学业水平测试必背.docx

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学业水平测试必背

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专题一物质的分类、结构、反应及实验基本操作

一、物质的分类及转化

溶液

混合物胶体

浊液有机化合物

物质化合物

纯净物无机化合物

非金属

单质

金属

二、化学反应的类型

1．四种基本反应类型：

化合反应；分解反应；置换反应；复分解反应。

2．四种基本反应类型与氧化还原反应的关系：

置换反应一定是氧化还原反应，复分解反应一定不是氧化还原反应，化合反应、分解反应可能是氧化还原反应。

3．氧化还原反应

本质：

电子的转移（得失或者偏移）。

特征：

化合价的改变（判断氧化还原反应的依据）。

概念：

升（化合价）---失（电子）---氧（氧化反应）------还（还原剂）。

降（化合价）---得（电子）---还（氧化反应）------氧（还原剂）。

表示方法：

单线桥：

双线桥：

2e-失去2xe-

-10-100-1

2KBr+Cl2====Br2+2KCl2KBr+Cl2====Br2+2KCl

得到2xe-

三、物质的量

1．定义：

表示一定数目微粒的集合体。

符号：

n；单位：

mol（摩尔）。

2．1mol的基准：

0.012kg12C中所含有的碳原子数，有叫阿伏加德罗常数。

用NA表示，约为

6.02x1023。

3．微粒与物质的量的关系：

n=

。

4．摩尔质量：

单位物质的量的物质所具有的质量。

用M表示；单位：

g/mol；以g/mol为单位时数值上等于该物质的式量（相对分子或相对原子质量）。

5．质量与物质的量的关系：

n=

。

6．体积与物质的量的关系：

公式：

n=

。

标准状况下，1mol任何气体的体积都约为22.4L。

7．阿伏加德罗定律：

同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同的分子数。

8．物质的量浓度：

单位体积溶液中所含溶质B的物质的量。

符号C（B）单位：

mol/L。

9．物质的量浓度与物质的量的关系：

公式：

。

10．物质的量浓度的配制，配制前要检查容量瓶是否漏水。

步骤：

①计算m=c×v×M②称量③溶解④转移（洗涤2---3次洗涤液转入容量瓶）

⑤定容　⑥摇匀　⑦装瓶贴签。

四、分散系

溶液胶体浊液

1．分散质大小（nm）：

<10-910-9～10-7>10-7

2．胶体的性质：

丁达儿现象（光亮的通路）；用于：

区分溶液与胶体。

3．电解质：

在水溶液中或者熔化状态下能导电的化合物。

如：

HCl、H2SO4、NaOH、KOH、NaCl、KNO3等

4．非电解质：

在水溶液中和熔化状态下不能导电的化合物。

如：

蔗糖、酒精、SO2、CO2、NH3等

强酸：

HCl、H2SO4、HNO3等

5．强电解质：

在水溶液中能全部电离的电解质强碱：

NaOH、KOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2等

大多数的盐

弱酸：

H2CO3、CH3COOH等

弱电解质：

在水溶液中能部分电离的电解质弱碱：

Cu（OH）2等

水

五、物质的分离与提纯

1．过滤：

适用于分离一种组分可溶，另一种不溶的固态混合物。

如：

粗盐的提纯。

2．蒸发结晶：

适用于混合物中各组分物质在溶剂中溶解性的差异不同。

3．蒸馏法：

适用于分离各组分互溶，但沸点不同的液态混合物。

如：

酒精与水的分离。

主要仪器：

蒸馏烧瓶、冷凝器。

4．分液：

适用于分离互不相容的两种液体。

5．萃取：

适用于溶质在互不相溶的溶剂里溶解度不同。

如：

用CCl4萃取溴和水的混合物。

分层：

上层无色，下层橙红色。

注：

不用酒精萃取。

六、离子的检验

焰色反应：

钠焰色：

黄色；钾的焰色：

紫色（透过蓝色钴玻璃）。

Cl-检验：

加硝酸银产生的白色沉淀不溶解于稀硝酸。

SO42-检验:

加Ba（NO3）2产生的白色沉淀不溶解于稀硝酸。

NH4+检验:

加入NaOH加热产生气体使湿润的红色石蕊试纸变蓝。

Fe3+检验：

加入KSCN溶液出现红色Fe3++3SCN-==Fe（SCN）3。

Al3+检验：

加入NaOH先出现白色沉淀后沉淀消失。

七、原子结构

质子数Z

原子核

1．原子AZX中子数N=A-Z

核外电子Z

2．质量数=质子数+中子数

3．核电荷数==质子数==原子核外电子数原子序数。

4．同位素：

有相同质子数不同中子数的不同原子互称。

如：

11H、12H、13H

八、离子反应

1．发生的条件：

（1）生成难溶物

（2）生成挥发性的物质（3）生成难电离物质

2．书写步骤：

（1）写（写出正确的化学反应方程式）；

（2）改（易溶易电离物质改成离子形式，难溶难电离的物质，气体、单质、氧化物保留化学式）；（3）删（删去方程式两边相同的离子）；（4）查（检查电荷守衡，原子个数守恒）。

专题二氯、钠

一、氯气

1．物理性质：

氯气是黄绿色、有刺激性气味、能溶于水、密度比空气大、易液化的有毒气体。

2．化学性质：

氯气具有强氧化性

（1）能跟金属（如Na、Fe、等）：

2Na+Cl2

2NaCl2Fe+3Cl2

2FeCL3

（2）和非金属（如H2）反应：

H2+Cl2

2HCl（燃烧的火焰是苍白色，瓶口有白雾产生）。

（3）和水的反应：

Cl2+H2O==HCl+HClO（次氯酸）。

次氯酸的性质：

（弱酸性、不稳定性、强氧化性）氯水易见光分解方程式2HClO==2HCl+O2↑，新制氯水含:

H2O、Cl2、HClO、H+、Cl-、ClO-、OH-；久置氯水主要成分为:

盐酸（HCl）。

（4）与碱的反应：

2NaOH+Cl2==NaCl+NaClO+H2O（用于尾气处理及制漂白液）。

漂白粉制取原理的反应方程式是：

2Cl2+2Ca（OH）2==CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O。

漂白粉的成分是:

CaCl2、Ca（ClO）2；有效成分是：

Ca（ClO）2。

漂白粉的漂白原理是：

Ca（ClO）2+CO2+H2O==CaCO3↓+2HClO。

3．氯气的实验室制法

反应原理：

MnO2　+4HCl（浓）

MnCl2+Cl2↑+2H2O；发生装置：

圆底烧瓶、分液漏斗等；除杂：

用饱和食盐水吸收HCl气体；用浓H2SO4吸收水；收集：

向上排空气法收集（或排饱和食盐水法）；检验：

使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝；尾气处理：

用氢氧化钠溶液吸收尾气。

4．溴、碘的提取：

（1）2KI+C12==2KCl+I2；

（2）2KI+Br2=2KBr+I2；（3）2KBr+Cl2==2KCl+Br2

二、钠

1．钠的物理性质：

银白色、有金属光泽的固体，热、电的良好导体，质软、密度比水小、熔点低。

2．钠的化学性质

⑴钠与水反应：

现象及解释：

①浮（说明钠的密度比水的密度小）；②熔（说明钠的熔点低；该反应为放热反应）；③游（说明有气体产生）；④响（说明反应剧烈）；⑤红（溶液中滴入酚酞显红色；说明生成的溶液显碱性）。

