2、元素、核素、同位素的比较元素核素同位素概念

具有一定核电荷数(质子数)的同类原子的总称

具有相同数目的质子和一定数目的中子的一种原子

质子数相同而中子数不同的同一元素的原子或同一元素的不同核素范围宏观概念，对同类原子而言，既有游离态又有化合态

微观概念，对某种元素的一种原子而言

微观概念，对某种元素的原子而言。因同位素的存在而使原子种类多于元素种类特性主要通过形成的单质或化合的来体现

不同的核素可能质子数相同或中子数相同，或质量数相同，或各类数均不相同

同位素质量数不同，化学性质相同;天然同位素所占原子百分含量一般不变;同位素构成的化合物如H2O、D2O、T2O物理性质不同，但化学性质相同实例H、O

H、D、T; C、Mg不同核素

H、T、D为H的三种同位素

(十) 元素周期表中的主要变化规律项目同周期

(左→右)同主族(上→下)原子结构

核外荷数

逐渐增加增加电子层数相同增多

原子半径

逐渐增小

逐渐增大

最外层电子数

逐渐增多相等性质化合价

最高正价由+1→+7;负价数=族序数-8

最高正价、负价数相同，最高正价=族序数

元素的金属性和非金属性

金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强

金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱

单质的氧化性、还原性

还原性减弱、氧化性增强

氧化性减弱、还原性增强

最高价氧化物对应的水化物的酸碱性

碱性减弱、酸性增强

酸性减弱、碱性增强

气态氢化物稳定性渐增渐减

(十一) 化学键与分子结构

1、非极性分子和极性分子

⑴非极性分子：分子中正负电荷中心重合，从整体来看电荷分布是均匀的，对称的。这样的分子为非极性分子。当分子中各键均为非极性键时，分子是非极性分子。当一个分子中各个键都相同，均为极性键，但该分子的构型是对称的，则分子内正负电荷中心可以重合。这样的分子是非极性分子，如CH4、CO2。总之，非极性分子中不一定只含非极性键。

⑵极性分子：分子中正负电荷中心不能重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的、不对称的。这样的分子为极性分子，以极性键结合的双原子分子，必为极性分子，以极性键结合的多原子分子，若分子的构型不完全对称，则分子内正负电荷必然不重合，则为极性分子。总之，极性分子中必定会有极性键。但含有极性键的分子不一定是极性分子。

⑶常见分子的构型及分子极性

⑷判断ABn型分子极性的经验规律

若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，若不等则为极性分子。如BH3、BF3、CH4、CCl4、CO2、CS2、PCl5、SO3等均为非极性分子，NH3、PH3、PCl3、H2O、H2S、SO2等均为极性分子。

ABn分子内中心原子A若有孤对电子(未参与成键的电子对)则分子为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。

2、化学键与物质类别关系规律

⑴只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如I2、H2、P4、金刚石、晶体硅等。

⑵只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物。如CCl4、NH3、SiO2、CS2等。

⑶既有极性键又有非极性键的物质：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6(苯)等

⑷只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等

⑸既有离子键又有非极性键的物质，如Na2O2、Na2Sx、CaC2等

⑹由离子键、共价键、配位键构成的物质，如NH4Cl等

⑺无化学键的物质：稀有气体(单原子分子)。

(十二) 化学平衡

1、影响化学反应速率的因素

⑴内因(决定因素)

化学反应速率是由参加反应的物质的性质决定的。

⑵外因(影响因素)

①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。

注意：增加固体物质或纯液体的量，因其浓度是个定值，故不影响反应速率(不考虑表面积的影响)。

②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大压强，气体的体积减小，浓度增大，反应速率加快。

注意：由于压强对固体、液体的体积几乎无影响，因此，对无气体参加的反应，压强对反应速率的影响可忽略不计。

③温度：当其他条件不变时，升高温度，反应速率加快。

一般来说，温度每升高10℃，反应速率增大到原来的2～4倍。

④催化剂：催化剂有正负之分。使用正催化剂，反应速率显著增大;使用负催化剂，反应速率显著减慢。不特别指明时，指的是正催化剂。

2、外界条件同时对V正、V逆的影响

⑴增大反应物浓度，V正急剧增大，V逆逐渐增大;减小反应物的浓度，V正急剧减小，

V逆逐渐减小

⑵加压对有气体参加或生成的可逆反应，V正、V逆均增大，气体分子数大的一侧增大的倍数大于气体分子数小的一侧增大的倍数;降压V正、V逆均减小，气体分子数大的一侧减小的倍数大于气体分子数小的一侧减小的倍数。

