百分含量相同 )的平衡狀態(tài)，即等效平衡。等效平衡是在 等同平衡 (平衡體系中各組分的物質(zhì)的量相同、百分含量也相同 ,換句話說就是同一平衡 )的基礎上引發(fā)出來的一類題型 可逆反應： mA（ g） + nB（ g） pC（ g） + qD（ g）按如下三種形式投入起始物質(zhì) ,在密閉容器中 ,保持溫度不變 ,可以達到想同的平衡狀態(tài) .① mmolA 和 nmolB； ② pmolC 和 qmolD； ③ 其它可以完全轉(zhuǎn) 化為mmolA 和 nmolB 或者 pmolC 和 qmolD 恒溫恒容條件下 m+n≠ p+q 只能建立等同平衡 — 一邊倒起始物質(zhì)投料完全相同 m+n=p+q 可以建立等同平衡 — 一邊倒起始物質(zhì)投料比例相同 恒溫恒壓條件下 可以建立等同平衡 — 一邊倒起始物質(zhì)投料比例相同 51:電解質(zhì)溶液應該掌握哪些基礎知識？高考考查哪些題型？ (1)理清定義：電解質(zhì)（如： ， 等 ).前提都為化合物 (注意鹽酸 .CL2.銅不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì) ) 強電解質(zhì) : (在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì) )；弱電解質(zhì) (只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì) ) (2)弱電解質(zhì)電離 (電離程度很小 )平衡的影響因素 (符合勒夏特列原理 ) ① 溫度 :電離方向是吸熱的 ,升溫促進電離 ② 濃度稀釋溶液，不利于離子結(jié)合成分子，平衡向右移動。 ③ 其它條件 :如加入有相同弱電解質(zhì)離子的鹽 ,平衡向結(jié)合成弱電解質(zhì)的方向移動 (同離子效應 ) (3) 水是一種極弱的電解質(zhì)，它能微弱地電離，生成 H3O+和 OH在 25℃ （常溫）時，純水中 [H+]＝ [OH]＝ 1107mol/L。在一定溫度下， [H+]與 [OH]的乘積是一個常數(shù)：水的離子積 Kw＝ [H+][OH]，在 25℃時， Kw＝ 11014。溫度越高 ,水的電離程度越大 。酸堿 :抑制水的電離 。能水解的鹽類 :促進水電離 .(任何溶液 中 ,由水電離的 H+和 OH相等 ) (4)鹽類水解 (特征 :水解程度很小 )的應用 ① 判斷溶液中離子濃度的大小 :不水解的離子 水解的離子 顯性離子 (酸堿性 )不顯性 ② 電解質(zhì)溶液中的守恒關系 電荷守恒：電解質(zhì)溶液中所有陽離子所帶有的正電荷數(shù)與所有的陰離子所帶的負電荷數(shù)相等。 物料守恒：電解質(zhì)溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化變成其它離 子或分子等，但離子或分子中某種特定元素的原子的總數(shù)是不會改變的。 質(zhì)子守恒：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。 （ 5）有關 PH 的計算：關鍵：顯酸性抓住氫離子進行計算！顯堿性抓住氫氧根離子離子進行計算！ pH=lgC（ H+） 52:原電池、電解原理及應用 原電池 （ 1）正負極的判斷。負極 失電子發(fā)生氧化反應的電極（電子流出）；正極 —得電子發(fā)生還原反應的電極（電子流入） （ 2）溶液中離子的移動方向。 凡參加反應的離子，陽離子 正極 陰離子 負極 (3)電極方程式的書 寫：注意電解質(zhì)是否參加兩個電極的電極反應 電解原理 (1)判斷陰陽兩極的產(chǎn)物 —關鍵 :放電順序 惰性電極電解時 陽離子在陰極上放電： Ag＋＞ Hg2＋＞ Fe3+＞ Cu2＋＞ (H+)＞ Fe2＋＞ Zn2＋； 陰離子在陽極放電： S2－＞ I－＞ Br－＞ Cl－＞ (F－、 NO3－、 SO42等 金屬電極電解時 —陽極溶解 ,陰極保護 . (2)陰陽兩極得失電子相等（計算） (3)補充由陰陽兩所得產(chǎn)物構(gòu)成的化合物可使電解質(zhì)溶液還原 .