2010级高三化学知识点总结
－、丰富多彩的颜色
1．红色：
Fe(SCN)3（红色溶液）； Cu2O（红色固体）； Fe2O3（红棕色固体）；
红磷（暗红色固体）； 液溴（深红棕色）； Fe(OH)3（红褐色固体）；
Cu（紫红色固体）； 溴蒸气、NO2（红棕色） 品红溶液(红色)；
在空气中久置的苯酚（粉红）；石蕊遇酸性溶液(红色)； 酚酞遇碱性溶液(红色)。
2．紫色：
石蕊在中性溶液中（紫色）； Fe3+与苯酚反应产物（紫色）； I2（有金属光泽紫黑色固体）
KMnO4固体（紫黑色）； MnO4—（紫红色溶液） 固态O3（紫黑色）
钾的焰色反应（紫色） I2蒸气、I2在非极性溶剂中（紫色）
3．橙色：溴水（橙色） K2Cr2O7溶液（橙色）
4．黄色：
AgI（黄色固体）； AgBr（淡黄色固体）；Ag3PO4（黄色固体）；FeS2（黄色固体）；
Na2O2（淡黄色固体）； S（黄色固体）； Au（金属光泽黄色固体）；
I2的水溶液（黄色）； 碘酒（黄褐色）； 久置的KI溶液（黄色）（被氧化为I2）；
Na的焰色反应（黄色）； TNT（淡黄色针状）； 工业浓盐酸（黄色）（含有Fe3+）；
NaNO2（无色或浅黄色晶体）； Fe3+的水溶液（黄色）；硝基苯中溶有浓硝酸分解的NO2时（黄色）
久置的浓硝酸（黄色）（溶有分解生成的NO2）；浓硝酸粘到皮肤上（天然蛋白质）显黄色）；
5．绿色：
Cu2(OH)2CO3（绿色固体）； Fe2+的水溶液（浅绿色）； FeSO4·7H2O（绿矾）；
K2MnO4（绿色）； Cl2、氯水（黄绿色）； F2（淡黄绿色）；
CuCl2的浓溶液（蓝绿色）；
7．棕色：
FeCl3固体（棕黄色）； CuCl2固体（棕色）
6．蓝色：
Cu(OH)2、CuSO4·5H2O、Cu2+在水溶液中（蓝色）； 石蕊遇碱性溶液（蓝色）；
硫、氢气、甲烷、乙醇在空气中燃烧（淡蓝色火焰）；一氧化碳在空气中燃烧（蓝色火焰）；
淀粉遇I2变蓝色； Co2O3（蓝色）； O2（液态——淡蓝色）；
Cu(OH)2溶于多羟基化合物（如甘油、葡萄糖等）的水溶液中（绛蓝色）；
O3（气态——淡蓝色；液态——深蓝色；固态——紫黑色）。
7．黑色：
FeO； Fe3O4； FeS； CuO； CuS； Cu2S； MnO2； C粉；
Ag2S； Ag2O PbS； AgCl、AgBr、AgI、AgNO3光照分解均变黑；
绝大多数金属在粉末状态时呈黑色或灰黑色。
8．白色：常见白色固体物质如下（呈白色或无色的固体、晶体很多）：
AgCl； Ag2CO3； Ag2SO4； Ag2SO3； BaSO4； BaSO3； BaCO3；
Ba3(PO4)2； BaHPO4； CaO； Ca(OH)2； CaCO3； MgO； Mg(OH)；
MgCO3；Fe(OH)2； AgOH； PCl5； SO3； 三溴苯酚 CuSO4
铵盐（白色固体或无色晶体）；
Fe(OH)2沉淀在空气中的现象：白色→（迅速）灰绿色→（最终）红褐色
pH试纸：干燥时呈黄色；中性时呈淡绿色；酸性时呈红色，酸性越强，红色越深；碱性时呈蓝色，碱性越强，蓝色越深。
红色石蕊试纸：红色（用于检验碱性物质） 蓝色石蕊试纸：蓝色（用于检验酸性物质）
淀粉试纸：白色（用于检验碘单质） KI—淀粉试纸：白色（用于检验氧化性物质）
石蕊：pH＜5时呈红色；pH介于5～8时呈紫色；pH＞8时呈蓝色。
酚酞：pH＜8.2时呈无色；pH介于8.2～10时呈粉红色；pH＞10时呈红色。
甲基橙: pH＜3.1时呈红色；pH介于3.1～4.4时呈橙色；pH＞4.4时呈黄色。
甲基红: pH＜4.4时呈红色；pH介于4.4～6.2时呈橙色；pH＞6.2时呈黄色。
二、重要物质的俗名
1．生石灰（主要成份是CaO）； 消石灰、熟石灰[主要成份是Ca(OH)2]；
水垢[主要成份是CaCO3和Mg(OH)2]；
石灰石、大理石、白垩、蛋壳、贝壳、骨骼中的无机盐（主要成份是CaCO3）；
波尔多液（石灰水与硫酸铜溶液的混合物）； 石硫合剂（石灰水与硫粉的悬浊液）。
碱石灰[由NaOH、Ca(OH)2的混合液蒸干并灼烧而成，可以看成是NaOH和CaO的混合物]；
2．烧碱、火碱、苛性钠（NaOH）； 苛性钾（KOH）
3．苏打、纯碱、口碱（Na2CO3）； 小苏打（NaHCO3）； 大苏打、海波（Na2S2O3）
纯碱晶体（Na2CO3·10H2O）； 泡花碱、水玻璃、矿物胶（Na2SiO3的水溶液）。
4．芒硝（Na2SO4·10H2O）； 重晶石（BaSO4）；
石膏（CaSO4·2H2O）； 熟石膏（2CaSO4·H2O）。
5．胆矾、蓝矾（CuSO4·5H2O）； 明矾[KAl(SO4)2·12H2O或K2 SO4·Al2(SO4)3·24H2O]；
绿矾（FeSO4·7H2O）； 皓矾（ZnSO4·7H2O）。
6．菱镁矿（主要成份是MgCO3）； 菱铁矿（主要成份是FeCO3）；
磁铁矿（主要成份是Fe3O4）； 赤铁矿、铁红（主要成份是Fe2O3）；
黄铁矿、硫铁矿（主要成份是FeS2）。
7．磷矿石[主要成份是Ca3(PO4)2]； 重过磷酸钙、重钙 [主要成份是Ca(H2PO4)2]；
过磷酸钙、普钙 [主要成份是Ca(H2PO4)2和CaSO4]。
8．光卤石（KCl·MgCl2·6H2O）；
9．铜绿、孔雀石[Cu2(OH)2CO3 ] ；
10．萤石（CaF2）； 电石（CaC2）； 冰晶石（Na3AlF6）
水晶（SiO2）； 玛瑙（主要成份是SiO2）； 石英（主要成份是SiO2）；
硅藻土（无定形SiO2） 宝石、刚玉（Al2O3）； 金刚砂（SiC）。
11．草酸HOOC—COOH 硬脂酸C17H35COOH 软脂酸C15H31COOH
油酸C17H33COOH 石炭酸C6H5OH 蚁酸HCOOH
蚁醛HCHO 福尔马林（HCHO的水溶液） 木精CH3OH
酒精CH3CH2OH 醋酸、冰醋酸CH3COOH 甘油（CH2OHCHOHCH2OH）
硝化甘油（三硝酸甘油酯）TNT（三硝基甲苯） 肥皂（有效成份是C17H35COONa）
火棉——纤维素与硝酸完全酯化反应、含氮量高的纤维素硝酸酯。用于制造无烟火药和枪弹的发射药。
胶棉——纤维素与硝酸不完全酯化反应、含氮量低的纤维素硝酸酯。用于制造赛璐珞和油漆。
粘胶纤维——由植物的秸秆、棉绒等富含纤维素的物质经过NaOH和CS2等处理后，得到的一种纤维状物质。其中长纤维俗称人造丝，短纤维俗称人造棉。
12．尿素CO(NH2)2 硫铵(NH4)2SO4 碳铵NH4HCO3
13．硫酐SO3 硝酐N2O5 碳酐、干冰、碳酸气CO2
14．王水（浓硝酸和浓盐酸按体积比1 : 3的混合物）
三、重要物质的用途
1．干冰、AgI晶体——人工降雨剂 2．AgBr——照相感光剂
3．K、Na合金（l）——原子反应堆导热剂 4．铷、铯——光电效应
5．钠——很强的还原剂，制高压钠灯
6．NaHCO3、Al(OH)3——治疗胃酸过多，NaHCO3还是发酵粉的主要成分之一
7．Na2CO3——广泛用于玻璃、制皂、造纸、纺织等工业，也可以用来制造其他钠的化合物
8．皓矾——防腐剂、收敛剂、媒染剂 9．明矾——净水剂
10．重晶石——“钡餐” 11．波尔多液——农药、消毒杀菌剂
12．SO2——漂白剂、防腐剂、制H2SO4
13．白磷——制高纯度磷酸、燃烧弹 14．红磷——制安全火柴、农药等
15．氯气——漂白（HClO）、消毒杀菌等 16．Na2O 2——漂白剂、供氧剂、氧化剂等
17．H2O2——氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂、火箭燃料等
18．O3——漂白剂（脱色剂）、消毒杀菌剂、吸收紫外线（地球保护伞）
19．石膏——制模型、水泥硬化调节剂、做豆腐中用它使蛋白质凝聚（盐析）；
20．苯酚——环境、医疗器械的消毒剂、重要化工原料
21．乙烯——果实催熟剂、有机合成基础原料
22．甲醛——重要的有机合成原料；农业上用作农药，用于制缓效肥料；杀菌、防腐，35%~40%的甲醛溶液用于浸制生物标本等
23．苯甲酸及其钠盐、丙酸钙等——防腐剂 24．维生素C、E等——抗氧化剂
25．葡萄糖——用于制镜业、糖果业、医药工业等
26．SiO2纤维——光导纤维（光纤），广泛用于通讯、医疗、信息处理、传能传像、遥测遥控、照明等方面。
27．高分子分离膜——有选择性地让某些物质通过，而把另外一些物质分离掉。广泛应用于废液的处理及废液中用成分的回收、海水和苦咸水的淡化、食品工业、氯碱工业等物质的分离上，而且还能用在各种能量的转换上等等。
28．硅聚合物、聚氨酯等高分子材料——用于制各种人造器官
29．氧化铝陶瓷（人造刚玉）——高级耐火材料，如制坩埚、高温炉管等；制刚玉球磨机、高压钠灯的灯管等。
30．氮化硅陶瓷——超硬物质，本身具有润滑性，并且耐磨损；除氢氟酸外，它不与其他无机酸反应，抗腐蚀能力强，高温时也能抗氧化，而且也能抗冷热冲击。常用来制造轴承、汽轮机叶片、机械密封环、永久性模具等机械构件；也可以用来制造柴油机。
31．碳化硼陶瓷——广泛应用在工农业生产、原子能工业、宇航事业等方面。
四、各种“水”汇集
纯净物
蒸馏水——H2O 重水——D2O 超重水——T2O
水银——Hg 水晶——SiO2
混和物：
双氧水——H2O2的水溶液
氨水——分子（NH3、NH3·H2O、H2O）；离子（NH4+、OH—、H+）
