【正文】 2PCl3(Cl2不足) ； 2P＋5Cl22 PCl5(Cl2充足)2H2S＋3O22H2O＋2SO2(O2充足) ； 2H2S＋O22H2O＋2S(O2不充足)4Na＋O22Na2O 2Na＋O2Na2O2Ca(OH)2＋CO2CaCO3↓＋H2O ； Ca(OH)2＋2CO2(過量)==Ca(HCO3)2C＋O2CO2(O2充足) ； 2 C＋O22CO (O2不充足)8HNO3(稀)＋3Cu==2NO↑＋2Cu(NO3)2＋4H2O 4HNO3(濃)＋Cu==2NO2↑＋Cu(NO3)2＋2H2OAlCl3＋3NaOH==Al(OH)3↓＋3NaCl ； AlCl3＋4NaOH(過量)==NaAlO2＋2H2ONaAlO2＋4HCl(過量)==NaCl＋2H2O＋AlCl3 NaAlO2＋HCl＋H2O==NaCl＋Al(OH)3↓Fe＋6HNO3(熱、濃)==Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O Fe＋HNO3(冷、濃)→(鈍化)Fe＋6HNO3(熱、濃)Fe(NO3)3＋3NO2↑＋3H2O Fe＋4HNO3(熱、濃)Fe(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O濃H2SO4濃H2SO41Fe＋4HNO3(稀)Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O 3Fe＋8HNO3(稀) 3Fe(NO3)3＋2NO↑＋4H2O140℃170℃1C2H5OH CH2=CH2↑＋H2O C2H5－OH＋HO－C2H5　　　　　　　　C2H5－O－C2H5＋H2O13C2H5Cl＋NaOH C2H5OH＋NaCl 　 　C2H5Cl＋NaOHCH2＝CH2↑＋NaCl＋H2O16FeBr2＋3Cl2（不足）==4FeBr3＋2FeCl3 2FeBr2＋3Cl2（過量）==2Br2＋2FeCl3八、離子共存問題 離子在溶液中能否大量共存，涉及到離子的性質及溶液酸堿性等綜合知識。如生成難溶、難電離、氣體物質或能轉變成其它種類的離子（包括氧化一還原反應）. 一般可從以下幾方面考慮1．+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均與OH不能大量共存.2．弱酸陰離子只存在于堿性溶液中。 （2）式正確：化學式與離子符號使用正確合理。 （4）兩守恒：兩邊原子數、電荷數必須守恒（氧化還原反應離子方程式中氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數要相等）。（6）檢查細：結合書寫離子方程式過程中易出現的錯誤，細心檢查。 ⑴酸性溶液（H＋）、堿性溶液（OH）、能在加入鋁粉后放出可燃氣體的溶液、由水電離出的H＋或OH=110amol/L(a7或a7)的溶液等。⑶MnO4,NO3等在酸性條件下具有強氧化性。 ⑹看是否符合題設條件和要求，如“過量”、“少量”、“適量”、“等物質的量”、“任意量”以及滴加試劑的先后順序對反應的影響等。COClSO2與氫氧化鈉溶液；C2HC2H4與溴水反應十一、較金屬性強弱的依據金屬性：金屬氣態(tài)原子失去電子能力的性質；金屬活動性：水溶液中，金屬原子失去電子能力的性質。十二、較非金屬性強弱的依據同周期中，從左到右，隨核電荷數的增加，非金屬性增強； 同主族中，由上到下，隨核電荷數的增加，非金屬性減弱；依據最高價氧化物的水化物酸性的強弱：酸性愈強，其元素的非金屬性也愈強；依據其氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性：穩(wěn)定性愈強，非金屬性愈強；與氫氣化合的條件；與鹽溶液之間的置換反應；其他，例：2Cu＋SCu2S Cu＋Cl2CuCl2 所以，Cl的非金屬性強于S。十四‘粒半徑的比較：1．判斷的依據 電子層數： 相同條件下，電子層越多，半徑越大。最外層電子數 相同條件下，最外層電子數越多，半徑越大。如：LiNaKRbCs同主族元素的離子半徑隨核電荷數的增大而增大。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。H2O： AgNO3向NH3H2O向AgNO3中滴加——開始有白色沉淀，后白色沉淀消失2．NaOH與AlCl3： NaOH向AlCl3中滴加——開始有白色沉淀，后白色沉淀消失 AlCl3向NaOH中滴加——開始無白色沉淀，后產生白色沉淀3．HCl與NaAlO2： HCl向NaAlO2中滴加——開始有白色沉淀，后白色沉淀消失 NaAlO2向HCl中滴加——開始無白色沉淀，后產生白色沉淀4．Na2CO3與鹽酸： Na2CO3向鹽酸中滴加——開始有氣泡，后不產生氣泡鹽酸向Na2CO3中滴加——開始無氣泡，后產生氣泡十七能使酸性高錳酸鉀溶液褪色的物質（一）有機1． 不飽和烴（烯烴、炔烴、二烯烴、苯乙烯等）；2． 苯的同系物；3． 不飽和烴的衍生物（烯醇、烯醛、烯酸、鹵代烴、油酸、油酸鹽、油酸酯等）；4． 含醛基的有機物（醛、甲酸、甲酸鹽、甲酸某酯等）；5． 石油產品（裂解氣、裂化氣、裂化汽油等）；6． 天然橡膠（聚異戊二烯）。2．水?。悍尤渲闹苽?沸水浴)；硝基苯的制備(50—60℃)、乙酸乙酯的水解(70～80℃)、蔗糖的水解(70～80℃)、硝酸鉀溶解度的測定(室溫～100℃)需用溫度計來控制溫度；銀鏡反應需用溫水浴加熱即可。有些氣體在水中有一定溶解度，但可以在水中加入某物質降低其溶解度，如：可用排飽和食鹽水法收集氯氣。5．鑒別：可利用一些物質在水中溶解度或密度的不同進行物質鑒別，如：苯、乙醇　溴乙烷三瓶未有標簽的無色液體，用水鑒別時浮在水上的是苯，溶在水中的是乙醇，沉于水下的是溴乙烷。6．檢漏：氣體發(fā)生裝置連好后，應用熱脹冷縮原理，可用水檢查其是否漏氣。即“三同”定“一等”。（2）考查氣體摩爾體積時，常用在標準狀況下非氣態(tài)的物質來迷惑考生，如H2O、SO已烷、辛烷、CHCl乙醇等。