如惰性電極電解 CuSO4 溶液時 :若補充 CuO可使電解質(zhì)溶液還原 ,則電解產(chǎn)物為 Cu 和 O2。補充 Cu(OH)2 可使電解質(zhì)溶液還原 ,則電解產(chǎn)物為 Cu 、 H2 、O2(即 CuSO4 電解完后還電解了水 H2O (4)中學化學中電解過程中產(chǎn)生的氣體有三種 . 陽極 :O2 、 Cl2 陰極 :H2 53:以 NA 為橋梁的的考查有規(guī)律嗎？ “設 NA 表示阿伏加德羅常數(shù)，下列說法正確（或錯誤）的是 ……” 是高考中的必考題 .請注意以下情況 (1)氣體摩爾體積的定義 : 標況下 ,1mol氣體 (2)考查某些物質(zhì)分子中的原子個數(shù)。稀有氣體（單原子），臭氧（ O3），白磷（ P4）等。 (3)一些 物質(zhì)結(jié)構(gòu)中化學鍵數(shù)目。常見有 SiO2(1molSi 對應 4mol 共價鍵 )， C(1molC 對應 2mol 共價鍵 )， CH4，P4(一分子有 6 個共價鍵 )。 (4) 特殊物質(zhì)的摩爾質(zhì)量。 D2O， T2O， 18O2 ， 14CO2 等。 (摩爾質(zhì)量單位 :g/mol) (5)較復雜氧化還原反應中，求算電子轉(zhuǎn)移數(shù)目。如 Na2O2+H2O(1mol Na2O2 電子轉(zhuǎn)移數(shù)目 1mol) (6)某些離子或原子團在水中能發(fā)生水解反應，離子數(shù)目要改變 (7)“不定體系 ”。如 “NO和 NO2 混合氣 ”， “NO2氣體有時應考慮隱反應 2NO2＝ N2O4”等 (8)可逆反應與熱效應 (注意可逆反應反應物不能完全轉(zhuǎn)化的特點 !) 54： 計算氣體的相對分子質(zhì)量有的方法 計算氣體的相對分子質(zhì)量有哪些方法？ (1)密度 d： M=dV，標況下， M=d (2)相對密度： M1=DM2 (3)混合氣體： M=M（總） /n（總） =M1n1%+M2n2%+=M1v1%+M2v2%+ 55:電子式的書寫 電子式，原子結(jié)構(gòu)示意圖，分子式，結(jié)構(gòu)式，結(jié)構(gòu)簡式的表示方法是高考重中之重，是表示物質(zhì)的化學用語，我們在化學試卷上依靠它們 來表達，所以我們必須規(guī)范書寫，每年的高考由于書寫不規(guī)范造成失分的大有人在 . 電子式常考的有 :離子晶體 Na2O2 NaOH Na2O NH4Cl 分子晶體 NH3 N2 CCl4 CO2 H2O ,還有一些 特殊的需要記憶的如 :HClO ─OH OH ─CH3 H3O+ 高中階段我們研究的電子式都滿足 2 或 8 電子穩(wěn)定結(jié)構(gòu) ,對分子而言 ,最外層比 8 少幾個電子 ,就形成幾個共價鍵 (N2 N≡N O═C═O) .離子晶體組成微粒是陰陽離子 ,陰離子得電子標明 [ ]和所帶電荷，陽離子只標明電荷數(shù)。容易出錯的是 CCl4 N2 ─CH3， 電子式的書寫注意美觀，大眾化，最好都用 或都用 ，寫錯了必須重寫，千萬不要在錯誤的上改，那樣卷面會讓閱卷老師看不清，減分也是必然的了 56:方程式 (離子方程式，電離方程式 )的考查有哪些錯誤類型？ 錯因 1 方程式符合實際 ,如 : (2022 上海 )AlCl3 溶液中加入過量氨水： Al3＋＋ 4OH－ →AlO2－ (Al(OH)3)＋2H2O (05 廣東 )向苯酚鈉溶液中通入二氧化碳： CO2 + H2O + 2C6H5O → 2C6H5OH + CO32 (HCO3) 錯因 2. 配平問題： 離子方程式符合質(zhì)量守衡，有符合電荷守衡 ,如 : (2022 上海 ) FeCl2 溶液中通入 Cl2： Fe2＋＋ Cl2→Fe3＋＋ 2Cl－ (2Fe2＋＋ Cl2→2Fe3＋＋ 2Cl) 錯因 3. 拆不拆的問題 ,易溶于水的強電解質(zhì)拆成離子 ,沉淀和弱電解質(zhì)寫成分子如 : (2022 上海 )氯化鐵溶液中通入硫化氫氣體： 2Fe3＋＋ S2－（ H2S）＝ 2Fe2＋＋ S↓。 