氯水——分子（Cl2、HClO、H2O）；离子（H+、Cl—、ClO—、OH—）
王水——浓HNO3 : 浓HCl = 1 : 3（浓溶液的体积比）
硬水——溶有较多Ca2+、Mg2+的水
暂时硬水——溶有较多Ca(HCO3)2、Mg(HCO3) 2的水，用加热煮沸法可降低其硬度（软化）。
永久硬水——溶有较多Ca2+、Mg2+的盐酸盐、硫酸盐的水，用药剂或阳离子交换法可软化。
软水——溶有较少量或不溶有Ca2+、Mg2+的水
生理盐水——质量分数为0.9%的NaCl溶液
卤水——海水中提取出食盐后含有MgCl2、CaCl2、NaCl及少量MgSO4的水
水玻璃——Na2SiO3的水溶液
水晶——高纯度二氧化硅晶体
烟水晶——含有色金属氧化物小颗粒的二氧化硅晶体
水泥——主要成份是硅酸二钙（2CaO·SiO2）、硅酸三钙（3CaO·SiO2）、铝酸三钙（3CaO·Al2O3）
五、各种“气”汇集
无机的：
爆鸣气——H2与O2 水煤气——CO与H2 笑气——N2O 碳酸气——CO2
高炉气（高炉煤气）——CO、CO2、N2
空气——N2、O2、稀有气体、少量CO2、水蒸气以及其它杂质气体
有机的：
天然气——主要成分为CH4。通常含有H2S等有毒气体杂质。※又名沼气、坑气、瓦斯气。
裂化气——C1~C4的烷烃、烯烃。
裂解气——主要是CH2=CH2 、CH3CH=CH2、CH2=CH—CH=CH2、H2等。
木煤气、焦炉气——H2、CH4、CO等。
炼厂气——C1~C4的气态烃 ※又名石油气、油田气。
电石气——CH≡CH，通常含有H2S、PH3等。
六、比较元素金属性强弱的依据
金属性——金属原子在气态时失去电子能力强弱（需要吸收能量）的性质
金属活动性——金属原子在水溶液中失去电子能力强弱的性质
注：“金属性”与“金属活动性”并非同一概念，两者有时表示为不一致，如Cu和Zn：金属性是：Cu > Zn，而金属活动性是：Zn > Cu。
在一定条件下金属单质与水反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与水反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
常温下与同浓度酸反应的难易程度和剧烈程度。一般情况下，与酸反应越容易、越剧烈，其金属性越强。
依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱。碱性越强，其元素的金属性越强。
依据金属单质与盐溶液之间的置换反应。一般是活泼金属置换不活泼金属。但是ⅠA族和ⅡA族的金属在与盐溶液反应时，通常是先与水反应生成对应的强碱和氢气，然后强碱再可能与盐发生复分解反应。
依据金属活动性顺序表（极少数例外）。
依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性逐渐减弱；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，金属性逐渐增强。
依据原电池中的电极名称。做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。
依据电解池中阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序。优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。
气态金属原子在失去电子变成稳定结构时所消耗的能量越少，其金属性越强。
七、比较元素非金属性强弱的依据
依据非金属单质与H2反应的难易程度、剧烈程度和生成气态氢化物的稳定性。与氢气反应越容易、越剧烈，气态氢化物越稳定，其非金属性越强。
依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱。酸性越强，其元素的非金属性越强。
依据元素周期表。同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐增强；同主族中，由上而下，随着核电荷数的增加，非金属性逐渐减弱。
非金属单质与盐溶液中简单阴离子之间的置换反应。非金属性强的置换非金属性弱的。
非金属单质与具有可变价金属的反应。能生成高价金属化合物的，其非金属性强。
气态非金属原子在得到电子变成稳定结构时所释放的能量越多，其非金属性越强。
依据两非金属元素在同种化合物中相互形成化学键时化合价的正负来判断。如在KClO3中Cl显+5价，O显-2价，则说明非金属性是O > Cl；在OF2中，O显+2价，F显-1价，则说明非金属性是F > O
说明：
元素的非金属性与其单质的活泼性不完全一致。例如，氧、氮的非金属性均比氯强，但氧气、氮气的活泼性均不及氯气。
八、“10电子”、“18电子”的微粒小结
1．“10电子”的微粒：
分子
离 子
一核10电子的
Ne
N3—（固）、O2—（固）、F—、Na+、Mg2+、Al3+
二核10电子的
HF
OH—
三核10电子的
H2O
NH2—
四核10电子的
NH3
H3O+
五核10电子的
CH4
NH4+
2．“18电子”的微粒：
分 子
离 子
一核18电子
Ar
K+、Ca2+、Cl—、S2—
二核18电子
F2、HCl
HS—
三核18电子
H2S
四核18电子
PH3、H2O2
五核18电子
SiH4、CH3F
六核18电子
N2H4、CH3OH
七核18电子
CH3NH2
八核18电子
CH3CH3
九、元素周期表
将族序号、主族元素、惰性元素的名称、符号、原子序数填入下表。
族
周
期
一
二
三
四
五
六
七
小结：
元素周期表共分18纵行，其中第1、2、13、14、15、16、17七个纵行依次为ⅠA族、ⅡA族、ⅢA族、ⅣA族、ⅤA族、ⅥA族、ⅦA族（纵行序号的个位数与主族序数相等）；第3、4、5、6、7、11、12七个纵行依次为ⅢB族、ⅣB族、ⅤB族、ⅥB族、ⅦB族、ⅠB族、ⅡB族（纵行序号个位数与副族序数相等）；第8、9、10三个纵行为合称为Ⅷ族；第18纵行称为0族。
ⅠA族称为碱金属元素（氢除外）；ⅡA族称为碱土金属元素；ⅢA族称为铝族元素；ⅣA族称为碳族元素；ⅤA族称为氮族元素；ⅥA族称为氧族元素；ⅦA族称为卤族元素。
元素周期表共有七个横行，称为七个周期，其中第一（2种元素）、二（8种元素）、三（8种元素）周期为短周期（只有主族元素）；第四（18种元素）、五（18种元素）、六（32种元素）周期为长周期（既有主族元素，又有过渡元素）；第七周期（目前已排26种元素）为不完全周期。
在元素周期表中，越在左下部的元素，其金属性越强；越在右上部的元素（惰性气体除外），其非金属性越强。金属性最强的稳定性元素是铯，非金属性最强的元素是氟。
在元素周期表中位于金属与非金属分界处的金属元素，其氧化物或氢氧化物一般具有两性，如Be、Al等。
主族元素的价电子是指其最外层电子；过渡元素的价电子是指其最外层电子和次外层的部分电子；镧系、锕系元素的价电子是指其最外层电子和倒数第三层的部分电子。
在目前的112种元素中，只有22种非金属元素（包括6种稀有气体元素），其余90种都是金属元素；过渡元素全部是金属元素。
在元素周期表中，位置靠近的元素性质相近。一般在周期表的右上部的元素用于合成新农药；金属与非金属分界处的元素用于制造半导体材料；过渡元素用于制造催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料等等。
从原子序数为104号往后的元素，其原子序数的个位数与其所在的副族序数、Ⅷ族（包括108、109、110三号元素）、主族序数分别相等。第七周期若排满，最后0族元素的原子序数为118号。
10．同周期第ⅡA族和第ⅢA族元素的原子序数之差可能为1（第二、三两周期）或11（第四、五两周期）或25（第六周期）。
11．若主族元素xA所在的第n周期有a种元素，同主族的yB元素所在的第n + 1周期有b种元素，当xA、yB位于第IA族、ⅡA族时，则有：y = x + a；当xA、yB位于第ⅢA ~ ⅦA族时，则有：
y = x + b。
十、构、位、性的规律与例外
一般原子的原子核是由质子和中子构成，但氕原子（1H）中无中子。
元素周期表中的每个周期不一定从金属元素开始，如第一周期是从氢元素开始。
大多数元素在自然界中有稳定的同位素，但Na、F、P、Al等20种元素到目前为却未发现稳定的同位素。
一般认为碳元素形成的化合物种类最多，且ⅣA族中元素组成的晶体常常属于原子晶体，如金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅等。（据有些资料说，氢元素形成的化合物最多）
元素的原子序数增大，元素的相对原子质量不一定增大，如18Ar的相对原子质量反而大于19K的相对原子质量。
质量数相同的原子，不一定属于同种元素的原子，如18O与18F、40K与40Ca
ⅣA~ⅦA族中只有ⅦA族元素没有同素异形体，且其单质不能与氧气直接化合。
活泼金属与活泼非金属一般形成离子化合物，但AlCl3却是共价化合物（熔沸点很低，易升华，为双聚分子，结构式为 所有原子都达到了最外层为8个电子的稳定结构）。
一般元素性质越活泼，其单质的性质也活泼，但N和P相反。
10．非金属元素之间一般形成共价化合物，但NH4Cl、NH4NO3等却是离子化合物。
