【正文】 （ 1）所有的醛（ 。 O 和 OH 中的 C=O雙鍵不發(fā)生加成） OHO、 能與 NaOH反應的： —COOH、 能與 NaHCO3反應的： —COOH OH能與 Na反應的： —COOH、 － OH 能發(fā)生加聚反應的物質(zhì) 烯烴、二烯烴、乙炔、苯乙烯、烯烴和二烯烴的衍生物。H2O中滴加 ——開 始無白色沉淀，后產(chǎn)生白色沉淀 NH3Al2O3) 鹵水 (MgCl NaCl 及少量 MgSO4) 王水（由濃 HNO3和濃鹽酸以 1∶ 3的體積比配制成的混合物） 十九、具有漂白作用的物質(zhì) 其中能氧化指示劑而使指示劑褪色的主要有 Cl2(HClO)和濃 HNO3 及 Na2O2 二十、各種―氣 ‖匯集 1．無機的：爆鳴氣 (H2與 O2)； 水煤氣或煤氣 (CO與 H2)；碳酸氣 (CO2) 2．有機的：天然氣 (又叫沼氣、坑氣，主要成分為 CH4) 液化石油氣 (以丙烷、丁烷為主 ) 裂解氣 (以 CH2=CH2 為主 ) 焦爐氣 (H CH4 等 ) 電石氣 (CH≡CH，常含有 H2S、 PH3等 ) 二十一、滴加順序不同，現(xiàn)象不同 1． AgNO3與 NH3SiO 3CaO 2．混合物 ：氨水 (分子： NH H2O、 NH3如： F Na+Mg2+Al3+ 同一元素不同價態(tài)的微粒半徑，價態(tài)越高離子半徑越小。如： LiNaKRbCs 同主族元素的離子半徑隨核電荷數(shù)的增大而增大。 最外層電子數(shù) 相同條件下，最外層電子數(shù)越多，半徑越大。 十六、 ―10電子 ‖、 ―18電子 ‖的微粒小結(jié) 1． 2． ―18 262526十七、微粒半徑的比較： 1．判斷的依據(jù) 電子層數(shù)： 相同條件下，電子層越多，半徑越大。 注：金屬性與金屬活動性并非同一概念，兩者有時表現(xiàn)為不一致， 同周期中，從左向右，隨著核電荷數(shù)的增加，金屬性減弱； 同主族中，由上到下，隨著核電荷數(shù)的增加，金屬性增強； 依據(jù)最高價氧化物的水化物堿性的強弱；堿性愈強，其元素的金屬性也愈強； 依據(jù)金屬活動性順序表（極少數(shù)例外）； 常溫下與酸反應劇烈程度； 常溫下與水反應的劇烈程度； 與鹽溶液之間的置換反應； 高溫下與金屬氧化物間的置換反應。小數(shù)點為一位 十三、能夠做噴泉實驗的氣體 NH HCl、 HBr、 HI等極易溶于水的氣體均可做噴泉實驗。小數(shù)點為一位 0。 十二、中學化學中與 ―0‖有關(guān)的實驗問題 4例及小數(shù)點問題 0。 +鹽溶液、 H2SO3及其鹽溶液、氫硫酸及其鹽溶液：因易被空氣氧化，不宜長期放置，應現(xiàn)用現(xiàn)配。H2O：易揮發(fā)，應密封放低溫處。瓶口用橡膠塞塞嚴或用塑料蓋蓋緊。 HNO3， AgNO3：見光易分解，應保存在棕色瓶中，放在低溫避光處。瓶蓋嚴密。鑷子取，立即放入水中用長柄小刀切取，濾紙吸干水分。用 鑷子取，玻片上切，濾紙吸煤油，剩余部分隨即放人煤油中。 7．連接導管通氣是長進短出原則。 5．先驗氣密性 (裝入藥口前進行 )原則。 3．先 ―塞 ‖后 ―定 ‖原則。 十、中學化學實驗操作中的七原則 1． ―從下往上 ‖原則。 22+S2O3在酸性條件下發(fā)生氧化還原反應： S2O3+2H=S↓+SO2↑+H2O 注意題目要求 ―一定大量共存 ‖還是 ―可能大量共存 ‖； ―不能大量共存 ‖還是 ―一定不．．．．．．能大量共存 ‖。 