高一化学必记基础知识

1、高一化学必记基础知识 化学反应及能量变化1物质所含元素化合价 升高 的反应是氧化反应，物质所含元素化合价降低 的反应是还原反应。元素化合价发生变化是氧化还原反应的特征，也是判断氧化还原反应的依据。2氧化还原反应的本质 电子发生转移（包括电子的得失或电子对的偏移）。常见元素化合价：（顺口溜） 一价钾钠氯氢银， 二价氧钙铜镁锌， 三铝四硅五价磷，二、三铁二四碳， 硫有负二正四六， 单质元素为零价。氧化还原反应相关概念的关系：化合价升高失电子被氧化还原剂氧化产物特殊氧化还原反应：歧化反应、归中反应。 常见的歧化反应：同种元素的同一价态在化学反应后，一部分化合价升高，一部分化合价降低。 Cl2 +2N

2、aOH = NaCl +NaClO +H2O Cl2 + H2O = HCl + HClO 2H2O2 = 2H2O +O2 3S +6KOH = 2K2S +K2SO3 +3H2O 3NO2 +H2O = 2HNO3+NO2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2常见的归中反应：同种元素的不同价态在化学反应后，元素高价态降低，元素低价态升高的反应。2H2S +SO2 = 3S +2H2O 2FeCl3 + Fe = 3FeCl2KH +H2O = KOH + H2 4NH3+6NO = 5N2+6H2OKClO3 + 6HC

3、l (浓) = KCl +3Cl2+3H2O KIO3+5KI+6HCl = 6KCl +3I2 +3H2O（可用于加碘盐的检验）4在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物叫做电解质。强电解质（包括强酸、强碱、绝大多数盐等）常见强酸：H2SO4、HNO3、HCl HBr HI HClO3 HClO4 常见强碱：Ba（OH）2、NaOH、KOH、Ca(OH)2 盐: 绝大多数盐 .弱电解质（包括弱酸、弱碱、水等）常见弱酸：H2SO3 H3PO4 CH3COOH、HClO、H2CO3、H2S、HF、HNO2 HCN氢氰酸 常见弱碱：NH3·H2O、Cu(OH)2、Al(OH)3、 Fe(OH

4、)3 常见弱酸酸性强弱：H2SO3 >H3PO4 >HF > CH3COOH > H2CO3> H2S >HClO> HCN注意强、弱电解质的电离方程式的书写。5用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子叫做离子方程式。书写离子方程式时注意：单质、氧化物、难溶性物质、气体、难电离的物质（水、氨水、弱酸）等仍然写化学式，不能拆开写成离子形式。6、（1）化学上把 放出 热量的化学反应叫做放热反应，常见放热反应：燃烧反应；大多数化合反应；金属与酸的反应；酸碱中和反应等（2）化学上把 吸收 热量的化学反应叫做吸热反应。常见吸热反应有： 电离和水解； 大多数的分

5、解反应； CO2C2CO； 制水煤气: CH2OCO+H2 氢氧化钡晶体与氯化铵混合: Ba(OH)2·8H2O +2NH4ClBaCl2+2NH3+10H2O 碱金属元素 包括：锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）1.钠 物理性质： 钠是银白色的金属，有良好的导电性和传热性，密度比水的密度小，熔沸点低，硬度很低（能用小刀切割）。钠的化学性质 与非金属的反应：常温下：4Na+O2=2Na2O（白色）加热时：2Na+O2 Na2O2（淡黄色） 2Na + S = Na2S钠跟水的反应：2Na + 2H2O =2NaOH + H2离子方程式：2Na + 2

6、H2O =2Na+ +2 OH - + H2现象：概括为“浮、熔、游、响、红”五个字。浮：密度比水轻； 熔：反应放热，钠熔点低； 游：反应产生气体（H2）； 响：反应剧烈 ； 红：生成NaOH，酚酞遇碱变红色。注意：钠和盐的水溶液反应，钠先和溶液中的水反应，生成氢氧化钠再和盐发生复分解反应。如钠和硫酸铜溶液反应时： 2Na + 2H2O =2NaOH + H2 2NaOH + CuSO4 =Cu(OH)2 + Na2SO4总反应方程式： 2Na + CuSO4 + 2H2O = Cu(OH)2+ Na2SO4 + H2区别： Fe与硫酸铜溶液反应：Fe + CuSO4 = Cu + FeSO4

7、（1） 钠、钾的保存：保存在煤油里， 而锂保存在固态石蜡中（2） 钠的用途：制取Na2O2等化合物； 钾和钠的合金作为原子反应堆的导热剂； 作为还原剂； 制成高压钠灯用在电光源上，其黄光射程远透雾能力强。2. Na2O2用途：漂白织物、麦秆、羽毛（利用其强的氧化性）； 用在呼吸面具中和潜水艇里作为氧气的来源 。相同点：最外层电子数相同，都是1个；3.碱金属原子结构 不同点：电子层数不同。递变性 ：（按同一主族从上到下的顺序）： 原子半径由小到大； 元素的金属性增强；对应碱的碱性增强； 单质的熔沸点降低（除钾反常外）。（4）焰色反应：某些金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈特殊颜色的现象。注意：