11．离子化合物在一般条件下不存在单个分子，但在气态时却是以单个分子存在。
12．含有非极性键的化合物不一定都是共价化合物，如Na2O2、FeS2、CaC2等是离子化合物。
13．单质分子不一定是非极性分子，如O3是极性分子。
14．一般氢化物中氢为+1价，但在金属氢化物中氢为-1价，如NaH、CaH2等。
15．非金属单质一般不导电，但石墨可以导电。
16．非金属氧化物一般为酸性氧化物，但CO、NO等不是酸性氧化物，而属于不成盐氧化物。
17．金属氧化物一般为碱性氧化物，但一些高价金属的氧化物反而是酸性氧化物，如：Mn2O7、CrO3等反而属于酸性氧物，2KOH + Mn2O7 == 2KMnO4 + H2O 2KOH + CrO3 == K2CrO4 + H2O；Na2O2、MnO2等也不属于碱性氧化物，它们与酸反应时显出氧化性。
18．组成和结构相似的物质（分子晶体），一般分子量越大，熔沸点越高，但也有例外，如HF>HCl，H2O>H2S，NH3>PH3，因为液态及固态HF、H2O、NH3分子间存在氢键，增大了分子间作用力。
19．非金属元素的最高正价和它的负价绝对值之和等于8，但氟无正价，氧在OF2中为+2价。
20．含有阳离子的晶体不一定都含有阴离子，如金属晶体中有金属阳离子而无阴离子。
21．一般元素的化合价越高，其氧化性越强，但HClO4、HClO3、HClO2、HClO的氧化性逐渐增强。
22．离子晶体不一定只含有离子键，如NaOH、Na2O2、NH4Cl、CH3COONa等中还含有共价键。
十一、微粒半径大小的比较方法
原子半径的大小比较，一般依据元素周期表判断。若是同周期的，从左到右，随着核电荷数的递增，半径逐渐减小；若是同主族的，从上到下，随着电子层数增多，半径依次增大。
若几种微粒的核外电子排布相同，则核电荷数越多，半径越小。
同周期元素形成的离子中阴离子半径一定大于阳离子半径，因为同周期元素阳离子的核外电子层数一定比阴离子少一层。
同种金属元素形成的不同金属离子，其所带正电荷数越多（失电子越多），半径越小。
☆判断微粒半径大小的总原则是：
电子层数不同时，看电子层数，层数越多，半径越大；
电子层数相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；
电子层数和核电荷数均相同时，看电子数，电子数越多，半径越大；如r（Fe2+）> r（Fe3+）
核外电子排布相同时，看核电荷数，核电荷数越多，半径越小；
若微粒所对应的元素在周期表中的周期和族既不相同又不相邻，则一般难以直接定性判断其半径大小，需要查找有关数据才能判断。
十二、离子方程式的书写
离子符号的正确书写
电解质只有在完全电离时才能写成离子，如：
酸中，硫酸、硝酸、盐酸、氢溴酸、氢碘酸、高氯酸等强酸在水溶液中
碱中，氢氧化钡、NaOH、KOH等强碱在水溶液或熔融状态时
盐中，绝大多数盐在水溶液或熔融状态时
☆注意：
①酸式盐的电离情况：
NaHSO4（水溶液）==Na+ + H+ + SO42— NaHSO4（熔融）==Na+ + HSO4—
NaHCO3==Na+ + HCO3—
NH4HSO3==NH4+ + HSO3—
NaH2PO4==Na+ + H2PO4—
②对微溶物的处理：在澄清的溶液中能写成离子，在浑浊时不能写成离子。如Ca(OH)2、CaSO4、Ag2SO4、MgCO3等。
③对浓强酸的处理：浓H2SO4参加的反应，对H2SO4一般不写成离子，例如，浓H2SO4与Cu的反应，起强氧化性作用的是H2SO4分子，而不是SO42—，且浓H2SO4中水很少（硫酸能与水以任意比例互溶），绝大多数是H2SO4分子，未发生电离。浓盐酸、浓硝酸参加的反应，一般都写成离子，因为它们受其溶解度的限制，溶质质量分数不是很大，其中水的量足以使它们完全电离。
④是离子反应的不一定都能写成离子方程式。例如实验室制取氨气的反应是NH4Cl与Ca(OH)2之间的离子交换反应，但它们是固体之间的反应。
反应要符合实际
符合离子反应发生的条件（生成溶解度更小的物质或生成更加难电离的物质或生成更易挥发性的物质）；
符合氧化还原反应发生的规律（强氧化剂与强还原剂优先发生反应）；
H+优先跟碱性强的微粒（易电离出OH— 或易结合H+的微粒）反应；
④ OH—优先跟酸性强的微粒（易电离出H+或易结合OH—的微粒）反应。
配平要符合三个“守恒”——质量守恒和电荷守恒以及氧化还原反应中的得失电子守恒
注意离子间量的比例关系：不足物质中参加反应的阴、阳离子的个数比一定符合其化学式中阴、阳离子的个数比。
[练习]
CO2通入苯酚钠溶液中:__________________________________________
苯酚溶于饱和碳酸钠溶液中:
3. Fe(OH)3与氢碘酸反应:___________________________
4. 向溴化亚铁溶液中通入氯气
（1）溴化亚铁过量:_______________________________________
（2）氯气过量:
（3）两者的物质的量之比为1 : 1
（4）两者的物质的量之比为5 : 7
5. 向碘化亚铁溶液中通入氯气
（1）碘化亚铁过量:_______________________________________
（2）氯气过量:
（3）两者的物质的量之比为5 : 7
6. Ca(HCO3)2溶液与
（1）少量NaOH：________________________________
（2）过量NaOH：
（3）少量石灰水反应：
（4）过量石灰水反应：
7. （1）将H2S气体通入FeCl3溶液中:
（2）少量Na2S溶液与FeCl3的反应:
（3）过量Na2S溶液与FeCl3的反应:
（4）Na2S溶液与AlCl3的反应:
8. （1）向水玻璃中通入过量的CO2:___________________________________________
（2）向漂粉精溶液中通入少量的CO2:_______________________________________
（3）向漂粉精溶液中通入过量的CO2:_______________________________________
（4）向苯酚钠溶液中通入过量的SO2:_______________________________________
（5）向偏铝酸钠溶液中通入过量的CO2:_____________________________________
（6）向饱和碳酸钠溶液中通入过量的CO2:___________________________________
9．（1）氯化铁溶液的水解反应:
（2）将饱和氯化铁溶液滴入沸水中:
10．向NH4HSO3溶液中逐渐滴加稀NaOH溶液
先
后
11．向稀NaHSO4溶液中逐滴滴加稀Ba(OH)2溶液
（1）至溶液呈中性：
（2）至SO42—沉淀完全：
12．向稀Ba(OH)2溶液中逐滴滴加稀NaHSO4溶液
（1）至Ba2+沉淀完全：
（2）至溶液呈中性：
13．向明矾溶液中逐滴滴加氢氧化钡溶液
（1）至沉淀物质的量最多
（2）至沉淀质量最多
（3）以横坐标表示所滴加NaOH溶液的体积，
纵坐标分别表示生成沉淀的物质的量和质量，
在右边画出反应过程的曲线。
14．向硫酸铝铵[NH4Al(SO4)2]溶液中逐滴加入稀NaOH溶液，
（1）依次发生的反应为
（2）生成沉淀最多时的反应为
（3）生成的沉淀恰好完全溶解时的反应为
15．将NaH2PO4溶液与Ba(OH)2溶液按下列物质的量之比反应，写出其离子方程式。
（1）2 : 1
（2）4 : 3
（3）2 : 3
（4）1 : 2
16． 银铵溶液的制备
先_____________________________________
后_____________________________________
17．向银铵溶液中
（1）滴加稀硝酸
（2）滴加稀盐酸
18． 铝盐溶液与偏铝酸盐溶液的反应
19． 泡沫灭火器中的反应原理
20．（1）工业上用阳离子交换膜法电解饱和食盐水
（2）用铁电极电解饱和食盐水
（3）用惰性电极电解熔融氯化钠
（4）用铜电极电解稀硫酸
（5）用惰性电极电解氢氧化钠溶液
（6）用惰性电极电解硫酸铜溶液
（7）工业上冶炼金属铝
（8）用惰性电极电解锰酸钾溶液
21．（1）铅蓄电池中
Ⅰ放电时：
正极反应
负极反应
总反应
Ⅱ充电时：
正极反应
负极反应
总反应
（2）干电池中（用MnO2作为吸H2剂，Zn2+易与NH3形成难电离的Zn(NH3)42+复杂离子）
正极反应
负极反应
总反应
十三、离子共存问题
1．分析是否能发生复分解反应。一般条件是有难溶、难电离、挥发性物质生成。
2．分析能否发生氧化还原反应
还原性离子（Fe2+、I—、S2—、SO32—等）与氧化性离子（NO3—/H+、Fe3+、ClO—、MnO4—等）因发生氧化还原反应而不能共存。例如：
2Fe3+ + S2— == 2Fe2+ + S↓ 2Fe3+ + 2I— == 2Fe2+ + I2
2Fe3+ + SO32—+ H2O == 2Fe2+ + SO42—+ 2H+ 3Fe2+ + NO3—+ 4H+ == 3Fe3+ + NO↑+ 2H2O
6Fe2+ + 3ClO—+ 3H2O == 2Fe(OH)3↓+ 3Cl—+ 4Fe3+