⑶升温，V正、V逆一般均加快，吸热反应增大的倍数大于放热反应增加的倍数;降温，V正、V逆一般均减小，吸热反应减小的倍数大于放热反应减小的倍数。

⑷加催化剂可同倍地改变V正、V逆

3、可逆反应达到平衡状态的标志

⑴V正=V逆，如对反应mA(g)+nB(g) pC(g)

① 生成A的速率与消耗A的速率相等。

② 生成A的速率与消耗B的速率之比为m：n。

③ 生成B 的速率与生成C的速率之比为n：p。

⑵各组成成分的量保持不变

这些量包括：各组成成分的物质的量、体积、浓度、体积分数、物质的量分数、反应的转化率等。

⑶混合体系的某些总量保持不变

对于反应前后气体体积发生变化的可逆反应，混合气体的总压强、总体积、总物质的量及体系平均相对分子质量、密度等不变。

(十三) 电离平衡

1、水的电离和溶液的pH计算

⑴水的电离

水是极弱的电解质，纯水中存在着电离平衡，其电离方程式为：2H2O H3O++OH-，通常简写成H2O H++OH-，25℃时，c(H+)=c(OH-)=1×107mol·L-1。

⑵水的离子积常数Kw

Kw=c(H+) ·c(OH-)，25℃时，Kw=1×10-14。

⑶Kw的意义

Kw是一个很重要的常数，它反映了一定温度下的水中H+浓度和OH-浓度之间的关系。

⑷改变条件对水的电离平衡的影响

平衡移动方向

c(H+)的变化

c(OH-)的变化

c(H+) 与c(OH-)的关系Kw溶液的性质

升高温度向右增大增大c(H+) =c(OH-)增大中性

加入少量H2SO4向左增大减小c(H+) >c(OH-)不变酸性

加入少量NaOH向左减小增大c(H+)

⑸有关pH计算的主要题型及计算方法

根据pH=-lg c(H+)，因此计算溶液的pH的关键是计算溶液中H+的浓度。

常见的题型有：

①有关酸碱溶液稀释后pH的计算

a、酸稀释后，先求稀释后c(H+)，再求pH;碱稀释后，先求稀释后c(OH-)，根据Kw=

c(H+) ·c(OH-)，求出c(H+)，最后再求pH。

b、一定浓度的强酸或强碱溶液用水稀释10a倍体积，溶液中c(H+) 或c(OH-)也被稀释到同样倍数，浓度变为原来的1/10a，则溶液的pH将增大或减小a个单位。

c、一定浓度的弱酸或弱碱用水稀释10a倍体积，由于电离程度增大，使得c(H+) 或

c(OH-)减小的不到1/10a，因此pH增大或减小不到a个单位。

d、稀酸、稀碱无限稀释后，因水的电离已是影响pH的主要因素，因此pH接近于7。即稀酸无限稀释后，pH不可能大于7，弱碱无限稀释后pH不可能小于7。

②有关酸碱混合pH的计算

a、 两种强酸混合，先计算混合后c(H+)，再计算pH。混合后

b、 两种强碱混合，先计算混合后c(OH-)，然后计算c(H+)，最后计算pH。混合后

pH=-lg c(H+)。

c、 强酸、强碱混合后，要发生酸碱中和反应，因此需判断后再计算

若n (H+)=n(OH-)，酸碱恰好完全反应，则pH=7;

若n (H+)>n(OH-)，则酸过量，先求反应后溶液中c(H+)，再计算pH，此时pH<7

若n (H+)7

2、盐类水解方程式的书写方法

⑴由于盐类水解与酸碱中和互为可逆过程，所以盐类水解一般不彻底，书写离子反应方程式时，只能用""，而不能用""，生成的不溶物不记"↓"，生成的气态产物也不记"↑"符号，如AlCl3水解的离子方程式为Al3++3H2OAl(OH)3+3H+