8、焰色：钠：黄色 钾：浅紫色（透过蓝色钴玻璃观察），每次实验操作之后，都要用稀盐酸洗净金属丝，且使用金属丝时，必须在火焰上灼烧金属丝至无色，再蘸取试剂。 钠的化合物 （1）比较钠的两种氧化物氧化钠 Na2O过氧化钠 Na2O2电子式Na 2 NaNa 2 Na化学键种类离子键离子键、非极性键:2:11:1:2:12:1类 别碱性氧化物 (概念)过氧化物(不属于碱性氧化物)颜 色状 态白 色 固 体淡 黄 色 固 体与H2O反应Na2OH2O2NaOH2Na2O22H2O 4NaOHO2 与HCl反应Na2O2HCl2NaClH2O2Na2O24HCl4NaClO22H2O与CO2反应Na2OCO

9、2Na2CO32Na2O22CO22Na2CO3O2 (2)比较碳酸钠和碳酸氢钠Na2CO3NaHCO3俗名纯碱、苏打小苏打溶解性易溶于水，比NaHCO3更易溶可溶于水与H反应剧烈程度Na2CO3 +2HCl = 2NaCl +H2O +CO2 NaHCO3 + HCl = NaCl +H2O +CO2CO322HCO2H2O 反应弱于 HCO3HCO2H2O与OH反应HCO3OHCO32H2O热稳定性很稳定（正常加热下不分解）不稳定 2NaHCO3 Na2CO3H2OCO2鉴别方法:将两种物质分别与等浓度的盐酸反应，反应较快的是NaHCO3 ，较慢的是Na2CO3分别加热两种物质，有气体产生

10、的是NaHCO3。除杂：碳酸氢钠溶液中混有少量碳酸钠，除去的方法通入适量CO2 ；化学方程式：Na2CO3 + CO2 +H2O = 2NaHCO3 碳酸钠固体中混有少量的碳酸氢钠，除去的方法是加热 化学方程式：2NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 +H2O Na2CO3用途：玻璃、制肥皂、造纸、纺织等工业中；还可以用来制造其他钠的化合物。NaHCO3用途：（1）制发酵粉； （2）治疗胃酸过多症的一种药剂【物质的量】 1、每摩尔物质含阿伏伽德罗常数(NA)个微粒，约为6.02×1023个。如：3.01×1023个C原子的物质的量是多少? 0.5（mol）2、摩尔质量

11、：1mol物质具有的质量，摩尔质量的单位是g/mol，其数值等于相对分子质量。如：Na的原子量为23，其摩尔质量为23 g/mol3、物质的量浓度的单位是mol/L4、在标准状况下，1mol任何气体所占的体积都约为22.4 L 。 即 ：Vm22.4L/mol5、物质的量在化学方程式中的应用（1）化学方程式中各物质的化学计量数（即系数）之比，等于各物质的物质的量之比。（2）对于气体物质，因为相同条件下分子数相等，物质的量相等、物质的体积也相等，所以化学反应中物质的系数之比等于相同条件下气体的体积比。 即6、溶液稀释前后计算公式：C1V1 = C2V2（溶液稀释前后溶质物质的量不变）7、配制一定

12、物质的量浓度溶液：所 需 仪 器： 托盘天平或量筒、烧杯、玻璃棒、容量瓶、试剂瓶、药匙、胶头滴管 溶液的配制步骤：1、计算 2. 称量 3. 溶解 4. 转移 5. 洗涤 6. 定容 7.摇匀 8 . 装瓶贴签卤族元素包括：氟（F）、氯（Cl）、溴（Br）、碘（I）、砹（At）1. 氯气（Cl2） Cl2物理性质：通常情况下，氯气黄绿色，有刺激性气味、比空气重的有毒气体，易液化，能溶于水。Cl2的化学性质： 氯气的化学性质很活泼，是强氧化剂。跟金属反应点燃 点燃2NaCl2 =2NaCl（产生白烟） CuCl2= CuCl2（棕黄色的烟，其水溶液呈蓝绿色） 点燃2Fe3 Cl2= 2FeCl3

13、（棕色的烟，溶于水溶液呈黄色）常温下，干燥的氯气或液氯不能与铁发生反应，所以工业上常把液氯储存在钢瓶中。跟非金属反应 点燃H2Cl2 =2HCl 点燃：发出苍白色火焰，有白雾（用于工业制盐酸）跟水反应： Cl2H2O H+ClHClO（HClO不稳定，见光易分解） 2HClO=2HCl+O2氯水的成分：H2O、Cl2、HClO 、H、Cl、ClO、OH氯水保存：密封储存于棕色试剂瓶里。氯水可以用来杀菌消毒。比较液氯、新制氯水、久置氯水液 氯 新制氯水 久置氯水颜色、状态黄绿色 液体 淡黄绿色 液体变成无色液体（稀盐酸）存在的微粒Cl2分子H2O、Cl2、HClO 、H、Cl、ClO、OHH2O