5Fe2+ + MnO4—+ 8H+ == 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O
3SO32—+ 2NO3—+ 2H+ == 3SO42—+ 2NO↑+ H2O SO32—+ ClO—== SO42—+ Cl—
5SO32—+ 2MnO4—+ 6H+ == 5SO42—+ 2Mn2++ 3H2O S2O32— + 2H+ == S↓+ SO2↑+ H2O
2S2-＋SO32-＋6H+＝3S↓＋3H2O ……
3．分析是否发生双水解反应
常见的双水解反应有以下几组： S2—
AlO2— CO32— Fe3+ AlO2—
Fe3+与 CO32— Al3+与 HCO3— AlO2—与 Al3+ NH4+与
HCO3— AlO2— NH4+ SiO32—
SiO32— SO32—、SiO32—
分析是否发生络合反应
如：Fe3+ + 3SCN— = Fe(SCN)3（血红色溶液）
Fe3+ + 6C6H5OH = Fe(C6H5O)63—(紫色溶液) +6H+
☆注意:
（1）弱酸的酸式根离子既不能与H+离子大量共存，又不能与OH—大量共存，如：
HCO3— + H+ = CO2↑+ H2O HCO3— + OH—= CO32— + H2O
HSO3— + H+ = SO2↑+ H2O HSO3— + OH—= SO32— + H2O
HS— + H+ = H2S↑ HS— + OH—= S2— + H2O
H2PO4— + H+ = H3PO4 H2PO4— + OH—= HPO42— + H2O
……
（2）能生成微溶物质的两种离子也不能大量共存，如Ca2+和SO42—、Ag+和SO42—、Mg2+和CO32—、Ca2+和OH—等。
（3）PO43—与H2PO4—不能大量共存，因为前者水解呈碱性，后者电离为主显酸性，两者相遇要反应 PO43— + H2PO4—== 2HPO42—
（4）Al3+、Fe3+因其在水溶液中当pH为3~4左右时即能完全水解成Al(OH)3、Fe(OH)3沉淀，所以Al3+、Fe3+几乎与所有的弱酸根离子都不能大量共存。
（5）[Ag(NH3)2]+与H+不能大量共存，因为在酸性溶液中，NH3与H+以配位键结合成NH4+的趋势很强，导致[Ag(NH3)2]+ + 2H+ == Ag+ + 2NH4+发生。
（6）解答此类问题还要抓住题干的附加条件，如溶液的酸性、碱性还是中性；是否有颜色；可能大量共存还是一定能大量共存；能与铝粉反应放出H2（可能是非氧化性酸溶液，也可能是强碱溶液）；由水电离出的H+浓度为10—10mol·L—1（可能是酸溶液，也可能是碱溶液）
十四、水的电离·溶液的pH
水的电离和溶液的pH是电解质溶液的重点和难点，是高中与大学的重要衔接点，同时也是高考化学试题的热点。分析多年的高考化学试题，我们不难发现：水的电离和溶液pH这一知识点试题每年考并且常考常新。因此，有必要认真加以训练。
相关知识点
１、电解质溶液的酸碱性跟水的电离密切相关。实验证明，水是一种极弱的电解质，能微弱电离：
H2O+H2O H3O++OH—，可简写为：H2O H+ + OH—。此电离平衡易受外界条件（温度、电解质等）影响，但遵循平衡移动原理。实验还证明，在纯水或电解质的稀溶液中，当温度一定时，c(H+)与c(OH-)的乘积是一常数，即c(H+)·c(OH-)＝Kw。Kw简称为水的离子积。它只是温度函数，并随温度的升高而增大。25℃时，Kw=1×10-14，100℃，Kw=1×10-12。
２、电解质溶液的酸碱性取决于c(H+)与c(OH-)的相对大小。在常温下，
中性溶液中c(H+) = c(OH-) = 1×10-7mol/L；
酸性溶液中c(H+) > c(OH-)；c(H+) > 1×10-7mol/L；
碱性溶液中c(H+) < c(OH-)，c(H+) < 1×10-7mol/L。
３、电解质稀溶液的酸碱性可用pH大小来统一度量，其定义式：pH = －1g c(H+)。pH的通常范围是0 ~ 14，若pH < 0，则直接用c(H+)来表示已比较方便了[c(H+) > 1mol/L]；若pH > 14，则直接用c(OH— )来表示也已比较方便了[c(OH-) > 1mol/L]。
同样可定义：pOH = －1g c(OH-)，在常温下，同一溶液的pH ＋ pOH = 14。
４、电解质溶液pH的测定：
（１）酸碱指示剂只能粗略地测定溶液的pH值范围。常用指示剂有：
甲基橙：pH < 3.1时显红色；pH = 3.1 ~ 4.4时显橙色；pH > 4.4时显黄色。
石 蕊：pH < 5时显红色；pH = 5 ~ 8时显紫色；pH > 8时显蓝色。
酚 酞：pH < 8时呈无色；pH = 8 ~ 10时显粉红色；pH > 10时显红色。
（２）pH试纸只能粗略地测定溶液的pH，应掌握其操作步骤：先将干燥的pH试纸置于干燥、洁净的玻璃片上，然后用干燥、洁净的玻璃棒沾取待测溶液滴在pH试纸的中央，在半分钟之内立即跟标准比色卡对照，读出与之颜色最接近的pH。
思考：为什么不用蒸馏水湿润pH试纸？所用玻璃片和玻璃棒为什么必须是干燥、洁净的？为什么必须立即跟标准比色卡对照？
（３）测定溶液pH最精确的方法是用pH计。
5．在一定温度下，若向纯水中加入酸或碱时，由于它们电离出H+或OH—的能力超过了水，从而抑制了水的电离，使水电离产生的c(H+)和c(OH-)都大大减小；若向纯水中加入能发生水解的盐，由于弱酸根阴离子或弱碱的阳离子能结合水电离出来的H+或OH—，生成较难电离的弱酸（或酸式根）或弱碱，从而促进了水的电离，使水电离产生的c(H+)和c(OH-)都增大。但是弱酸、弱碱相对于水来说，电离程度都比水大。所以，当盐只有单方面水解时，一般程度都很小；当盐的阴、阳离子都水解（即双水解）时，相互促进，程度较大，甚至很彻底。如Al2S3遇到水，则完全水解生成Al(OH)3和H2S（一是双水解，相互促进，程度较大；二是生成沉淀和气体，从反应体系——溶液中脱离出来，使水解平衡正向移动）。
弱电解质溶液稀释时，电离程度增大，电离产生的离子的物质的量亦增大；对于纯弱电解质或浓弱电解质溶液来说，随水的不断加入，电离产生的离子浓度（导电能力）是先增大后减小（开始时，弱电解质电离程度增大的倍数大于溶液体积增大的倍数，离子浓度有所增大；变成稀溶液后，弱电解质电离程度增大的倍数小于溶液体积增大倍数，离子浓度反而减小）。对于稀的弱电解质溶液来说，随水的不断加入，电离产生的离子浓度始终减小。
7．强酸、弱酸与碱、与活泼金属反应的一般规律
（1）相同物质的量浓度、相同体积的盐酸与醋酸的比较
c(H+)
pH
中和碱
的能力
与过量Zn的反应情况
稀释相同倍数
(10 n)后的pH
产生氢
气的量
开始时的
反应速率
盐酸
大
小
相等
相同
快
仍小些
醋酸
小
大
慢
仍大些
（2）相同pH、相同体积的盐酸与醋酸的比较
c(H+)
c(酸)
中和碱
的能力
与过量Zn的反应情况
稀释相同倍数
(10 n)后的pH
产生氢
气的量
开始时的
反应速率
盐酸
相等
小
小
少
相等
pH(稀)= pH(浓) + n
醋酸
大
大
多
pH(稀)< pH(浓) + n
☆结论:
① 酸与活泼金属反应时，产生H2的多少是由酸最终电离产生H+的物质的量决定的；产生H2的快慢是由酸中c(H+)决定的。
② 酸中和碱的能力强弱是由酸最终电离产生H+的物质的量决定的。
8．证明某酸（如醋酸）是弱酸的实验原理
测定0.01mol/L 醋酸溶液的pH，发现大于2 。[说明c(H+)< c(醋酸)，即醋酸末完全电离]
（该方案简单可行）
用pH试纸或酸碱指示剂测定0.1 mol/L CH3COONa溶液的酸碱性，发现呈碱性。
[说明CH3COO—发生了水解，即CH3COOH是弱酸]（该方案亦简单可行）
向滴有石蕊试液的醋酸溶液中，加入适量的CH3COONH4晶体后振荡，发现红色变浅。[CH3COONH4晶体中由于NH4+、CH3COO— 对应的NH3·H2O和CH3COOH在常温时电离常数几乎相同，故它们的水解程度相同，所得溶液呈中性，但在醋酸溶液中增加了醋酸根浓度，石蕊试液的红色变浅，酸性减弱，说明醋酸溶液中存在电离平衡，且逆向移动了，亦即说明醋酸是弱酸]（该方案亦简单易行）
取等体积、pH都等于2的醋酸和盐酸与同浓度的NaOH溶液中和，前者中和NaOH多。
[说明n(醋酸) > n(盐酸) c(醋酸) > c(盐酸) c(醋酸) > c(H+) 醋酸是弱电解质 ]
（该方案的缺点是：难以配得pH等于2的醋酸）
取等体积、pH都等于2的醋酸和盐酸与足量的Zn粒反应，并将产生的氢气分别收集起来，发现醋酸生成的H2多。[原理同④]
（该方案的缺点是：难以配得pH等于2的醋酸，且操作较繁）
将10 mL pH=2的醋酸溶液用蒸馏水稀释成1L，再测定其pH，发现小于4。
[说明稀释100倍后，溶液中c(H+)稀 > c(H+)浓/100，n(H+)有所增加，即又有醋酸分子电离了]（该方案的缺点是：难以配得pH等于2的醋酸）
在相同条件下，将表面积相同的锌粒分别跟物质的量浓度相同的盐酸和醋酸反应，前者反应速率快，后者反应速率慢。[说明醋酸电离产生的c(H+)小于同浓度盐酸的，即醋酸末完全电离] （该方案的缺点是：锌粒的表面积难以做到完全相同）
9．电离平衡和水解平衡的比较
电 离 平 衡
水 解 平 衡
实 例