⑵多元弱酸的电离是分步进行的，多元弱酸形成的盐水解时也是分步进行的，如

H2CO3H++HCO3-，而Na2CO3的水解，首先CO32-+H2O HCO3-+OH-，生成的HCO3- 再水解HCO3-+H2O CO32-+ OH-。

⑶较易水解的阳离子如Al3+、Fe3+等，较易水解的阴离子如CO32-(或HCO3-)、AlO2-等，在溶液中双水解十分强烈，可完全水解，此时应用""并标明"↑"及"↓"符号。

Fe3++3HCO3-Fe(OH)3↓+3CO2↑，　2Al3++3S2-+6H2O2Al(OH)3↓+3H2S↑

3、守恒法在处理溶液问题的应用

在解答电解质溶液中微粒浓度之间的关系的有关问题，特别是等式关系时，经常用到守恒原理。

⑴电荷守恒：溶液中阳离子所带的总正电荷数与阴离子所带的总负电荷数相等，整个溶液显电中性。

如Na2S溶液中：c(Na+)+c(H+)=2 c(S2-)+c(HS-)+c(OH-)

⑵物料守恒：在电解质溶液中，某物质(或微粒)的总浓度等于该物质电离或水解所产生的各物质平衡浓度之和。

⑶质守恒：溶液中得质子的微粒得质子的总数与失质子的微粒失去质子的总数相等。

质子守恒式一般可由上述电荷守恒式、物料守恒式联立求得。

4、 中和滴定误差分析(以标准盐酸滴定NaOH溶液为例)编号操作错误待测值理由 V2-V1=V(酸)1未用标准盐酸洗滴定管偏高V(酸)变大2滴定速度过快，未摇匀，指示剂已变色偏高V(酸)变大3滴定管尖嘴部分有气泡，滴定后消失偏高V(酸)读数变大4滴定前读数正确，滴定后俯视读数偏低V(酸)读数变小5滴定前读数正确，滴定后仰视读数偏高V(酸)读数变大6未用待测碱液洗移液管偏低V(酸)量减小7滴定前，用待测碱液润洗锥形瓶偏高V(酸)量增大8快速滴定后，立即读数偏高V(酸)量增大

5、电解时，溶液中阴、阳两极离子的放电顺序

电解时两极的放电顺序，与电极材料(非惰性金属为阳极，阳极本身放电)，电镀、电解质溶液中离子本身的氧化性、还原性(本性)、离子浓度[电镀锌时，因c(Zn2+)比c(H+)大得多，Zn2+放电而H+未放电]等因素有关。若以惰性电极进行电解，其阴阳两极各离子放电顺序在不考虑浓度大小影响时，一般为：

阴极(阳离子)放电顺序(氧化性)

Au3+>Ag+>Hg2+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Ni2+>Fe2+>Zn2+>Mn2+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+

阳极(阴离子)放电顺序(还原性)

S2->I->Br->OH->NO3->SO42->F-

6、以惰性电极电解的类型及pH变化规律

以惰性电极电解时，按其中OH-、、H+放电情形的不同，电解可分如下几种类型：

⑴OH-、、H+均放电，相当于只电解水。凡含氧酸，可溶性强碱，活泼金属的含氧酸盐等电解均属于此种类型，其电解方程式均为：2H2O 2H2↑+O2↑。其电解后pH变化规律为：含氧酸，电解后pH变小;强碱，电解后pH变大;盐，电解后pH基本不变。

⑵只有H+放电，而OH-、不放电，此类因H+放电消耗，会使电解后溶液的pH升高。凡活泼金属的无氧酸盐(除氟化物外)均属此类，如电解NaCl溶液：2NaCl+2H2O 2NaOH+H2↑+Cl2↑。电解盐酸：2HCl H2↑+Cl2↑等