14、、H、Cl、OH物质的类别纯净物混合物混合物遇干燥的蓝色石蕊试纸无明显变化先变红，后褪色变红跟碱溶液反应 Cl22NaOHNaClNaClOH2O离子方程式： Cl22OH-Cl-ClO-H2O NaOH溶液常用于：吸收多余的氯气。工业上用氯气和消石灰制得漂白粉：2Cl22Ca(OH)2 = CaCl2+Ca(ClO)2 2H2O离子方程式：2Cl24OH-2Cl- +2ClO- 2H2O漂白粉的主要成分：CaCl2 和Ca(ClO)2； 有效成分：Ca(ClO)2漂白粉的漂白原理是： Ca(ClO)2CO2H2OCaCO32HClO ，该反应说明碳酸的酸性比次氯酸强。 或 Ca(ClO)22

15、HCl(稀)CaCl22HClO 2. 氯气的实验室制法 原理：nO2+ 4HCl(浓) MnCl2+Cl2+2H2O 离子方程式：nO2+ 4H+ + 2Cl- Mn2+ + Cl2+2H2O注意：稀盐酸与nO2不反应，不能制取Cl2 制气类型：“固+液气”（加热）发生装置：分液漏斗、圆底烧瓶、铁架台、酒精灯、石棉网、导气管等；收集方法：向上排空气法或排饱和食盐水的方法；除杂：先用饱和食盐水除去HCl，再用浓硫酸干燥（吸收水）；尾气处理：用强碱溶液吸收多余的Cl2，防止污染环境。3.卤素元素 （第A族）（1） 相同点：最外层电子数均为7个；原子结构 不同点：电子层数不同、原子半径不同。主要性

16、质的递变性（从氟到碘）：原子半径和离子半径逐渐增大； 非金属性和单质的氧化性逐渐减弱； 与氢气化合或与水反应由易到难； 氢化物的稳定性减弱 ； 最高价氧化物的水化物酸性减弱； 卤离子还原性增强； 前面元素的单质通常能把后面元素置换出来 ； 单质颜色逐渐加深，熔沸点依次升高。卤素单质特性：F是最活泼的非金属元素，氧化性最强，无正化合价，无含氧酸；氢氟酸能腐蚀玻璃；AgF可溶于水；氟气遇到水发生剧烈反应，生成氟化氢和氧气：2F2+2H2O = 4HF+O2溴：深红棕色液体，易挥发，应密封保存，并加少量水，起“液封”作用，以减少溴挥发。溴、碘在水中的溶解度较小，但易溶于汽油、苯、四氯化碳、酒精等有机

17、溶剂。碘易升华；碘单质遇到淀粉显蓝色；AgI可以用于人工降雨等等。 卤素离子的检验：Cl、Br、I，可用与酸化的AgNO3溶液反应，生成沉淀颜色来判断：l+ Ag+ = AgCl(白色) Br+ Ag+ = AgBr(浅黄色) I+ Ag+ = AgI(黄色)物质结构 元素周期律1.质量数= 质子数 + 中子数 ； 质子数= 核外电子数=原子序数如 表示：16表示 S的质子数是16 ，核外电子数 16 ，32表示 S的质量数，2要求能画出1-36号原子的原子结构示意图7。3元素周期表中同一横行元素（即同一周期），其电子层数相同， 最外层电子数 不同；同一纵行的主族元素，其 最外层电子数相同，电

18、子层数不同。4元素周期表分 七 个周期，第1、2、3周期为 短 周期，元素种类依次为 2、8、8 。5元素周期表中有18 个纵行，16 个族，其中 7个主族 7 个副族，还有 零 族和 族。除第一和第七周期外，每一周期的元素都是从碱金属 开始，以稀有气体 结束。同一周期：从左到右，原子半径逐渐减小，金属性逐渐减小，非金属性逐渐增强如：金属性：Na>Mg>Al， 非金属性：Si<P<S<Cl。同一主族：从上到下，原子半径逐渐增大，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减小如：金属性：H<Li<Na<K， 非金属性：F>Cl>Br>I。6金属

19、性强弱判断依据： 半径越大，失电子能力越强，金属性越强； 与水或酸置换氢气越容易，金属性越强； 最高价氧化物水化物碱性越强，金属性越强； 单质还原性“强”置换“弱”。非金属性强弱判断依据： 半径越小，得电子能力越强，非金属性越强； 与氢气反应越剧烈，生成氢化物越稳定，越强； 最高价氧化物水化物酸性越强，非金属性越强； 单质氧化性“强”置换“弱”。7.同位素:具有相同质子数，不同中子数的原子互称同位素. 如:氕、氘、氚8化学键 （1）化学键：相邻的两个或多个原子间强烈的相互作用叫化学键。（2）离子键：阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键叫离子键。（3）共价键：原子间通过共用电子对作用所形成的化