H2S水溶液（0.1mol/L）
Na2S水溶液（0.1mol/L）
研究对象
弱电解质（弱酸、弱碱、水）
强电解质（弱酸盐、弱碱盐）
实 质
弱酸 H+ + 弱酸根离子
弱碱 OH— + 弱碱阳子
H2O + H2O H3O+ + OH—
离子化速率 = 分子化速率
弱酸根阴离子+H2O 弱酸 + OH—
弱碱阳离子+H2O 弱碱 + H+
水解速率 = 中和速率
程 度
酸或碱越弱，电离程度越小，多元酸的一级电离远远大于二级电离，大于三级电离……
“越弱越水解”，多元弱酸根一级水解远远大于二级水解，大于三级水解……
一般中和程度远远大于水解程度
双水解程度较大，甚至很彻底。
能量变化
吸热（极少数例外）
吸热
表达式
电离方程式：①用“ ”
②多元弱酸分步电离
H2S H+ + HS—
HS— H+ + S2—
水解反应离子方程式①用“ ”
②多元弱酸根分步水解 ③除了双水解反应，产物不写分解产物，不标↑或↓
S2—+H2O HS—+OH—（主要）
HS—+H2O H2S+OH—（次要）
微 粒 浓 度
大小比较
c(H2S)>c(H+)>c(HS—)>c(S2—) >c(OH-)
c(Na+)>c(S2-)>c(OH-)>c(HS-)>c(H2S)> c(H+)
电荷守恒式
c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)
c(Na+)+ c(H+)= c(HS-)+2c(S2-)+ c(OH-)
物料守恒式
c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L
c(H2S)+c(HS—)+c(S2—)=0.1mol/L= c(Na+)/2
影 响 因 素
温 度
升温促进电离（极少数例外）
升温促进水解
浓 度
稀 释
促进电离，但浓度减小，酸性减弱
促进水解，但浓度减小，碱性减弱
通H2S
电离平衡向右移动，酸性增强，但
电离程度减小，电离常数不变。
S2—+H2O HS—+ OH—
H2S + OH— HS—+ H2O 促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2— 2HS—
加Na2S
H2S H+ + HS—
S2—+ H+ HS—促使上述平衡右移，合并为：H2S + S2— 2HS—
水解平衡向右移动，碱性增强，但水解程度减小。
解题指导
1、解答水电离的相关试题时应注意：
（1）运用平衡移动原理来分析水的电离平衡移动——定性判断。
（2）运用溶液中c(H+)·c(OH-) = Kw和水电离出的c(H+) = c(OH-)掌握相关运算——定量计算。
（3）正确处理矛盾的主要方面与次要方面的关系，比如，在处理溶液的稀释、电离与水解等关系时，一定要抓住主要矛盾。总之，分析此类试题时，要 “定性与定量”、“动态与静态”“主要与次要”相结合，掌握好水的电离平衡移动过程的分析和结果的影响。
２、关于溶液pH值大小比较的试题解答要素是：c(H+)或c(OH-)的大小及其变化趋势的相对大小。一般说来，同浓度溶液的pH大小顺序是：碱 > 盐 > 酸。
对酸碱来讲，要分清酸碱的强弱和酸碱的元数；对同浓度的盐溶液来说：若其为强碱弱酸盐，对应的酸越弱，水解出的c(OH-)就越大，则溶液pH就越大；若其为强酸弱碱盐，对应的碱越弱，水解出的c(H+)就越大，则溶液pH就越小。
弱酸（碱）稀释时，电离程度增大，即电离出的n(H+)或n(OH—)增多了，c(H+)或c(OH—)减小的倍数没有强酸（碱）大，故pH值增大（或减小）幅度比强酸（碱）小。如强酸（碱）稀释10 n倍，pH变化n个单位，而弱酸（碱）却没有n个单位。
３、关于混和溶液pH值的大小分析与计算试题的思考基点是混和溶液中c(H+)、c(OH-)的大小分析与计算。
（1）若酸碱溶液混合，如过量，应以过量一方分析与计算；如恰好完全反应，以生成的盐的性质分析溶液的pH。
（2）若酸与酸、碱与碱混合，应分别以c(H+)、c(OH-)来分析或计算，绝对不能反过来以c(OH-)、c(H+)来计算，因为酸中的c(OH-)、碱中的c(H+)都很小，都是由水电离产生的，而水的电离程度随着混合前后酸、碱浓度的改变而改变，当你以酸中的c(OH-)、碱中的c(H+)计算时，并末考虑水的电离平衡的移动，故是错误的。
强酸与强酸混合：
强碱与强碱混合：
强酸与强碱混合（强酸过量）：
强酸与强碱混合（强碱过量）：
☆结论：酸按酸，碱按碱，同强混合在中间，异强混合看过量。
（3）如两强酸或两强碱pH值相差两个单位以上[c(H+)、c(OH-)相差100倍以上]，等体积混合后，相当于pH值小的强酸或pH大的强碱加水稀释一倍[忽略稀溶液中的c(H+)或c(OH-)]，pH值变化0.3个单位（1g2=0.3）。即：
强酸混合时，pH混= pH小 + 0.3 强碱混合时，pH混= pH大—0.3
十五、何时考虑盐的水解
1．判断盐溶液酸碱性及能否使酸碱指示剂变色时，要考虑到盐的水解。
2．配制某些盐的溶液时，为了防止溶液变浑浊（水解），需加入对应的酸抑制其水解。如配制FeCl3溶液时，一般先将FeCl3溶解在盐酸中，然后再加水稀释。
比较盐溶液中离子浓度大小时，要考虑到盐的水解。如Na3PO4溶液中，c(Na+) > 3 c(PO43— )。
说明盐溶液中微粒种类及多少时，要考虑到盐的水解。例如Na2S溶液中含有Na+、HS-、OH-、H+、S2—、H2S，其浓度关系为：
（1）电荷守恒关系——指任何电解质溶液在整体上不显电性，即溶液中所有阳离子带的正电总量与所有阴离子带的负电总量相等。
如在Na2S溶液中：
实质：所有Na+、H+带的正电荷总物质的量==所有S2—、HS—、OH—带的负电荷总物质的量。
表达形式：c(Na+) + c(H+) = 2c(S2—) + c(HS— ) + c(OH — )
（2）物料守恒关系——指不论盐中的哪种离子水解成多少种形式，它所含的一些元素原子的总物质的量之比一定符合它的化学式中的计量数比。
如在Na2S溶液中：
实质：n(Na) : n (S的各种存在形式总和) == 2 : 1
表达形式：c(Na+) = 2 c(S2—) + c(HS— ) + c(H2S)
（3）水电离的离子数守恒关系——指在任何电解质溶液中，由水电离产生的H+和OH—的数目一定相等的关系。如在Na2S溶液中：
实质：n(OH—) == 溶液中自由H+物质的量与S2—结合水电离的H+物质的量之和
表达形式：c(OH — ) = c(H+) + c(HS— ) + 2c(H2S)
★该关系式可由电荷守恒式和物料守恒式代数变换得到。如将上述电荷守恒式与物料守恒式相减并移项即可得到上式。
5．某些活泼金属或碳酸盐与强酸弱碱盐溶液反应时，要考虑到盐的水解。如镁粉或碳酸钙粉末放入FeCl3溶液中，有红褐色沉淀生成和气体放出，这是因为Fe3+ +3H2O Fe(OH)3 +3H+ 溶液呈酸性，Mg +2H+ = Mg2+ +H2↑（或CaCO3(s) Ca2++CO32-、CO32-+2H+=CO2↑+H2O）促进了Fe3+的水解，从而生成红褐色的Fe(OH)3沉淀。
6．强酸弱碱盐与强碱弱酸盐溶液相混合，其现象不能用简单的复分解规律来解释时，要考虑到双水解。例如泡沫灭火器的反应原理是：Al3+ + 3HCO3— = Al(OH)3↓+ 3CO2↑
7．判断溶液中有关离子能否大量共存时，要考虑盐的水解（主要是双水解）。（详见十三、3）
8．施用化肥时需考虑盐的水解。如草木灰（主要有效成分是K2CO3）不能与铵态氮肥相混用。因为CO32— + H2O HCO3— + OH — NH4+ + H2O NH3·H2O + H+ H+ + OH —= H2O而相互促进水解，使生成的NH3挥发，造成肥效损失。
9．分析某些化学现象时，要考虑盐的水解。如制备Fe(OH)3胶体[将饱和FeCl3溶液滴入沸水中，使其充分水解生成Fe(OH)3胶体]、明矾[KAl(SO4)2·12H2O]净水[Al3+水解生成Al(OH)3胶体，具有吸附性，能吸附水中的悬浮颗粒而沉降]、FeCl3等溶液长期存放变浑浊[盐中的阳离子水解生成不溶性的氢氧化物沉淀]，等等。
10．判断中和滴定终点时溶液的酸碱性、酸碱指示剂的选择以及当pH = 7时酸或碱过量情况的判断等问题，要考虑到盐的水解。例如，CH3COOH溶液与NaOH 溶液等物质的量恰好反应生成CH3COONa溶液时，由于CH3COO— + H2O CH3COOH + OH—，pH > 7。若要使二者反应后溶液的pH = 7，则CH3COOH必须略过量。为此，CH3COOH溶液与NaOH 溶液互相滴定时，应选用变色范围在碱性条件下的指示剂，即酚酞。
11．试剂的贮存要考虑盐的水解。如贮存Na2CO3溶液不能用玻璃塞试剂瓶，因为CO32—+ H2O
HCO3— + OH—，溶液呈较强的碱性，而玻璃中的主要成分SiO2要发生反应：SiO2 + 2OH— == SiO32— + H2O，生成的Na2SiO3具有粘稠性，使瓶颈与瓶塞粘结在一起难以打开；NH4F溶液不能用玻璃瓶盛装，因为NH4+ + F— + H2O HF + NH3·H2O（双水解，程度较大），生成的氢氟酸要腐蚀玻璃：4HF + SiO2 == SiF4↑+ 2H2O。