3+2+2+2+有色離子 MnO4,Fe,Fe,Cu,Fe(SCN)。 例如： (1)違背反應客觀事實 如： Fe2O3與氫碘酸： Fe2O3＋ 6H+＝ 2 Fe3+＋ 3H2O錯因：忽視了 Fe3+與 I發(fā)生氧化一還原反應 (2)違反質(zhì)量守恒或電荷守恒定律及電子得失平衡 如： FeCl2溶液中通 Cl2 ： Fe2+＋ Cl2＝ Fe3+＋ 2Cl 錯因：電子得失 不相等，離子電荷不守恒 (3)混淆化學式（分子式）和離子書寫形式 如： NaOH溶液中通入 HI： OH＋ HI＝ H2O＋ I錯因： HI誤認為弱酸 . (4)反應條件或環(huán)境不分： 如：次氯酸鈉中加濃 HCl： ClO＋ H+＋ Cl＝ OH＋ Cl2↑錯因：強酸制得強堿 (5)忽視一種物質(zhì)中陰、陽離子配比 . 如： H2SO4 溶液加入 Ba(OH)2溶液 :Ba2+＋ OH＋ H+＋ SO42＝ BaSO4↓＋ H2O 正確： Ba2+＋ 2OH＋ 2H+＋ SO42＝ BaSO4↓＋ 2H2O (6)―＝ ―↓‖符號運用不當 如： Al3+＋ 3H2O＝ Al(OH)3↓＋ 3H+ 注意：鹽的水解一般是可逆的， Al(OH)3 量少，故不能打 ―↓‖ ，審題一定要注意題中給出的附加條件。 （ 5）明類型：分清類型，注意少量、過量等。 （ 3）號實際： ―=‖―‖―→‖―↑‖―↓‖等符號符合實際 。如 CH3COO、 F、 CO3 SO3 S PO4 AlO2均與 H+ 不能大量共存 . 3．弱酸的酸式陰離子在酸性較強或堿性較強的溶液中均不能大量共存 .它們遇強酸（ H+）會生成弱 酸分子；遇強堿（ OH）生成正鹽和水 . 如： HSO HCO HS、 H2PO HPO42等 4．若陰、陽離子能相互結(jié)合生成難溶或微溶性的鹽，則不能大量共存 .如： Ba2+、 Ca2+與 CO3 SO3 PO4 SO42等； Ag+與 Cl、 Br、 I 等； Ca2+與 F， C2O42 等 ① 、 若陰、陽離子發(fā)生雙水解反應，則不能大量共存 .如： Al3+與 HCO CO3 HS、S AlO ClO、 SiO32 等 Fe3+與 HCO CO3 AlO ClO、 SiO3 C6H5O等； NH4+與 AlOSiO3 ClO、 CO32等 ② 、 若陰、陽離子能發(fā)生氧化一還原反應則不能大量共存 .如： Fe3+與 I、 S2； MnO4（ H+） 與 I、 Br、 Cl、 S SO3 Fe2+等； NO3（ H+）與上述陰離子； S SO3 H+ 7．因絡(luò)合反應或其它反應而不能大量共存 如： Fe3+與 F、 CN、 SCN等； H2PO4與 PO43會生成 HPO42，故兩者不共存 . 九、離子方程式判斷常見錯誤及原因分析 1．離子方程式書寫的基本規(guī)律要求：（寫、拆、刪、查四個步驟來寫） （ 1）合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產(chǎn)物及反應。凡能使溶液中因反應發(fā)生使有關(guān)離子濃度顯著改變的均不能大量共存。實驗室制備氨氣。 氣體和液體： CO和水蒸氣。 C還原金屬氧化物。 ： C：固體和固體反應： SiO2和 CaO反應；固體和氣體 C和 CO2 A＋ BC＋ D：固體和固體反應的： Al和不活潑的金屬氧化物反應。溫度高時 受熱也會使它分解。 FeSO4 NH4I， NH4HS(分解的典型特征是生成兩種單質(zhì)。6H2O，