⑶只有OH-、放电，而H+不放电。此类因OH-、放电而消耗，使电解溶液的pH下降，凡不活泼金属的含氧酸盐均如此。如电解CuSO4溶液：2CuSO4+2H2O2Cu+O2↑+2H2SO4。

⑷OH-、、H+均未放电，相当只电解电解质，凡不活泼金属无氧酸盐(除氟化物外)均属此类，因该类大多水解呈酸性，电解时pH略增大或基本不变，如电解CuCl2溶液：

CuCl2Cu+Cl2↑

第二部分 元素及其化合物概述1、 元素化合物知识包括金属和非金属两部分，是高中化学的基础知识之一。知识特点是作为化学基本概念、原理、实验和计算的载体，其信息量大，反应复杂，常作为综合试题的知识背景或突破思维的解题题眼。

2、 注意处理好两个关系，必须先处理好元素化合物知识的内部关系，方法是："抓重点，理关系，用规律，全考虑"。

① 抓重点：以每族典型元素为代表，以化学性质为抓手，依次学习其存在、制法、用途、检验等"一条龙"知识，做到牵一发而动全身

② 理关系：依据知识内在联系，按单质→氧化物→氧化物的水化物→盐的顺序，将零碎的知识编织成网络，建立起完整的知识结构，做到滴水不漏

③ 用规律：用好化学反应特有的规律，如以强置弱等规律，弄清物质间相互反应。

④ 全考虑：将元素化合物作为一个整体、一个系统理解，从而达到解综合试题时能将所需的元素化合物知识信手拈来。

另一方面是处理好元素化合物知识与本学科理论、计算或跨学科知识间的外部关系，采取的方法是"分析与综合、抽象与具体"。

① 分析：将综合试题拆分思考。

② 综合：将分散的"点"衔接到已有的元素化合物知识"块"中。

③ 抽象：在分析综合基础上，提取相关信息。

④ 具体：将提取出的信息具体化，衔接到综合试题中，从而完整解题。

(一) 元素非金属性的强弱规律

⑴常见非金属元素的非金属性由强到弱的顺序如下：F、O、Cl、N、Br、I、S、P、C、Si、H。

⑵元素非金属性与非金属单质活泼性的区别：

元素的非金属性是元素的原子吸引电子的能力，影响其强弱的结构因素有：①原子半径：原子半径越小，吸引电子能力越强;②核电荷数：核电荷数越大，吸引电子能力越强;③最外层电子数：同周期元素，最外层电子越多，吸引电子能力越强。但由于某些非金属单质是双原子分子，原子是以强列的共价键相结合(如N N等)，当参加化学反应时，必须消耗很大的能量才能形成原子，表现为单质的稳定性。这种现象不一定说明这种元素的非金属性弱。

⑶非金属性强弱的判断依据及其应用

元素的非金属性的本质是元素的原子吸引电子的能力。这种能力的大小取决于原子半径、 核电荷数、最外层电子数，题目常通过以下几方面比较元素的非金属性。

① 非金属单质与H2化合的条件及难易程度;

② 氢化物的稳定性;

③ 最高价氧化物对应水化物的酸性;

④ 非金属间的置换反应;

⑤ 非金属单质对应阴离子的还原性;

⑥ 与变价金属反应时，金属所呈现的化合价;

⑦ 元素在化合物中化合价的相对高低(如在HClO中，氯元素显正价，氧元素显负价，则说明氧的非金属性比氯强)等。

(二) 卤族元素

1、卤族元素主要性质的递变性(从F→I)

⑴单质颜色逐渐变深，熔沸点升高，水中溶解性逐渐减小;

⑵元素非金属性减弱，单质氧化性减弱，卤离子还原性增强;

⑶与H2化合，与H2O反应由易到难;

⑷气态氢化物稳定性减弱，还原性增强，水溶液酸性增强;

⑸最高价氧化物的水化物酸性减弱;