12．制取无水盐固体时要考虑到盐的水解。例如不能用蒸干溶液的办法制得FeCl3和AlCl3，也不能在空气中加热FeCl3·6H2O和AlCl3·6H2O制无水FeCl3和AlCl3，就是因为加热促进了Fe3+和Al3+水解的缘故。
① FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3HCl △H > 0。水解是吸热反应，加热促进了水解，也促进了另一产物HCl的挥发，致使水解很彻底，所以蒸干时得Fe(OH)3，再灼烧分解得Fe2O3。
② Fe2(SO4)3 + 6H2O 2Fe(OH)3 + 3H2SO4；△H > 0。加热促进了水解，但由于生成的H2SO4为不挥发性酸，自始至终抑制着水解反应的发生，仍以中和反应为主。所以蒸干时可得纯Fe2(SO4)3固体。
③ 加热AlCl3、Al2(SO4)3溶液的情况与上述雷同。
④ 欲从FeCl3（或AlCl3）溶液中制得无水FeCl3（或AlCl3），可在HCl气流中加热蒸干FeCl3（或AlCl3）溶液。（在HCl气流中抑制了Fe3+和Al3+的水解）
13．解释某些生活现象时要考虑盐的水解。例如，炸油条时要用明矾和小苏打，就是利用其中的Al3+与HCO3—的双水解反应：Al3+ + 3HCO3—== Al(OH)3↓+ 3CO2↑，使面团疏松多孔；家庭中可用热的纯碱（Na2CO3）溶液洗涤物品，利用的就是加热促进CO32—+ H2O HCO3—+OH—
△H > 0水解反应的发生，使溶液的碱性增强，去油污能力增强的道理。
十六、水解反应面面观
所谓水解反应，即物质跟水发生的相互交换成分的反应，用通式可表示为：
反应的机理可简单地认为是：共价键（X—Y键，H—O键）断裂（一般情况下，每个水分子中只有一个H—O键断裂），再按异电相吸原则，重新形成新键即得产物，至于离子键则视为共价键的极限情形（一极为非极性键，另一极为离子键）。各类水解反应及其应用列举如下：
（一）无机物的水解
1．单质的水解 Cl—Cl + H—OH HCl + HClO
2．非金属卤化物的水解
（1）卤素互化物（XX‘n）的水解。如：
☆规律：一般是分子中核电荷数较大的卤原子（非金属性较弱的）生成含氧酸根离子，而核电荷数较小的卤原子（非金属性较强的）则形成简单卤离子或HF。
（2）氮族元素卤化物水解。如：
该反应机理较复杂，简单地说，由于NCl3中N的非金属较强，故先水解生成NH3和HClO，而HClO具有强氧化性，再将NH3氧化成N2，而自身部分被还原成Cl—。
PCl3 + 3H—OH == H3PO3 + 3HCl
PCl5 + 4H—OH == H3PO4 + 5HCl
[直接生成的P(OH)5再失去一个H2O分子的组成即得H3PO4]
此外，还有 BCl3 + 3H2O == 3HCl + H3BO3[也可以写成B(OH)3]等等。
3．盐类的水解
机理：盐中的弱酸的阴离子或弱碱的阳离子跟水电离出来的H+或OH—结合生成弱酸或弱碱，从而促进水的电离的过程。水解反应与中和反应是互为可逆反应，如：
盐 + 水 酸 + 碱；△H > 0
弱碱阳离子 + H2O 弱碱 + H+ 溶液呈酸性
弱酸阴离子 + H2O 弱酸或酸式弱酸根阴离子 + OH— 溶液呈碱性
基本规律：
（1）“无弱不水解，有弱就水解，越弱越水解，酸弱呈碱性，碱弱呈酸性[谁强显谁性]。”
（2）一般情况下（除加热和双水解的情况），中和反应的程度远远大于水解反应的程度，所以，水解是比较微弱的，生成物不写分解产物（如写成NH3·H2O、H2CO3等，而不写成NH3、CO2等）；不标“↓”或“↑”。但如果是双水解，且生成物能从反应的体系中脱离出来，则水解很彻底，应该用“==”、“↓”或“↑”。如：Al2S3 + 6H2O == 2Al(OH)3↓+ 3H2S↑；有的双水解的产物均易溶于水，不能从反应的体系中脱离出来，则水解不是很彻底，仍用“ ”表示，如常见化肥碳铵的水解：
这就是为什么干燥的碳铵闻不到气味，而潮湿碳铵的气味刺鼻刺眼的原因。
（3）多元弱酸的酸根离子是分步水解的，且一级水解程度远远大于二级水解，二级水解程度又远远大于三级水解，故多步水解的离子方程式不能相加，一般只要写出一级水解的离子方程式即可。多元弱碱的阳离子的水解也应该是分步水解的，但在中学阶段，为了简单起见，只要求写出阳离了水解的总的离子方程式。
（4）水解反应是吸热反应，升高温度促进水解，使盐溶液的酸性或碱性增强；稀释盐溶液也促进水解[盐的浓度和水解产物的浓度都同等程度的减小（溶剂水的浓度基本不变），相当于减压，平衡向微粒数增多方向移动]，但盐溶液的酸性或碱性减弱（符合平衡移动原理）。
4．非盐型离子化合物的水解
这类水解主要是指活泼金属的氢化物、氮化物、磷化物、碳化物等的水解。如：
Mg3N2 + 6H2O == 3Mg(OH)2↓+ 2NH3↑
Ca3P2 + 6H2O == 3Ca(OH)2 + 2PH3↑
类似地不难写出Al4C3、Mg4C3等的水解。如
此类反应的机理是：化合物中离子键断裂，水电离成H+和OH—，产物是金属的氢氧化物和二元非金属氢化物（或H2）。
（二）有机物的水解
1．卤代烃的水解
2．醇钠、酚钠的水解
C2H5ONa + H—OH → NaOH + C2H5OH
由于C2H5OH比水更加难电离，故C2H5ONa的碱性比NaOH更强。
（相当于盐的水解）
3．羧酸衍生物的水解
（1）乙酰氯的水解
（2）乙酸酐的水解
（3）酯的水解
（4）酰胺的水解
☆规律：此类水解分别是酰卤键、酰氧键、酰胺键断裂，与水中的氢原子和羟基进行交换成分，并都得到了羧酸。
4．腈（RCN）的水解 如：
5．糖类水解
C12H22O11（麦芽糖）+ H2O 2CH2OH(CHOH)4CHO
葡萄糖
C12H22O11（蔗糖）+ H2O CH2OH(CHOH)4CHO + CH2OH(CHOH)3COCH2OH
葡萄糖 果糖
(C6H10O5) n （淀粉）+ nH2O nC6H12O6（葡萄糖）
6．多肽、蛋白质的水解
天然蛋白质水解时通常是肽键（ ）断裂，水解的最终产物是α﹣氨基酸。
十七．环境污染
1．臭氧层空洞——大气平流层中的臭氧层被氟里昂等氟氯烃的破坏而减少或消失，使地球生物遭 受紫外线的伤害。
2．温室效应——大气中二氧化碳、甲烷等温室气体增多，造成地球平均气温上升，加速了水的循环，致使自然灾害频繁发生。
3．光化学烟雾——空气中的污染性气体氮的氧化物在紫外线照射下，发生一系列光化学反应而生成有毒的光化学烟雾。空气中氮的氧化物主要来自石油产品和煤燃烧的产物、汽车尾气以及制硝酸工厂的废气等。
4．赤潮——海水富营养化（含N、P、K等污水的任意排放）污染，使海藻大量繁殖，水质恶化。
5．水华——淡水富营养化（含N、P、K等污水的任意排放）污染，使水藻大量繁殖，水质恶化。
6．酸雨——空气中硫、氮的氧化物在氧气和水的共同作用下形成酸雾随雨水下降，其pH通常小于5.6。空气中SO2主要来自化石燃料的燃烧，以及含硫矿石的冶炼和硫酸、磷肥、纸浆生产的工业废气。
7．汽车尾气——主要是由汽油不完全燃烧产生的CO、气态烃等以及气缸中的空气在放电条件下产生的氮的氧化物等，它是城市大气污染或造成光化学烟雾的主要原因。
8．室内污染——由化工产品如油漆、涂料、板材等释放出的甲醛（HCHO）气体；建筑材料产生的放射性同位素氡（Rn）；家用电器产生的电磁幅射等。
9．食品污染——指蔬菜、粮食、副食品等在生产、贮存、运输、加工的过程中，农药、化肥、激素、防腐剂（苯甲酸及其钠盐等）、色素、增白剂（“吊白块”、大苏打、漂粉精）、调味剂等，以及转基因技术的不恰当使用所造成的污染。
十八、金属的冶炼规律
1．活泼金属的冶炼
（1）钠、镁、铝等活泼金属，常采用电解其熔融状态的卤化物的方法冶炼（通直流电）。例如：
2NaCl(熔融) 2Na + Cl2↑ MgCl2(熔融) Mg + Cl2↑
2Al2O3(熔融) 4Al + 3O2↑
☆注意：
① 液态冰晶石(Na3AlF6)作为助熔剂，使熔点高达2000℃多度的Al2O3在1000℃多度就熔化；
② 用石墨棒作为电极，其阳极材料被高温下产生的O2氧化而消耗，所以在电解过程中要定期补充Al2O3和阳极碳棒；
③ 这里不采用电解熔融AlCl3，是因为AlCl3是共价化合物，其熔融态不导电；而Al2O3是离子化合物，其熔融态时能电离产生自由移动的Al3+和O2—导电。
※思考：为什么不用电解熔融氧化镁而用电解熔融氯化镁的方法生产金属镁？
（2）对于金属钾、铷等，工业上还运用勒夏特列原理进行冶炼：
RbCl(l) + Na(l) NaCl(l) + Rb(g)
☆说明：
尽管Na的金属性没有Rb强，但是控制一定的温度，使RbCl和Na在熔化状态下反应生成液态NaCl和Rb蒸气，并且不断地把Rb蒸气从反应体系中抽出，降低了生成物的浓度，使平衡向右移动。
2．中等活泼金属的冶炼
（1）火法冶炼——对于锌、铁、钨、铜等中等活泼金属，工业上常采用焦炭、CO、H2、Al粉等还原剂，在高温下还原它们的氧化物的方法冶炼。例如：
ZnO + C Zn + CO↑ Fe2O3 + 3CO 2Fe + 3CO2↑
WO3 + 3H2 W + 3H2O Cr2O3 + 2Al 2Cr + Al2O3 （铝热反应）
2CuO + C 2Cu + CO2↑
☆注意：用焦炭还原金属氧化物时，金属越活泼，越难还原，需要的温度越高，焦炭的氧化产物中CO的含量也越高。一般情况下，活动性超过Zn的氧化物难以被焦炭还原。