化学方程式为：

2Na+2H2O=2NaOH+H2↑；离子方程式为：

2Na+2H2O=2Na++2OH-+H2↑。

⑵与氧气反应：

4Na+O2==2Na2O；2Na+O2

Na2O2。

3．钠的用途：

①制取纳的重要化合物；②作为中子反应堆的热交换剂；③冶炼钛、铌、锆、钒等金属；④钠光源。

三、碳酸钠与碳酸氢钠的比较

名称

碳酸钠

碳酸氢钠

化学式

Na2CO3

NaHCO3

俗名

纯碱苏打

小苏打

颜色、状态

白色固体

白色晶体

溶解性

易溶于水

易溶于水，溶解度比碳酸钠小

热稳定性

较稳定，受热难分解

2NaHCO3

Na2CO3+H2O+CO2↑

与盐酸反应

Na2CO3+2HCl==2NaCl+H2O+CO2↑

比Na2CO3剧烈NaHCO3+HCl==NaCl+H2O+CO2↑

与NaOH反应

———

NaHCO3+NaOH==Na2CO3+H2O

相互转化

除杂：

Na2CO3固体（NaHCO3）【充分加热】；Na2CO3溶液（NaHCO3）【NaOH溶液】。

鉴别碳酸钠和碳酸氢钠两种固体的方法：

加热出现气体是碳酸氢钠；加酸先出现气体的是碳酸氢钠，开始没气体后出现气体的是碳酸钠。

专题三铝、铁、硅

一、铝及其化合物

铝是地壳中含量最多的金属元素，主要是以化合态存在，铝土矿主要成分是：

Al2O3。

1．铝的性质

（1）物理性质：

银白色金属固体，密度2．70g/cm3较强的韧性、有良好的延展性、导热、导电性。

（2）化学性质：

铝是比较活泼的金属，具有较强的还原性。

①与氧气反应

常温下与空气中的氧气反应生成坚固的氧化膜，所以铝有良好的抗腐蚀能力：

4Al+3O2====2Al2O3。

②与非氧化性酸反应

2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑；2Al+3H2SO4==Al2（SO4）3+3H2↑

常温下铝与浓硫酸、浓硝酸钝化。

③与强碱反应

2Al+2NaOH+2H2O===2NaAlO2+3H2↑（唯一的一个）

④铝热反应：

2Al+Fe2O3

2Fe+Al2O3焊接铁轨,制难熔金属。

2．Al2O3（两性氧化物）

与硫酸反：

Al2O3+3H2SO4==Al2（SO4）3+3H2O；离子反应方程式：

Al2O3+6H+==2Al3++3H2O

与氢氧化钠反应：

Al2O3+2NaOH==2NaAlO2+H2O；离子反应方程式：

Al2O3+2OH-==2AlO2-+H2O

3．Al（OH）3（两性氢氧化物）

与盐酸反应：

Al（OH）3+3HCl==AlCl3+3H2O；离子反应方程式:

Al（OH）3+3H+==Al3++3H2O

与氢氧化钠反应：

Al（OH）3+NaOH==NaAlO2+2H2O；离子反应方程式:

Al（OH）3+OH-==AlO2-+2H2O

受热分解2Al（OH）3

Al2O3+3H2O

Al（OH）3实验室制取：

常用铝盐与足量氨水反应

化学反应方程式：

AlCl3+3（NH3·H2O）==Al（OH）3↓+3NH4Cl

离子反应方程式：

Al3++3（NH3·H2O）==Al（OH）3↓+3NH4+

4．明矾：

十二水合硫酸铝钾[KAl（SO4）2·12H2O]易溶于水，溶于水后显酸性，是因为：

Al3++3H2O==Al（OH）3+3H+，因此明矾常用作净水剂，是因为铝离子水解生成氢氧化铝、而氢氧化铝具有吸附性，吸附水中的悬浮物而使其下沉。

５．转化关系HClAlCl3Al（OH）3

Al2O3电解AlNaOH氨水

NaOH

NaAlO2

二、铁及其化合物

1．铁的物理性质：

有金属光泽的银白色金属，有良好的导电、导热、延展性，能被磁铁吸引。

2．铁的化学性质

①与氧气反应：

3Fe+2O2

Fe3O4②与非金属反应：

2Fe+3Cl2

2FeCl3；Fe+S

FeS

③与水反应：

3Fe+4H2O（g）

Fe3O4+4H2↑④与酸反应：

Fe+H2SO4==FeSO4+H2↑

⑤与盐反应：

Fe+CuSO4==FeSO4+Cu

3．氧化铁：

与酸反应：

Fe2O3+6HCl==2FeCl3+3H2O

4．Fe3+的检验:

与KSCN反应出现血红色溶液。

5．Fe3+和Fe2+之间的相互转化

Fe2+Fe3+Fe3+Fe2+

氧化剂还原剂

2FeCl2+Cl2==2FeCl32FeCl3+Fe==3FeCl2；Cu+2FeCl3==CuCl2+2FeCl2

6．氢氧化铁：

制备:

FeCl3（黄色）+3NaOH==Fe（OH）3↓（红褐色）+3NaCl

　　　与酸反应：

Fe（OH）3+3HCl==3FeCl3+3H2O

受热分解：

2Fe（OH）3

Fe2O3+3H2O

7．氢氧化亚铁：

制备:

FeCl２（浅绿色）+2NaOH==Fe（OH）２↓（白色）+2NaCl

　　　与酸反应：

Fe（OH）２+2HCl==2FeCl２+3H2O

在空气中氧化：

4Fe（OH）２+O2+2H2O==4Fe（OH）3

8．钢铁的腐蚀:

钢铁与周围物质接触发生反应而被侵蚀损耗。

电化学腐蚀:

不纯金属接触电解质溶液产生微电流而发生氧化还原反应。

1．表面覆盖保护层

9．铁及其物质的转化关系HClFeCl2

FeFeCl2金属防腐的方法2．改变内部结构

Cl2FeCl3

3．电化学保护法

三、硅及其化合物

1．硅的物理性质:

晶体硅呈现灰黑色,有金属光泽，硬而脆的固体。

单质硅的提取：

SiO2+2C==2CO↑+Si（粗硅）Si+2Cl2==SiCl4SiCl4+2H2===Si+4HCl

2．SiO2

化学性质：

不活泼,耐高温、耐腐蚀。

①与水、酸（除HF）不反应，能与HF反应：

SiO2+4HF==SiF4↑+2H2O玻璃瓶不能装HF（酸）。

②与碱性氧化物反应：

SiO2+CaO==CaSiO3

③与碱反应：

SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O；实验室装NaOH的试剂瓶用橡皮塞。

硅元素在自然界以SiO2及硅酸盐的形式存在，晶体硅是良好的半导体材料。

专题四硫、氮

一、二氧化硫的性质与作用

1．物理性质：

无色有刺激性气味的有毒气体，密度比空气大。

2．化学性质

（1）与水反应SO2+H2O==H2SO3（可逆反应）；H2SO3的不稳定性，易被空气中的O2氧化：

2H2SO3+O2==2H2SO4

（2）还原性2SO2+O22SO3

（3）漂白性：

SO2能使品红溶液褪色。

原理：

与有色物质结合生成无色物质，该物质不稳定（暂时性漂白）；氯水永久性漂白。

原理：

HClO具有强氧化性

3．酸雨：

PH〈5.6，正常性雨水PH值大约为6，水中溶解有CO2。

硫酸型酸雨的形成原因：

SO2

来源：

（主要）化石燃料及其产品的燃烧。

（次要）含硫金属矿物的冶炼、硫酸厂产生的废气。

防治：

开发新能源，对含硫燃料进行脱硫处理，提高环境保护的意识。

常见的环境保护问题：

酸雨：

SO2；温室效应：

CO2；光化学烟雾：

NO2；臭氧层空洞：

氯氟烃；白色垃圾：

塑料垃圾；假酒：

CH3OH；室内污染：

甲醛；赤潮：

含磷洗衣粉；有毒：

CO与NO与血红蛋白结合；电池：

重金属离子污染。

二、硫酸的制备与性质

1．接触法制硫酸

原理：

（1）硫磺与氧气反应生成SO2：

S+O2==SO2

（2）SO2与氧气反应生成SO3：

2SO2+O22SO3

（3）SO3转化为H2SO4：

SO3+H2O==H2SO4

2．硫酸的性质