20、学键叫共价键。（4）离子化合物：含有离子键的化合物， 如NaCl、Na2SO4、NaOH、NH4Cl。（5）共价化合物：只含有共价键的化合物，如H2O、HCl、HNO3、CH3COOH、NH3、CH4 。（6）极性键: 两个不同种原子形成的共价键，如HCl、CO，CH4 、 NaOH中的H-O键。（7）非极性键：两个同种原子形成的共价键，如H2、O2，Na2O2中的OO键 。9微粒半径大小比较规律：（1）同周期元素的原子或最高价离子半径从左到右渐小。 如：Na >Mg >Al >Si ； Na+ >Mg2+ >Al3+ （2）同主族元素的原子或离子半径从上到下渐大

21、。 如：Li < Na < K ； F- < Cl- < Br- （3）具有相同电子层结构的简单离子，其半径随核电荷数的增加而减小。如：O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ （核外都是10个电子） 氧族元素包括 氧(O)、硫(S)、硒(Se)、碲(Te) 钋（Po）相似性：氧族元素原子最外层均为 6 个电子，最低化合价为-2 价 ，其他常见化合价为+4，+6（氧除外）；大多数有同素异形体如O2和O3；硫 ：物理性质：硫多种同素异开体，如单斜硫、斜方硫S不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2。可用CS2作为溶剂洗去试管壁上的硫。游离

22、态自然界存在于火山喷口、地壳岩层。人类在远古时代发现并使用硫。S存在 化合态存在形式有：FeS2、煤和石油中含少量硫污染大气物主要来源。S化学性质硫原子最外层6个电子，较易得电子，表现较强的氧化性。（1）与金属反应 Fe+S= FeS（黑色）(2)跟非金属的反应（在空气中燃烧，产生淡蓝色火焰；在纯氧中剧烈燃烧，发出明亮的蓝紫色火焰） 点燃S + O 2 = SO2臭氧（O3）物理性质：常温常压下，有特殊臭味的淡蓝色气体r> r，比氧气易溶于水。化学性质：1、不稳定性：2O3 3O2(升高温度分解速率加快)2、O3极强的氧化性： O3+2KI+H2O = 2KOH+I2+O2 （O3能使湿

23、润的KI-淀粉试纸变蓝） 。3.漂白和消毒：有些染料受到O3的强烈氧化作用会褪色，还可以杀死细菌，因此，O3是一种很好的脱色剂和消毒剂 放电4.产生方法：空气中高压放电就能产生臭氧 3O2=2O3互为同素异形体：臭氧与氧气；金刚石和石墨；白磷和红磷 等。过氧化氢：（1）物理性质：无色粘稠液体，水溶液俗称双氧水。 （2）电子式：（非直线型） （3）化学性质：不稳定性、氧化性、还原性、弱酸性 MnO2不稳定性 2H2O2=2H2O+O2 (4)用途：氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂二氧化硫： 通常情况下，二氧化硫为无色、有刺激性气味的气体；比空气重、有毒，易液化（沸点10 ）； 易溶于水（常温常压1

24、：40体积二氧化硫）。二氧化硫化学性质：具有酸性氧化物的通性：a、和水反应 SO2+ H2O H2 SO3（亚硫酸溶液呈酸性，二元弱酸），酸性强于碳酸。b、和碱、弱酸盐反应 ( Ca(OH)2 、NaOH 、 NaHCO3等 )SO2+2NaOH = Na2 SO3+ H2O SO2+NaOH = NaHSO3c、和碱性氧化物反应 (Na2O 、CaO等)SO2 +Na2O = Na2 SO3 CaO+ SO2 = CaSO3“固硫”原理： Ca0+S02 =CaS03 2CaS03+02=2CaS04二氧化硫的还原性：和氧气反应二氧化硫的氧化性：和还原剂反应 如 ：SO2+2H2S=3S+2

25、H2O二氧化硫的漂白性；检验二氧化硫气体的方法： 通入SO2 加热品红溶液 变为无色 溶液又变为红色问题：将等物质的量的Cl2与SO2同时通入品红溶液或紫色石蕊试液,有什么现象? Cl2 + SO2 + 2H2O = 2HCl + H2SO4 现象：品红溶液不褪色，而紫色石蕊试液显红色。(3)二氧化硫的污染 (酸雨 pH < 5.6 )形成酸雨的成分：硫的氧化物(S02)、氮的氧化物(N02)来源：化石燃料(煤、石油)的燃烧 ，含硫矿石的冶炼，硫酸、硝酸、磷酸生产的废气等。酸雨的形成：SO2+H2O=H2SO3, 2H2SO3+02=2 H2SO4,4NO2+O2+2H2O=4HNO3.

26、 (所以酸雨里有H2SO3、H2SO4、HNO3)三氧化硫：常温下，SO3是一种无色的固体，熔沸点都较低，与水反应生成硫酸，同时放出大量的热。 漂白性物质小结物 质HClO、O3、氯水、Na2O2、H2O2SO2活性炭漂白作用原理氧化作用化合作用吸附作用变 化化学变化化学变化物理变化稳 定 性不可逆可逆 硫酸 物理性质：纯硫酸是一种无色油状粘稠的液体，98.3%的浓硫酸是一种高沸点、难挥发的强酸，能与水以任意比混溶，溶解时放出大量的热。注意：稀释浓硫酸的方法：将浓硫酸沿器壁缓慢注入水中，并不断搅拌，使产生的热量迅速地扩散。硫酸 化学性质：具有酸的通性：H2SO42H+ SO42-浓硫酸的特性：