（2）湿法冶炼——用较活泼的金属与相对不活泼的金属盐溶液反应生成新金属和新盐的反应，属于置换反应。
例如，我国古代西汉时期刘安所著的《淮南万毕术》记载的“曾青得铁则化为铜”，是湿法冶炼金属的先驱，其反应原理是：Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu
3．不活泼金属的冶炼
金、银、铂等不活泼金属在自然界有少量以游离态形式存在，可直接采用物理方法（如淘金等），而汞等不活泼金属可用还原剂还原法或热分解法冶炼。例如：2HgO2Hg + O2↑
十九、有关置换反应的总结
1、金属置换金属
（1）较活泼金属单质与不活泼金属阳离子间的置换
nM + mN n+ == nM m+ + mN
（2）铝热反应
一些高熔点金属氧化物（如Fe3O4、Fe2O3、FeO、WO3、V2O5、MnO2、CrO3等等）与铝粉的混合物称为铝热剂，需高温条件才能引发反应的发生，通常用来冶炼一些高熔点金属。如：
10Al + 3V2O5 5Al2O3 + 6V 8Al + 3Fe3O4 4Al2O3 + 9Fe
（3）利用勒夏特列原理的金属置换金属[见十八、1（2）]
2、金属置换非金属
（1）金属与水反应置换出H2
2Na + 2H2O == 2Na+ + 2OH— + H2↑ （非常活泼的金属在常温下与H2O反应）
Mg + 2H2OMg(OH)2 + H2↑ （活泼金属与H2O在加热时明显反应）
3Fe + 4H2OFe3O4 + 4H2↑（中等活泼金属与H2O在高温条件下反应生成金属氧化物和H2）
（2）金属与非氧化性酸反应置换出H2
2Al + 6H+ == 2Al3+ + 3H2↑ Fe + 2H+ == Fe2+ + H2↑
Zn + 2CH3COOH == Zn2+ + 2CH3COO— + H2↑
注意：
①金属活动顺序中位于H前面的金属才能把酸中的H+置换成H2。
②非氧化性酸是指成酸元素不显氧化性的酸，如盐酸、稀硫酸、磷酸、醋酸等；氧化性酸是指成酸元素显氧化性的酸，如浓硫酸中+6价的S元素、浓（稀）硝酸中+5价N的元素、次氯酸中+1价的Cl元素等等。酸的氧化性包括酸中H+或成酸元素的氧化性。所有的酸都具有一定的氧化性，因为酸中都含有H+。
③Fe与非氧化性酸或某些盐溶液置换反应时都是生成+2价亚铁盐；在电极反应中，单质铁也是失去两个电子形成亚铁离子。
④Pb与稀H2SO4反应时，往往不能持续进行下去，因为生成的PbSO4难溶于水，覆盖在金属Pb的表面，阻止反应的继续进行。
（3）金属与醇反应置换出H2
如：2Na + 2C2H5OH → 2C2H5ONa + H2↑
（4）金属与酚反应置换出H2
如：2Na + (熔融) → + H2↑
（5）金属与碱溶液反应置换出H2
2Al + 2NaOH + 2H2O == 2NaAlO2 + 3H2↑ [Zn + 2NaOH == Na2ZnO2 + H2↑]
注意：
该反应的本质是Al跟H2O发生微弱的反应生成Al(OH)3[难溶于水，覆盖在Al的表面，阻止反应的继续进行]和H2，但是Al(OH)3是两性氢氧化物，能溶于强碱NaOH溶液中，使Al继续跟H2O反应生成H2，故该反应中H2O是氧化剂，H2中的氢元素全部来自于H2O。
3e—×2
2Al + 2NaOH + 6H2O == 2NaAlO2 + 3H2↑+ 4H2O
Zn跟碱溶液的反应原理与上述相同。
（6）金属置换出其他非金属单质
如：2Mg + CO2 2MgO + C （产生大量白烟，瓶壁上有少量黑色固体）
2Mg + SO2 2MgO + S 或 3Mg + SO2 2MgO + MgS
3、非金属置换非金属
（1）非金属单质作氧化剂的
如：I2 + S2— == 2I— + S↓ 2F2 + 2H2O == 4HF + O2
2FeBr2 + 3Cl2 == 2FeCl3 + 2Br2 2FeI2 + 3Br2 == 2FeBr3 + 2I2
（Cl2过量） （Br2过量）
[6FeBr2 + 3Cl2 == 2FeCl3 + 4FeBr3] FeI2 + Br2 == FeBr2 + I2
（Cl2少量） （Br2少量）
说明：还原性强弱顺序是：I— > Fe2+ > Br—，故Cl2先氧化I—，再氧化Fe2+，最后氧化Br—。
X2 + H2S == 2H+ + 2X— + S↓（X2 = Cl2、Br2、I2）
2H2S + O2(不足) 2S + 2H2O （H2S在空气中不完全燃烧）
2H2S + O2 == 2S↓+ 2H2O（氢硫酸久置于空气中变质）
3Cl2 + 2NH3 == 6HCl + N2 3Cl2 + 8NH3(过量) == 6NH4Cl + N2
（2）非金属单质作还原剂的
如：C + H2OCO + H2 （工业上生产水煤气的反应）
Si + 4HF==SiF4(易挥发) + 2H2↑
SiO2 + 2C Si + 2CO↑
[Si + 2Cl2 SiCl4] （工业上硅的冶炼和提纯反应）
SiCl4 + 2H2 Si + 4HCl
Si + 2NaOH + H2O == Na2SiO3 + 2H2↑（该反应中硅为还原剂，水为氧化剂）
2KClO3 + I2 == 2KIO3 + Cl2
4、非金属置换金属
如：2CuO + C2Cu + CO2↑ ZnO + CZn + CO↑
WO3 + 3H23W + 3H2O
二十、金属与酸反应的几种情况
1．氢之前的金属能置换非氧化性酸的氢（Fe只能被H+离子氧化生成Fe2+）
Fe + 2HBr == FeBr2 + H2↑
2．金属与氧化性酸的反应，一般没有H2生成，而是被成酸元素氧化
（1）Fe和Al被冷的浓HNO3和浓H2SO4“钝化”。（在金属表面生成致密的氧化物薄膜，阻止里面的金属继续被氧化。）
（2）有变价的金属被氧化生成高价态离子
如Fe + 4HNO3(稀)== Fe(NO3)3 + NO↑+ 2H2O
（3）Fe与热的浓H2SO4和HNO3反应，若Fe过量，则生成亚铁（Fe2+）盐
因为Fe + 2Fe3+ == 3Fe2+
3．氢以后的金属不与非氧化性酸反应，但能与氧化性酸反应
Cu + 2H2SO4(浓) CuSO4 + SO2↑+ 2H2O
4．很不活泼的金属只能溶于“王水”，如Pt、Au
Au + 3HCl(浓) + HNO3(浓) == AuCl3 + NO↑+ 2H2O
5．同种金属与酸反应的难易、生成物，与酸的浓度、温度有关
冷的，“钝化”
例如Fe与浓HNO3和浓H2SO4 加热，持续反应
☆ HNO3与金属反应的还原产物中N元素的价态，随着金属活泼性的增强和HNO3浓度的减小，越来越低，可依次生成NO2、NO、N2O、N2、NH4NO3等。
二十一、金属与盐反应的几种情况
1．活泼性很强的金属[K、Ca、Na、Ba等（主要指ⅠA、ⅡA中的活泼金属）]与盐溶液反应时，通常得不到新金属，而是跟盐溶液中的水反应，生成对应的碱和氢气，生成的碱再与盐可能发生复分解反应。如：
2Na + 2H2O == 2NaOH + H2↑ 2NaOH + CuSO4 == Cu(OH)2↓+ Na2SO4
2．活泼性很强的金属与AlCl3溶液反应时，开始有沉淀，后来沉淀消失。
6Na(不足) + 6H2O + 2AlCl3 == 2Al(OH)3↓+ 6NaCl + 3H2↑
4Na(过量) + 2H2O + AlCl3 == NaAlO2 + 3NaCl + 2H2↑
3．活泼性较强的金属（Mg、Al、Zn）与可溶性铁盐、铝盐、铵盐等溶液反应时有H2生成，因为Fe3+、Al3+、NH4+水解呈酸性。
2Fe3+ + Mg == 2Fe2+ + Mg2+
Fe3+ + 3H2OFe(OH)3 + 3H+
Mg + FeCl3溶液 Mg + 2H+ == Mg2+ + H2↑
Mg + Fe2+ == Mg2+ + Fe (Mg过量时)
Al3+ + 3H2OAl(OH)3 + 3H+
Mg + AlCl3溶液 Mg + 2H+ == Mg2+ + H2↑
NH4+ + H2ONH3·H2O + H+
Mg + NH4Cl溶液 Mg + 2H+ == Mg2+ + H2↑
NH3·H2O == NH3↑+ H2O
(随着H+的不断消耗，上述平衡向右移动，使NH3·H2O浓度增大，甚至分解)
4．不活泼金属Cu能与FeCl3溶液反应
Cu + 2Fe3+ == Cu2+ + 2Fe2+
5．金属与熔融盐反应不能用金属活动顺序表硬套，金属活动顺序表适用于水溶液中金属与金属阳离子或H+的反应。
Na(l) + KCl(l) NaCl(l) + K(g)（运用勒夏特列原理解释）
二十二、金属活动顺序表的应用
1．判断金属与酸反应的产物
（1）H之前的金属能置换非氧化性酸中的氢
（2）H之后的金属不能跟非氧化性酸反应置换出氢，但能被氧化性酸氧化。
3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 4H2O
Cu + 2H2SO4(浓) CuSO4 + SO2↑+ 2H2O
Cu + H2SO4(稀)
但是，2Cu + 2H2SO4(稀) + O2 == 2CuSO4 + 2H2O。这是不活泼金属的吸氧腐蚀，其电极反应可写成：负极——2Cu — 4e— == 2Cu2+；正极——O2 + 4e— + 4H+ == 2H2O