⑹前面元素的单质能把后面元素从它们的化合物中置换出来。

2、卤化氢

均为无色有刺激性气味的气体，极易溶于水，在空气中形成酸雾。

⑴氟化氢(HF)：很稳定，高温极难分解，其水溶液是氢氟酸，弱酸，有剧毒，能腐蚀玻璃。

⑵氯化氢(HCl)：稳定，在1000℃以上少量分解，其水溶液为氢氯酸，俗称盐酸，强酸

⑶溴化氢(HBr)：较不稳定，加热时少量分解，其水溶液为氢溴酸，酸性比盐酸强，HBr还原性比HCl强，遇浓硫酸被氧化为单质溴(Br2)。

⑷碘化氢(HI)：很不稳定，受热分解，其水溶液为氢碘酸，酸性比氢溴酸强，HI是强还原剂，遇浓硫酸易被氧化为单质硫。

3、卤素及其化合物主要特性

⑴氟及其化合物的特殊性质

① 卤素单质Cl2、Br2、I2与H2化合都需要一定条件，惟独F2在黑暗处就可与H2化合爆炸。

② 卤素单质Cl2、Br2、I2与水反应的通式为：X2 +H2O=== HX+HXO(I2与水反应极弱)，但F2与H2O反应却是：2F2+2H2O=== 4HF+O2

③ 氟无正价，其他都有正价

④ HF有毒，其水溶液为弱酸，其他氢卤酸为强酸，HF能腐蚀玻璃;

⑤ CaF2不溶于水，AgF易溶于水，氟可与某些稀有气体元素形成化合物。

⑵溴的特性

溴在常温下为红棕色液体(惟一的液态非金属单质)，极易挥发产生红棕色有毒的溴蒸气，因而实验室通常将溴密闭保存在阴冷处，并在盛有液溴的试剂瓶内常加适量水。盛装溴的试剂瓶不能用橡皮塞(腐蚀橡胶)。

⑶碘是紫黑色固体，具有金属光泽，易升华(常用于分离提纯碘)，遇淀粉变蓝色(常用来检验碘的存在)，碘的氧化性较其他卤素弱，与变价金属铁反应生成FeI2而不是FeI3。

(三) 氧族元素

1、氧族元素的相似性和递变性

最外层均为6个电子，电子层数依次增加，次外层O为2个，S为8个，Se、Te均为18个电子。氧通常显-2价，硫、硒、碲常见的化合物为：-2价、+4价、+6价，都能与多数金属反应。氧化物有两种RO2和RO3，其对应水化物H2RO3、H2RO4均为含氧酸，具有酸的通性。它们的氢化物除H2O外，其余的H2S、H2Se、H2Te均为气体，有恶臭、有毒，溶于水形成无氧酸，都具有还原性。

核电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大，核对最外层电子的引力逐渐减弱，原子得电子能力逐渐减弱，而失电子的能力逐渐增强。单质的状态由气态到固态，熔沸点也依次升高，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，氧化性依次减弱。含氧酸的酸性依次减弱，气态氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强。

2、硫酸根离子的检验

值得注意的是，检验SO42-时会受到许多离子的干扰。

⑴Ag+干扰：用BaCl2 溶液或盐酸酸化时防止Ag+干扰，因为Ag++Cl-=== AgCl↓。

⑵CO32-、SO32-、PO43-干扰：因为BaCO3、BaSO3、Ba3(PO4)2也是白色沉淀。与BaSO4白色沉淀所不同的是，这些沉淀溶于强酸中。因此检验SO42-时，必须用酸酸化。

如：BaCO3+2H+=== H2O+CO2↑+Ba2+　　　　但不能用硝酸酸化，同理所用钡盐也不能是Ba(NO3)2溶液，因为在酸性条件下SO32-、HSO3-、SO2等会被溶液中的NO3-氧化为SO42-，从而可使检验得出错误的结论。

为此，检验SO42-离子的正确操作为：

被检液取清液有无白色沉淀(有无SO42-)

由此可见，浓硫酸和稀硫酸都具有氧化性，但产生氧化性的原因是不同的，因此其氧化能力也有强与弱的差别，被还原产物也不相同。

(四) 氮族元素

1、一氧化氮和二氧化氮

⑴一氧化氮：无色气体，难溶于水，有很大毒性，在常温下极易被氧化成二氧化氮。2NO+O2=== 2NO2

⑵二氧化氮：有刺激性气味的红棕色气体，溶于水生成硝酸和一氧化氮。

3NO2+H2O=== 2HNO3+NO 4NO2N2O4(无色)