浓硫酸的特性：

（1）吸水性：

作干燥剂，不能干燥碱性气体NH3；

（2）脱水性：

蔗糖的炭化；浓硫酸滴到皮肤上处理：

先用抹布抹去，再用大量的水冲洗；

（3）浓硫酸的强氧化性：

与铜反应：

2H2SO4（浓）+Cu

CuSO4+SO2↑+2H2O，被还原的硫酸占反应硫酸的1/2；

与碳反应：

C+2H2SO4（浓）

SO2↑+CO2↑+2H2O。

常温下，浓硫酸使铁铝钝化。

O2O2O2H2ONaOH

BaCl2

三、氮氧化合物的产生及转化

1．N2电子式：

，N2含有三键，所以比较稳定。

2．氨气的性质（唯一显碱性的气体）

（1）与水反应

氨溶于水时，大部分氨分子和水形成一水合氨（NH3·H2O），NH3·H2O不稳定，受热分解为氨气和水

NH3+H2O

NH3·H2O

NH4++OH-NH3·H2O

NH3↑+H2O

氨水中有分子：

NH3、H2O、NH3·H2O离子：

NH4+、OH-、少量H+。

氨气能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。

（2）氨可以与酸（硫酸，硝酸，盐酸）反应生成盐

2NH3+H2SO4==（NH4）2SO4；NH3+HNO3==NH4NO3（白烟）；NH3+HCl==NH4Cl（白烟）；离子方程式：

NH3+H+==NH4+。

3．铵盐：

铵盐易溶解于水。

（1）受热易分解NH4Cl

NH3↑+HCl↑NH4HCO3

NH3↑+H2O+CO2↑

（2）铵盐与碱反应放出氨气（用于实验室制氨气及NH4+的检验）：

NH4Cl+NaOH

NaCl+NH3↑+H2O

★NH4+检验：

加入NaOH加热产生的气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝。

4．硝酸的制备与性质（工业制取）：

（1）氨在催化剂的作用下与氧气发生反应，生成NO：

4NH3+5O2

4NO+6H2O

（2）NO与氧气反应生成NO2：

2NO+O2===2NO2

（3）用水吸收NO2生成HNO3：

3NO2+H2O==2HNO3+NO

性质：

Cu+4HNO3（浓）===Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O3Cu+8HNO3（稀）==3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O

C+4HNO3（浓）===CO2↑+2NO2↑+2H2O

专题五原子结构与周期表

一、核外电子排布

1．元素：

含有相同质子数的同一类原子的总称。

核素：

含有一定数目质子和中子的原子。

同位素：

含有同质子数，不同中子数的同一种元素的不同原子之间的互称。

质量数：

质子数与中子数之和。

2．核外电子排布规律：

①最外电子层最多只能容纳8个电子（氢原子是1个，氦原子是2个）；②次外电子层最多只能容纳18个电子；③倒数第三电子层最多只能容纳32个电子；④每个电子层最多只能容纳2n2个电子。