27、吸水性（吸收水分子的性质，可用作干燥剂）：能用浓硫酸干燥的气体有：H2，O2，Cl2,CO2, SO2 、CH4, HCl等。不能用浓硫酸干燥的气体：碱性气体NH3 ；还原性气体:H2S,HBr,HI等脱水性（能将有机物中的氢、氧元素按水的组成脱去的性质）区别吸水性和脱水性: 吸水性吸的是水,原本就有现成的水;而脱水性脱的是氢.氧两元素按水的组成形成的水,原本没有水浓硫酸 强氧化性： Cu+2 H2SO4（浓）= CuSO4+SO2+2H2OC+2 H2SO4（浓）= CO2+2SO2+2H2O注意 碳和浓硫酸反应生成的产物所用的试剂和检验顺序及现象：先用无水CuSO4检验水，CuSO4由无色

28、变为蓝色，接着用酸性KMnO4溶液或溴水检验SO2，溶液褪色，再把气体通入品红溶液中，品红溶液不褪色或颜色变浅，最后把气体通入澄清石灰水中，澄清石灰水变浑浊。在常温下，冷的浓硫酸、浓硝酸能使铁、铝等发生“钝化”，即金属表面生成一层致密的氧化物薄膜,阻止内部金属继续与浓硫酸反应。所以可以用铁或铝的容器储存冷的浓硫酸。（1）SO42离子的检验：正确操作：被检液先加足量的盐酸酸化（无现象），再滴加BaCl2溶液，若有白色沉淀生成，则含有硫酸根离子，反之，则无。注意：此处不用硝酸酸化也不能用盐酸酸化的Ba(NO3)2 溶液，以防止SO被氧化成SO而造成干扰。 原理：Ba2+ + SO42 BaSO4（

29、2）SO32-的检验步骤：加入盐酸，产生的气体通入品红溶液中，红色褪去；或加入BaCl2溶液生成白色沉淀，加入稀盐酸，沉淀溶解并产生具有刺激性气味的气体。原理：Ba2+ + SO32BaSO3 BaSO3 + 2H+ Ba2+ + SO2+ H2O碳族元素包括：碳（C）、硅（S i）、锗（Ge）、锡（Sn）、铅(Pb) ，这五种元素位于周期表的第 A 族，最外电子层上有 4个电子，化合价主要有 +2 价 、+4 价 。主要化合价 C、Si、Ge、Sn的+4价化合物稳定，而 Pb 的+2价化合物稳定。(1)原子半径 逐渐增大 。 (2)单质的密度 逐渐增大 。(3)单质的熔沸点C Sn逐渐降低，

30、而Sn Pb逐渐增大 ， 。(4)元素非金属性 由强到弱 。 (5)元素金属性由弱到强。(6)气态氢化物的稳定性由强到弱。(7)最高价氧化物的水化物的酸性由弱到更弱 ，碱性由弱到强 。硅的存在：地壳中含量仅次于氧，居第二位，硅元素在自然界全部以化合态形式存在。单质硅有晶体硅和无定形硅两种。硅.物理性质：晶体硅有金属光泽，熔沸点很高，硬度很大，属于原子晶体，良好半导体。化学性质 加热时可与02、C12反应。方程式分别为Si +O2 Si02 ，Si+2Cl2SiCl4 在常温下，硅的化学性质不活泼，不和氧气、氯气、硫酸、硝酸等反应，但能和氟气 、氢氟酸、强碱溶液反应。 Si + 2NaOH +2

31、H2ONa2SiO3 + 2H2 高温 4.制备：Si02 +2C Si+2CO（工业上制粗Si）SiO2 晶体结构：空间网状结构，原子晶体, 二氧化硅其化学性质不活泼，不与水、酸反应（除氢氟酸外），但能与碱性氧化物和强碱反应。 Si02+CaO = CaSiO3 Si02+2NaOH = Na2SiO3+H2O 所以盛放氢氧化钠等碱性溶液的瓶子，瓶塞要用橡胶塞。二氧化硅是酸性氧化物，它对应的水化物硅酸不溶于水，是一种弱酸，酸性比碳酸弱 。石英的主要成分是Si02 ，就是我们常说的水晶 。粘土的主要成分是铝硅酸盐 ，是制造 陶瓷器 的主要原料。硅酸盐工业1、以含硅物质 为原料经过加热制成硅酸盐

32、材料，叫做硅酸盐工业。如制造玻璃 、水泥 、 陶瓷 等产品的工业。2、以 黏土和 石灰石为主要材料，经研磨、混合后在水泥回转窑中煅烧，再加入适量的 石膏，并研成细粉就得到普通水泥。普通水泥的主要成分是硅酸三钙（3CaO·Si02）、硅酸二钙（2CaO·Si02）、 铝酸三钙（3CaO·Al203），水泥具有水硬 性。3、制造普通玻璃的原料 纯碱（Na2CO3）、 石灰石（CaCO3）、石英（ Si02 ）工业制造普通玻璃的主要反应是： 高温 高温Na2CO3+ Si02= Na2SiO3 +CO2 ；CaCO3+ Si02 =CaSiO3+ CO2实验室制取硅酸常