氯氣通入水中 :Cl2+H2O=2H+ +Cl +ClO （ HClO） (05 江蘇 )氧化鎂與稀硫酸反應 H+ + OH— （ Mg(OH)2） = H2O 錯因 ,如 : (2022 年全國 )次氯酸鈣溶液中通人過量二氧化碳： Ca2＋＋ 2ClO－＋ H2O＋ CO2＝ CaCO3↓＋ 2HClO (ClO－＋ H2O＋ CO2＝ HCO3－＋ HClO) 錯因 : 稀硫酸和氫氧化鋇溶液反應： Ba2+＋ OH＋ H+十 SO42 = BaSO4↓＋ H2O (Ba2+＋ 2OH＋ 2H+十 SO42 = BaSO4↓＋ 2H2O) 錯因 6,注意鹽類的水解和弱電解質(zhì)的電離應該用可逆符號 ,多元弱酸的酸根水解應該分步如 : (05 全國卷 Ⅲ )硫化鈉的第一步 水解： S2－＋ 2H2O=H2S( HS)＋ 2OH－ 57:離子共存應注意哪些問題 ? 題設情景，即能否共存的環(huán)境及要求符合的條件。如酸堿性環(huán)境，無色透明溶液、產(chǎn)生氣體、沉淀，發(fā)生氧化還原反應或復分解反應而不能共存，等等。這里要注意以下幾點： (1)、有些學生認為有色溶液不是 “透明溶液 ”，這是錯的。如果題設為無色透明溶液，則可排除含有 MnOFe2+、 Fe3+、 Cu2+的溶液。 (2)、對于酸堿性情景則有各種表述形式，如告訴溶液的酸堿性，或溶液的 pH 值大小，或 C(H+)、 C(OH－ )，或加入指示 劑顏色的變化，等等。但如果題中告訴的是水電離的 C(H+) 或 C(OH－ ) ，則該溶液既可以是酸性溶液，也可以是堿性溶液。 (3)、對于能與 Al 反應產(chǎn)生氫氣的溶液，溶液中一定含有 H+或 OH－。要注意的是，若含有 H+的溶液中還含有、 NO3－ .ClO－、 MnO4－，因與 Al 反應不能產(chǎn)生氫氣 不能共存的涵義是發(fā)生化學反應，可以從以下三個方面考慮： (1)．發(fā)生離子互換反應： (復分解反應的條件 )① 產(chǎn)生難溶物：沉淀、氣體； ② 生成難電離的物質(zhì)：弱電解質(zhì)。包括弱酸、弱堿、水、酸式弱酸根離子和絡離子。 (2)．發(fā)生氧化 還原反應： ① 氧化性離子與還原性離子不能大量共存。如 Fe3+與 I－、 S2－； Cu2+與 I－等不能大量共存。 ② 當有 H+大量存在時， NO3－不能與 Fe2+、 I－、 S2－、 SO32－、 H2O2 等大量共存。ClO－、 MnO4－無論是在酸性溶液還是堿性溶液中，都具有強氧化性，能氧化 Fe2+、 I－、 S2－、 SO3H2O2 等。 [（ 05 廣東）下列各組離子一定能大量共存的是在 pH=1 的溶液中： K+、 Fe2+、 Cl－、 NO3－ ] (3)．酸、堿性環(huán)境不一致： ① 酸溶液 (H+)與堿溶液 (OH－ )不能大量共存； ② 酸性溶液 (如 NaHSO4)與堿性溶液 (如 NaHCO3)不能大量共存； ③ 弱酸根離子不能在酸性溶液中大量存在； ④ 弱堿陽離子不能在堿性溶液中大量存在； ⑤ 酸式弱酸根陰離子既不能在酸性溶液中大量存在， 也不能在強堿性溶液中大量存在；注意： HSO H2PO4的鹽溶液呈弱酸性，故可在弱酸性條件下存在 (非大量 H+)； HPO4 HCO3 等的鹽溶液呈弱堿性，可在弱堿性條件下 (非大量 OH－ )存在。 ⑥ 不能存在于堿性溶液中的離子 (如 Al3+)與不能存在于酸性溶液中的離子 (如 AlO2)不能大量共存 (雙水解 )； ⑦ 溶液中不 存在 HSO4，相當于溶液中有 H+，因為 HSO4＝ H+＋ SO42，故 NaHSO KHSO4 相當于一元強酸； (限于中學把硫酸看成全部 電離時，但也有把 HSO4當成弱電解質(zhì) )⑧ HCO3與、 ALO2不能大量共存； ⑨ 某些絡離子，如[Cu(NH3)4]2+、 [Ag(NH3)2]+等只能存在于堿性溶液中，不能與 H+大量共存。因為 NH3＋ H+＝ NH4+。 58:物質(zhì)的組成、性質(zhì)和分類在高考中應掌握哪些知識 .同位素 .同素異形體 ,通常在選擇題中出現(xiàn) , 同位素研究的對象為同一種元素的不同原子 (質(zhì)子數(shù)相同 中子數(shù)不同 )。 同素異形體研究同一元元素的不同單質(zhì)是宏觀概念 .如 :(05 廣東 ) A、 7834Se 和 8034Se互為同素異形體 B、 7834Se 和 8034Se 互為同位素， B 對 (05 年上海 ) 關于