膠體粒子及晶體結構：P金剛石、石墨、二氧化硅等結構。mol－1時，必須注意氣體是否處于標準狀況下，否則不能用此概念；（5）某些原子或原子團在水溶液中能發(fā)生水解反應，使其數目減少；（6）注意常見的的可逆反應：如NO2中存在著NO2與N2O4的平衡；（7）不要把原子序數當成相對原子質量，也不能把相對原子質量當相對分子質量。如Na2O2+H2O；Cl2+NaOH；電解AgNO3溶液等。 二十三、鹽類水解鹽類水解，水被弱解；有弱才水解，無弱不水解；越弱越水解，都弱雙水解；誰強呈誰性，同強呈中性。如NaHCO3溶液中：n(Na＋)＋n(H+)＝n(HCO3)＋2n(CO32)＋n(OH)推出：[Na＋]＋[H＋]＝[HCO3]＋2[CO32]＋[OH]⑵物料守恒：電解質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是不會改變的。例如：在NH4HCO3溶液中H3O+、H2CO3為得到質子后的產物；NHOH、CO32為失去質子后的產物，故有以下關系：c(H3O+)+c(H2CO3)=c(NH3)+c(OH)+c(CO32)。(注意△H的“+”與“－”，放熱反應為“－”，吸熱反應為“+”)3．檢查△H的數值是否與反應物或生成物的物質的量相匹配（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與化學計量系數有關，注意不要弄錯。計量系數以“mol”為單位，可以是小數或分數。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。 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”。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比換算成平衡式左右兩邊同一邊物質的物質的量與原平衡相同，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。三十二、元素的一些特殊性質1．周期表中特殊位置的元素①族序數等于周期數的元素：H、Be、Al、Ge。③族序數等于周期數3倍的元素：O。⑤周期數是族序數3倍的元素：Na、Ba。⑦最高正價是最低負價絕對值3倍的短周期元素：S。⑨短周期中離子半徑最大的元素：P。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。④最輕的單質的元素：H ；最輕的金屬單質的元素：Li 。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。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的元素：S。⑩常見的能形成同素異形體的元素：C、P、O、S。有電子轉移（得失或偏移）的反應都是氧化還原反應。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 = 還原產物 + 氧化產物得電子，化合價降低，被還原電子轉移表示方法 單線橋： 電子還原劑 + 氧化劑 = 還原產物 + 氧化產物二者的主 表示意義、箭號起止要區(qū)別： 電子數目等依據原則：氧化劑化合價降低總數=還原劑化合價升高總數配平找出價態(tài)變化，看兩劑分子式，確定升降總數；方法步驟：求最小公倍數，得出兩劑系數，觀察配平其它。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：氧化劑氧化產物；還原性：還原劑還原產物）④、根據（氧化劑、還原劑）元素的價態(tài)與氧化還原性關系比較。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。概念：在溶液中（或熔化狀態(tài)下）有離子參加或生成的反應。用實際參加反應的離子符號表示化學反應的式子。意義：不僅表示一定物質間的某個反應；還能表示同一類型的反應。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：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：常見的難電離的物質有H2O、CH3COOH、H2CONH3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KJ反應熱： 表示方法：放熱反應△H0，用“”表示；吸熱反應△H0，用“+”表示。定義：在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生反應生成1molH2O時的反應熱。 △H=mol1原理：斷鍵吸熱，成鍵放熱。意義：既表明化學反應中的物質變化，也表明了化學反應中的能量變化。mol1單位，化學計量數可以是整數或分數。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。②、符號：n物質的量 ③、單位：摩爾、摩、符號mol④、1mol任何粒子（分、原、離、電、質、中子）。①、定義：1mol任何粒子的粒子數叫阿伏加德羅常數。mol1①、定義：單位物質的量物質所具有的質量叫~摩爾質量：②、符號：M ③、單位：gmol1④、若以g物質的量①、定義：單位體積溶液中所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量叫溶質B的物質的量濃度。L1①、定律：在相同溫度和壓強下，相同體積的作何氣體都含有相同數目的分子。mol1ρ，=M(A)ф(A)+M(B)ф(B)+①、以物質的量為中心的有關物理量的換算關系：物質所含粒子數N247?；蟽rNA 247。M化合價物質的量n電解質電離出離子的“物質的量” 物質的質量（m）247。mol1Vm()96500CVm()電量（C） 氣體的體積（標準狀況）Vm△H247?！鱄V氣體體積（非標準狀況）