33、用的方法：Na2SiO3 +2HCl = 2NaCl+H2SiO3 2）.CO2 是分子晶体，熔点低；SiO2是 原子晶体，熔点高 。除SiO2外Si、金刚石 、Si3N4 等都是原子晶体，熔点都很高。 3）、在碳族元素的单质和化合物中（用物质名称填空）干冰常作制冷剂；二氧化硅 是制造光导纤维的重要原料；硅和 锗是半导体材料； 一氧化碳可作冶金工业的还原剂。 4）、石墨比金刚石稳定；石墨熔点比金刚石高；金刚石密度比石墨大。5）.硅酸钠水溶液又叫水玻璃，溶液显碱性。离子方程式为：SiO32- +H2O H2SiO3 +OH- 硅酸钠溶液易吸收空气生成硅酸：Na2SiO3+ CO2+ H2O =

34、Na2CO3+ H2SiO3，故要将其密封保存，瓶塞要用橡胶塞。氮族元素包括： 氮(N) 磷(P) 砷(As) 锑(Sb) 铋(Bi) 1、氨是 无色，有刺激性气味的气体，氨很容易液化。所以液氨常作制冷剂。2、氨的化学式为NH3 ，以 极性键形成的极性分子，结构是三角锥形。3、氨的化学性质（写出化学反应方程式）（1）氨与水的反应 NH3+H2O NH3·H2O NH4 + + OH 催化剂（2）氨与氯化氢反应 NH3+HCl = NH4Cl 高温高压（3）氨与氧气的反应 4NH3+5H2O 4NO + 6H2O 4、氨水呈 碱 性，它能使酚酞变 红 。所以氨气是一种碱性的气体。5、氨

35、气实验室制法：消石灰和氯化铵，方程式2NH4Cl+Ca(OH)2 =CaCl2+2NH3+2H2O 氨气的收集方法 向下排空气法 ，不能用排水法因为氨气极易溶于水 。检验氨气收集满的方法是用湿的红色石蕊试纸靠近试管口,如果试纸变红,则已经收集满；用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近试管口,有白烟出现,则已经收集满。装置中收集氨的试管口放置一团棉花的作用是防止氨气外逸，减少空气对流。6、铵盐的共性是（1）加热易分解。（2） 易溶于水 （3） 与碱共热放出NH3 。7、写出下列方程式：（1）氯化铵受热分解 NH4Cl = NH3+HCl 。（2）碳酸氢铵受热分解 NH4HCO3 = NH3+CO2 +H2O

36、。8、纯硝酸是无色，易挥发 、有刺激性气味的液体。有时在实验室看到的浓硝酸呈黄色，是溶有NO2 的缘故。硝酸的保存方法是用棕色试剂瓶并避光保存 。9、硝酸的化学性质（写出化学方程式）（1） 酸的通性 (可与碱、碱性氧化物等反应) NaOH + HNO3= NaNO3 + H2O （2） 不稳定性（见光分解） 4HNO3 = 4NO2+O2 + 2H2O （3） 强氧化性： 铜与稀硝酸 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 铜与浓硝酸 Cu + 4HNO3 = Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 碳与浓硝酸 C + 4HNO3 = CO2+ 2NO2

37、 + 2H2O 10、常温下， 铁 和 铝 在冷的浓硝酸会发生 钝化 现象，所以，常温下可以用铝槽车运输浓硝酸。王水是浓硝酸 和 浓盐酸按体积比为1：3形成的混合物。重要的金属1、金属的通性是有 金属光泽、有 延展性、导电 、导热 性。2、合金是由两种或者两种以上金属（或金属与非金属）组成的有金属特性 的物质。多数合金的熔点一般比它的各成分金属的 低 。 3、铝位于 三 周期的 A 族。铝是地壳里存在 最多 的金属元素，在参加化学反应时，铝容易失去 3 e 成为阳离子。4、铝的化学性质比较活泼，能与非金属、酸和强碱反应。点燃（1）与氧气 4Al + 3O2 = 2Al2O3 （2）与氯气 2A

38、l + 3Cl2 = 2AlCl3 （3）与稀盐酸（或稀硫酸）2Al+6HCl=2AlCl3+3H2 ；2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2 (4)与氢氧化钠 2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2 (5)与氧化铁 2Al + Fe2O3 = 2Fe + Al2O3 (铝热反应) (6)铝（或铁）与浓硝酸（浓硫酸）常温下不反应是发生 钝化 现象。5、氧化铝和氢氧化铝是两性化合物，既能与酸 反应又能与碱 溶液反应，生成盐和水。6、写出化学反应方程式 (1) 氧化铝与盐酸 Al2O3 + 6HCl= 2AlCl3 +3H2O ，与 Al2O3 + 2NaOH= 2NaAl