另外，电子总是先排布在能量最低的电子层里。

3．1～18号元素的原子结构示意图：

略。

4．元素周期律：

元素的性质随着原子核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律。

元素周期律是元素核外电子排布随元素核电荷数的递增的必然结果。

（1）随着原子核电荷数的递增原子的最外层电子排布呈现周期性变化。

除1、2号元素外，最外层电子层上的电子重复出现1递增到8的变化。

（2）随着原子核电荷数的递增原子半径呈现周期性变化。

同周期元素，从左到右，原子半径减小，如：

NaMgAlSiPSCl；CNOF

同主族元素，从上到下，原子半径增大。

（3）随着原子核电荷数的递增元素的主要化合价呈现周期性变化。

同周期最高正化合价从左到右逐渐增加，最低负价的绝对值逐渐减小

元素的最高正化合价==原子的最外层电子数；最高正化合价与负化合价的绝对值之和=8。

（4）随着原子核电荷数的递增元素的金属性和非金属性呈现周期性变化

同周期，从左到右，元素的金属性逐渐减弱，元素的非金属性逐渐增强

NaMgAlSiPSCl金属性：

Na＞Mg＞Al

金属性逐渐减弱

非金属性逐渐增强非金属性：

Cl＞S＞P＞Si，

（5）①元素的金属性越强，最高价氧化物对应的水化物（氢氧化物）的碱性越强，反之也如此。

如：

金属性：

Na＞Mg＞Al，氢氧化物碱性强弱为：

NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3。

②元素的非金属性越强,最高价氧化物对应的水化物（含氧酸）的酸性越强，反之也如此。

如：

非金属性：

Si

SiH4

5．元素周期表短周期：

1、2、3

周期长周期：

4、5、6

（1）结构不完全周期：

7

主族：

ⅠA～ⅦA

族副族：

ⅠB～ⅦB

第Ⅷ族8、9、10；0族：

惰性气体

（2）周期序数=电子层数；主族序数=原子最外层电子数

（3）每一周期从左向右，原子半径逐渐减小；主要化合价从：

+1～+7（F无正价），金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。

每一主族从上到下右，原子半径逐渐增大；金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

6．化学键（chemicalbond）：

是指分子或晶体内相邻原子（或离子）间强烈的相互作用。

（1）离子键：

阴、阳离子间通过静电作用所形成的化学键。

离子化合物：

阴、阳离子之间通过静电作用形成的化合物。

形成离子键的条件：

活泼金属和活泼非金属通过得失电子形成离子键。

（2）共价键：

原子之间通过共用电子对而形成的化学键。

共价化合物：

通过共用电子对所形成的化合物。

非极性键：

相同非金属元素原子的电子配对成键；极性键：

不同非金属元素原子的电子配对成键。

7．电子式

（1）写出下列物质的电子式：

H2：

、Cl2：

、N2：

、HCl：

、H2O：

、CO2：

、NH3：

；CH4：

；NaCl：

；MgCl2：

；NaOH：

Na+

。

用电子式表示下列物质的形成过程：

（1）HCl：

；

（2）NaCl：

。

8．同素异形体：

同素异形体是相同元素构成,不同形态的单质。

如：

金刚石与石墨；O2与O3等。

同素异形体由于结构不同，彼此间物理性质有差异；但由于是同种元素形成的单质，所以化学性质相似。

专题六化学反应速率、化学平衡及电化学

一、化学反应速率

1．定义：

化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢的物理量，常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示，其数学表达式可表示为：

；单位：

moL/（L·s）。

注意：

各物质表示的速率比等于该反应方程式中相应的计量系数比。

2．影响化学反应速率的因素

（1）内因：

反应物的性质（主要）

（2）外因：

其他条件不变时

①温度：

温度越高反应速率越快

②压强：

对于有气体参加的反应，增加压强化学反应速率越快

③浓度：

浓度越大反应速率越快

④催化剂：

使用正催化剂化学反应速率增大

其他：

反应接触面积的大小、固体反应物的颗粒大小、光照、超声波、电磁波、溶剂等对反应速率也有影响。

二、化学反应限度

1．可逆反应：

在同一条件下，既可以向正反应方向进行，同时又可以向逆反应方向进行的反应。

可逆反应有一定限度，反应物不可能完全转化为生成物。

例如：

Cl2+H2O

HCl+HClO2Fe3++2I-

2Fe2++I2

2．化学平衡状态：

在一定条件下的可逆反应里，当正反应速率等于逆反应速率，反应物和生成物的浓度不再随时间的变化而变化的状态。

特征：

动：

动态平衡V正≠0，V逆≠0；

等：

V正=V逆；

定：

各组分的浓度保持不变（不是相等，也不是某种比例）；

变：

条件改变，平衡发生移动。

三、化学反应中的能量

1．放热反应：

有热量放出的化学反应。

反应物的总能量>生成物的总能量。

断开化学键所吸收的能量小于形成化学键所放出的能量。

2．吸热反应：

吸收热量的化学反应。

反应物的总能量<生成物的总能量。

断开化学键所吸收的能量大于形成化学键所放出的能量。

常见的放热反应：

燃烧、酸碱中和反应、金属与酸的反应、氧化钙与水等。

常见的吸热反应：

通常需要高温或者加热的反应（C+CO2）、氢氧化钙与氯化铵晶体反应等（注意：

需要加热的反应不一定是吸热反应）。

燃烧放出的热量的大小等于断裂开反应物分子中化学键吸收的总能量与形成生成物分子中化学键放出的总能量之差。

3．热化学方程式：

表示化学反应与反应热关系的方程式。

（1）用△H表示反应吸收或放出的热量，单位为：

kJ/mol。

当△H<0时：

表示反应放出热量；当△H>0时：

表示反应吸收热量。

（2）在热化学方程式中，物质后面要标明该