注意：关于氮的氧化物溶于水的几种情况的计算方法。

① NO2或NO2与N2(或非O2)的混合气体溶于水时可依据：3NO2+H2O=== 2HNO3+NO 利用气体体积变化差值进行计算。

② NO2和O2的混合气体溶于水时，由4NO2+2H2O+O2=== 4HNO3 可知，当体积比为

=4：1，恰好完全反应

V(NO2)：V(O2) >4：1，NO2过量，剩余气体为NO

<4：1，O2过量，乘余气体为O2

③ NO和O2同时通入水中时，其反应是：2NO+O2=== 2NO2 ，3NO2+H2O=== 2HNO3+NO ，总反应式为：4NO+2H2O+3O2=== 4HNO3 当体积比为

=4：3，恰好完全反应

V(NO)：V(O2) >4：3，NO过量，剩余气体为NO

<4：3，O2过量，乘余气体为O2

④NO、NO2、O2三种混合气体通入水中，可先按①求出NO2与H2O反应生成的NO的体积，再加上原混合气体中的NO的体积即为NO的总体积，再按③方法进行计算。

2、硝酸的化学性质

①HNO3具有酸的通性。

② HNO3具有强氧化性，表现在能与多数金属、非金属、某些还原性化合物起反应。要注意，由于硝酸氧化性很强，任何金属与硝酸反应都不能放出氢气，在与不活泼金属如Cu、Ag等反应时，浓硝酸还原产物为NO2，稀硝酸还原产物为NO，(但不能认为稀硝酸的氧化性比浓硝酸强);

③ 在溶液中NO3-几乎与所有离子能大量共存，但注意，当溶液的酸性较强可形成硝酸溶液，具有还原性的某些离子则不能与其大量共存，如NO3-、H+、Fe2+ 中任意两者能大量共存，但三者则不能大量共存。

即：NO3- 在中性或碱性溶液中不表现氧化性，而在酸性溶液中表现强氧化性。

3、氨气的实验室制法

反应原理：2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3↑+2H2O 不能用NaOH代替Ca(OH)2，因为NaOH吸湿后容易结块，产生的气体不易逸出，并且NaOH对玻璃有强烈的腐蚀作用。

装置：制NH3的气体发生装置与制O2、CH4的相同。干燥氨气不能选用浓H2SO4、P2O5，也不能选用无水CaCl2，应选用碱石灰。收集NH3应采用向下排空气法。容器口塞一团棉花(防止空气进入试管，以保证收集的NH3比较纯净)。检验：a、用湿润的红色石蕊试纸(变蓝);b、蘸有浓盐酸的玻璃棒接近瓶口(白烟)。实验室还常根据浓氨水的强挥发性，向浓氨水中加入NaOH或CaO得到氨气。NaOH或CaO的作用是吸水和吸水后使溶液温度显著升高，二者都能减少氨气的溶解。

(五) 碳族元素

1、碳族元素性质的相似性和递变性

2、碳酸正盐与酸式盐性质比较

①在水中溶解性：正盐除K+、Na+、NH4+等易溶于水外，其余都难溶于水;而只要存在的酸式盐都易溶于水。

一般来说，在相同温度下酸式盐的溶解度比正盐大，如CaCO3难溶于水，Ca(HCO3)2易溶于水，但也有例外，如NaHCO3溶解度比Na2CO3小。

②热稳定性：正盐中除K+、Na+等受热难分解外，其余受热易分解;酸式盐在水溶液或固态时加热都易分解。如 Ca(HCO3)2 CaCO3↓+CO2↑+H2O

一般来说，热稳定性大小顺序为：正盐>酸式盐>多元盐(盐的阳离子相同，成盐的酸相同)。

③可溶性正盐、酸式盐都能发生水解，但相同阳离子的相同浓度时溶液中CO32-的水解程度比HCO3-大

④都能与酸作用，但相同条件放出CO2的速率酸式盐比正盐快。