39、O2+ H2O (2) 氢氧化铝与盐酸 Al(OH)3+3HCl= AlCl3+3H2O 与 Al(OH)3 +NaOH= NaAlO2+2H2O(3)氢氧化铝受热分解 2Al (OH)3 = Al2O3 +3H2O（ 实验室制氢氧化铝采用 铵盐 和氨水）(4)氯化铝中加氨水 AlCl3 +3NH3·H2O = Al(OH)3+3NH4Cl (5)氯化铝中逐滴加入氢氧化钠： AlCl3+3NaOH = Al(OH)3+3NaCl ; Al(OH)3+NaOH = NaAlO2+2H2O。7、明矾化学式是 KAl(SO4)2·12H2O ，明矾水解产生的胶状的氢氧化铝的吸附能

40、力很强，可以吸附水里的杂质，所以明矾常作 净水 剂。写出明矾的电离方程式 KAl(SO4)2 = K+ + Al3+ + 2SO42- 。8、铁位于元素周期表第 三 周期第 族，在地壳中的含量仅次于 氧 ， 硅 ， 铝 ，铁在化学反应中容易失去 2 个电子形成亚铁离子，也能失去 3 个电子形成铁离子。点燃9、写出下列化学反应方程式高温铁与氯气 2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3 ；与硫 Fe + S = FeS ；铁与水蒸气反应: 3Fe+4H2O = Fe3O4+4H2 铁与盐酸 Fe+2HCl=FeCl2+H2 ； 铁与硫酸铜溶液CuSO4 + Fe = FeSO4+Cu 10、金属冶

41、炼的实质是用氧化还原反应使金属离子得到电子变成金属原子 的方法，一般用 电解法 、热还原法 或热分解法 。化学平衡 电离平衡1、化学反应速率是用来衡量 化学反应快慢程度的物理量，通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示 ，其单位是 mol / ( L·s ) 或 mol / ( L·min ) 。在中学化学里，通常所说的化学反应速率是指一段时间内的平均速率，而不是瞬时速率。且均取正值，无负值。各物质表示的速率之比等于该反应方程式的化学计量数之比。 2、影响化学反应速率的因素：影响化学反应速率的因素规律内因反应物本身的性质在其他条件相同时，反应物的化学性质越活

42、泼，化学反应速率越快外因催化剂在其他条件相同时，使用催化剂，化学反应速率加快反应物的温度在其他条件相同时，升高反应物的温度，化学反应速率加快反应物的浓度在其他条件相同时，增大反应物的浓度，化学反应速率加快气态反应物的压强在其他条件相同时，增大气态反应物的压强，化学反应速率加快固体反应物的表面积在其他条件相同时，固体反应物的表面积越大，化学反应速率加快其他光波，电磁波，超声波，溶剂等，也能影响化学反应速率的快慢3、化学平衡状态是指在一定条件下的 可逆 反应，正反应速率 和逆反应速率 相等，混合物中各组分的百分含量 保持不变的状态。4、当一个可逆反应达到化学平衡状态后， 温度、 压强 、浓度 的改

43、变对化学平衡产生影响。（1）浓度对化学平衡的影响：增大反应物的浓度或减少生成物的浓度 ，都可以使平衡向正反应方向移动；减少反应物的浓度或增大生成物的浓度 ，都可以使平衡向逆反应方向移动。 （2）压强对化学平衡的影响：对反应前后气体总体积发生改变的化学反应。 增大压强化学平衡向着气体体积减小的方向移动；减小压强平衡向着气体体积增大 的方向移动。反应前后气体物质总体积没有发生改变的可逆反应，改变压强不能使化学平衡移动。（3）温度对化学平衡的影响： 温度升高会使化学平衡向着 吸热 的方向移动；温度降低会使化学平衡向着放热的方向移动。催化剂能够改变反应的速率，但不能使化学平衡发生移动。化学平衡 （1）

44、判断某可逆反应已达到化学反应限度的依据是：a. 用同一物质表示的正、逆反应速率相等，即：同一物质的消耗速率 = 生成速率； b. 各组分的浓度保持不变。（2）改变条件对化学反应速率的影响规律是：（增浓、加压、升温、用催）正、逆反应速率均加快；（3）速率计算公式： 同一反应中各物质的速率之比等于化学计量数之比. 化学平衡的标志：（处于化学平衡时）：、速率标志：v正v逆0；、反应混合物中各组分的体积分数、物质的量分数、质量分数不再发生变化；、反应物的转化率、生成物的产率不再发生变化；、反应物反应时破坏的化学键与逆反应得到的反应物形成的化学键种类和数量相同；、对于气体体积数不同的可逆反应，达到化学平

45、衡时，体积和压强也不再发生变化。5、平衡移动原理 叫 勒夏特列 原理：如果改变影响平衡的一个条件（浓度、压强、温度等）平衡就向 能够减弱这种改变 的方向移动。6、平衡移动与转化率的关系：不要把平衡向正反应方向移动与反应物转化率的增大等同起来。具体分析可参考下表：反 应 实 例 ：2SO2 +O2 2SO3（气） 放热 增大O2浓度， 平衡正移 ，SO2 的转化率增大，O2的转化率减小； 增大SO3浓度，平衡逆移，从逆反应角度看，SO3的转化率减小； 升高温度，平衡逆移，SO2 、O2的转化率都减小； 增大压强，平衡正移，SO2 、O2的转化率都增大。2NO2（气） N2O4 放热体积不变时，无

46、论是加入NO2或者加入N2O4 ，NO2的转化率都增大；（即新平衡中N2O4 的含量都会增大，等同于加压）11、电化学中的原电池和电解池（1）原电池形成的条件（1） 有闭合的回路 （2） 有活动性不同的两个电极 （3） 电解质溶液 。 原电池的特点是将化学能转化为电能。原电池电极名称的判断方法：（1）根据电极材料确定： 若金属与金属电极，则活泼金属是负极，不活泼金属是正极； 若金属与非金属电极，则金属是负极，非金属是正极。（2）原电池电极的特点：负极：氧化，失电子 正极：还原，得电子例如：铜锌原电池中 锌 是负极， 铜 是正极。写出电极反应式：负极Zn2e- = Zn2+ 正极 2H+2e-

47、= H2 总的方程式 Zn+2H+ = Zn2+H2 电解池特点：是将电能转化为化学能。1、阳极放电顺序：活性电极 > S2- > I- > Br- > Cl- > OH- > 含氧酸根离子 ； 阴极放电顺序一般为：Ag+ > Hg2+ > Cu2+ > H+ > Pb2+ > Sn2+ > Fe2+ > Zn2+ >Al3+ > Mg2+ >Na+ 注意：微粒的浓度也会影响放电的顺序，如电镀锌时，由于溶液中C(Zn2+) > C(H+), 则放电顺序 Zn2+>H+ 2、可充电电池的判

48、断： 放电时，相当于原电池，负极发生氧化反应，正极发生还原反应；而充电时，相当于电解池，放电时的正极变为电解池的阳极，与外电源正极相连；负极变为阴极，与外电源负极相连。盐 类 水 解1、盐类水解：在溶液中盐的弱酸根离子或弱碱阳离子跟 水电离出的H+ 或 OH- 结合生成 弱电解质 的反应。2. 盐类水解是的 中和反应 的逆反应，中和反应是 放 热反应；水解反应是 吸 热反应，盐类水解促进水的电离，升温促进盐类水解。有趣的顺口溜：“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，谁强显谁性，都强显中性。”，强碱弱酸盐的水溶液呈 碱 性； 强酸弱碱盐的水溶液呈 酸 性；强酸强碱盐的水溶液呈 中 性。 需要明确

49、几种常见弱酸的酸性强弱： H2SO3>H3PO4>HF>HCOOH>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>HCN。 3. 溶液中离子浓度的大小比较。如：比较NH4Cl溶液中各种离子浓度的大小。Cl- 不会水解，而NH4+ 会部分水解，实验测得0.1mol/L NH4Cl溶液中只有0.0075% NH4+ 水解，即溶液中每十万个NH4+ ，仅有75个NH4+ 水解，且1个NH4+ 水解生成1个H+，所以溶液中H+等于已发生水解的NH4+。 根据溶液中电荷守恒NH4+H+=Cl-+OH-，因此NH4Cl溶液中各离子浓度大小： Cl->N

50、H4+>H+> OH-4、写出下列盐水解的化学反应方程式，并说明溶液酸碱性（1）NH4Cl NH4Cl + H2O NH3H2O + HCl （溶液显酸性） （2）CH3COONa CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH （溶液显碱性） 5.电解质溶液的三大守恒：电荷守恒、物料守恒、质子守恒。电荷守恒：电解质溶液中所有阳离子所带有的正电荷数与所有的阴离子所带的负电荷数相等。如NaHCO3溶液中：n(Na)n(H+)n(HCO3-)2n(CO32-)n(OH-)推出：NaHHCO3-2CO32-OH-物料守恒：电解质溶液中由于电离或水解因素，离子会发生变化变成其它

51、离子或分子等，但离子或分子中某种特定元素的原子的总数是不会改变的。如NaHCO3溶液中：n(Na)：n(c)1:1，推出：C (Na)c (HCO3-)c (CO32-)c (H2CO3)质子守恒：电解质溶液中分子或离子得到或失去质子（H）的物质的量应相等。例如：在NH4Cl 溶液中，故有以下关系：c (H+) = c (NH3.H2O) + c (OH- )6 、盐类水解的应用规律 :哪么在哪些情况下考虑盐的水解呢? 1）.分析判断盐溶液酸碱性时要考虑水解。 2）.确定盐溶液中的离子种类和浓度时要考虑盐的水解。 如Na2S溶液中含有哪些离子,按浓度由大到小的顺序排列: C(Na+ ) > C(S2-) > C(OH- )> C(HS-) > C(H+) 或:C(Na+) + C(H+) = 2C(S2-)+ C(HS-) + C(OH-) 3）.配制某些盐溶液时要考虑盐的水解 如配制FeCl3,SnCl4 ,Na2SiO3等盐溶液时应分别将其溶解在相应的酸或碱溶液中。 4）.制备某些盐时要考虑水解Al2S3 ,MgS,Mg3N2 等物质极易与水作用,它们在溶液中不能稳定存在,所以制 取这些物质时