（3）H之前的金属与氧化性酸反应的产物与金属的活泼性、酸的浓度、温度等多种因素有关。
详见二十、2
2．判断金属与盐溶液反应的产物
（1）活泼性很强的金属（K、Ca、Na、Ba）与盐溶液反应，得不到相应的金属（详见二十一、1）
（2）活泼性相对较强的金属单质能将较不活泼的金属元素从它们的盐溶液中置换出来。如：
Fe + CuSO4 == FeSO4 + Cu Cu + Hg(NO3)2 == Hg + Cu(NO3)2
另外，详见二十一、2．3．4
3．判断金属与H2O反应的难易及产物
（1）K、Ca、Na遇冷水迅速反应放出H2，生成对应的碱
（2）Mg在冷水中反应慢，在沸水中反应快。[一是温度升高加快了反应速率；二是温度升高使Mg(OH)2固体的溶解度增大，Mg与H2O继续接触反应。]
（3）Al在冷水中几乎不反应，在沸水中微弱反应 [详见十九、2．（5）]
（4）Zn、Fe、Sn、Pb能在红热条件下与水蒸气反应，生成金属氧化物和H2 [详见十九、2．（1）]
（5）H之后的金属不与H2O反应
4．判断原电池的电极和电极反应式
相对活泼的金属作负极，尽先失电子，发生氧化反应。但是，当用Mg、Al做电极，用NaOH溶液做电解质溶液并不断通入空气时，反而是Al作为负极，Mg作为正极，电极反应式为：
负极——4Al—12e— + 16OH— == 4AlO2— + 8H2O
正极——3O2 + 12e— + 6H2O == 12OH—
总反应式——4Al + 3O2 + 4OH— == 4AlO2— + 2H2O
因为，在强碱性条件下，Al被氧化生成的Al(OH)3↓具有两性，能溶解于NaOH溶液，使Al与水继续接触，从而将电子转移给H2O电离出的H+，被氧化；而Mg被氧化生成的Mg(OH)2↓是典型的碱，不能溶解于NaOH溶液，覆盖在Mg的表面上，阻止Mg与水的接触致使反应很快停止，从而使Mg显得不活泼。
5．判断电解时自由移动阳离子在阴极的放电顺序
Ag+ > Fe3+ > Hg2+ > Cu2+ > H+ > Pb2+ > Sn2+ > Fe2+ > Zn2+ > Al3+ > Mg2+ > Na+ > Ca2+ > K+
注意:
离子的放电顺序固然与离子本身的性质有关，还与离子的浓度、溶液的酸碱性、电极材料、电流强度、电压、温度等因素有关。上面的顺序仅仅是假设其他影响因素相同，各离子浓度相当的情况下而排成的顺序。
从Pb2+~ Zn2+，若c(金属离子) >> c(H+)时，控制一定的电压和电流强度，这些金属离子可以先得电子生成金属。
从Al3+~K+，在水溶液中都不放电，而是H2O电离的H+放电生成H2；但电解它们的熔融化合物时，这些阳离子能得电子生成金属单质。[详见十八、1．]
6．判断金属原子还原性和金属阳离子氧化性的强弱
K → Au 金属原子的还原性逐渐减弱；
K+ → Ag+ 金属阳离子的氧化性逐渐增强。
☆注意：
某些高价金属阳离子（如Fe3+、Sn4+、Pb4+等）的氧化性显得特别强，不符合上述递变规律。
判断金属的冶炼方法[详见十八]
判断可溶性碱的强弱
金属越活泼（金属性越强），其氢氧化物的碱性越强，热稳定性也越来越强。
9．判断金属单质能否与O2反应及其产物
K → Na 常温易氧化 金属越活泼，生成的氧化物越复杂。
如：Li与O2反应只生成Li2O；Na与O2反应，可生成Na2O、Na2O2（点燃时）；K与O2反应，生成更复杂的氧化物——超氧化钾（KO2）
Mg → Fe 常温下能缓慢氧化，加热（或点燃）时易氧化（或燃烧）。
Fe与O2反应时，若是缓慢氧化，则生成Fe2O3；若在纯O2中燃烧，则生成Fe3O4；若加热，且Fe过量，则生成FeO，它在空气中不稳定，加热迅速被氧化成Fe3O4。
Sn → Ag 常温下很难氧化，加热时能被氧化。
Pt、Au 不能被O2氧化。
10．判断金属元素在自然界中的存在形态
K → Pb 化合态
Cu、Hg、Ag、Pt、Au 既有化合态又有游离态
11．判断金属硫化物的颜色
K2S → ZnS 白色固体或无色晶体
FeS、PbS、CuS、Cu2S、HgS、Ag2S 黑色固体
12．判断金属氧化物的水化情况
K → Mg的氧化物 能与水化合[MgO + H2O Mg(OH)2]
Al → Ag的氧化物 不能与水化合
13．判断碱的稳定性
K → Na形成的碱 很稳定，加热也不分解
Mg → Pb形成的碱 加热分解
Cu → Ag形成的碱 不稳定，常温下就能分解
二十三、非金属知识总结
1．非金属元素在周期表中的位置和原子结构特点
（1）在周期表中的位置
在目前已知的112种元素中，非金属元素有16种，稀有气体元素有6种，除H位于左上方的ⅠA 外，其余非金属元素位于周期表的右上方，且都属于主族元素。
（2）原子结构特点及化合价
在所有元素的原子中，H原子半径最小。在同周期元素中，非金属原子半径小于金属原子半径；非金属的阴离子半径大于金属阳离子半径。
最外层电子数：除H、B外，其余非金属原子的最外层电子数 ≥ 4。一般来说，非金属原子得电子的倾向较大。
化合价可表现为负价，也可表现为正价。一般有下列规律：
最高正价 == 最外层电子数 == 主族序数（O、F除外）
最低负价 == 最外层电子数 — 8 == 主族序数 — 8（H例外）
非金属元素大多数有变价。如：
S主要有：-2、+4、+6（偶数） Cl主要有：-1、+1、+3、+5、+7（奇数）
N主要有：-3、+1、+2、+3、+4、+5（奇偶数匀有）
2．常见非金属单质的晶体类型和同素异形体
（1）常见非金属单质的晶体类型
分子晶体：稀有气体、卤素、H2、O2、N2、S、P4等，这些晶体熔沸点低，硬度小，不导电。
原子晶体：金刚石、晶体硅、硼，这些晶体熔沸点高，硬度大，不导电（但硅可做半导体）。
非金属单质绝大多数为气体或固体，只有Br2为液体。
（2）常见的同素异形体
金刚石与石墨：组成晶体的结构不同所致，前者为典型的原子晶体，后者为混合型晶体（原子间既有共价键又有范德瓦斯力）；
C60、C70等与金刚石或石墨：组成晶体的类型不同所致，C60、C70等为分子晶体；
O2与O3：分子中原子的个数不同所致；
白磷与红磷：分子中的原子个数和晶体结构都不同所致。
3．非金属单质的制备
（1）原理
化合态的非金属有正价态或负价态： 。
（2）方法
① 分解法：如2KClO3 2KCl + 3O2↑ 2KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2↑
2H2O2 2H2O + O2↑
② 置换法：如Cl2 + 2NaBr == 2NaCl + Br2
③ 氧化法：如MnO2 + 4HCl(浓) MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O
④ 还原法：如C + H2O CO + H2 2C + SiO2 Si + 2CO↑
⑤ 电解法：2NaCl + 2H2O 2NaOH + Cl2↑+ H2↑
⑥ 物理法：如工业上分离液态空气得N2、O2、惰性气体等。
4．非金属单质的化学性质
非金属单质在化学反应中既可能表现出氧化性，也可以表现出还原性，其规律是：
（1）与金属反应（均显氧化性）
活泼非金属（如Cl2、Br2）与金属反应：若金属有可变价，一般生成高价金属卤化物
O2与金属反应：详见二十二、9
S与金属反应：若金属有可变价，一般生成低价金属硫化物
N2与金属反应：一般只与活泼金属反应，如3Mg + N2 Mg3N2
（2）与H2O反应
氧化性：2F2 + 2H2O == 4HF + O2
还原性：C + H2O CO + H2
既显氧化性又显还原性：X2 + H2O == HX + HXO（X为Cl、Br、I）
（3）与酸反应
a．还原性：Si + 4HF == SiF4 + 2H2↑
C + 2H2SO4(浓) CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O
S + 6HNO3(浓) H2SO4 + 6NO2↑+ 2H2O
P + 5HNO3(浓) H3PO4 + 5NO2↑+ H2O
b．氧化性：X2 + H2SO3 + H2O == 2HX + H2SO4（X为Cl、Br、I）
X2 + H2S == 2HX + S↓（X为Cl、Br、I）
（4）与碱反应
还原性：Si + 2OH— + H2O == SiO32— + 2H2↑
既显氧化性又显还原性：
X2 + 2OH— == XO— + X— + H2O（X为Cl、Br、I）
3X2 + 6OH— XO3— + 5X— + 3H2O（X为Cl、Br、I）
3S + 6OH— SO32— + 2S2— +3H2O
☆小规律：
非金属单质在碱性条件下一般易发生“歧化反应”，在酸性条件下一般易发生“归中反应”。
（5）与盐反应
a．氧化性：Na2S + I2 == 2NaI + S↓ 2FeCl2 + Cl2 == 2FeCl3 2Na2SO3 + O2 == 2Na2SO4
b．还原性：2KClO3 + I2 == 2KIO3 + Cl2
（6）与一些氧化物反应
a．氧化性：2SO2 + O2 2SO3 6FeO + O2 2Fe3O4
b．还原性：2C + SiO2 Si + 2CO↑
（7）与氢气反应
H2 + F2 == 2HF（暗处就爆炸） H2 + Cl2 == 2HCl（光照爆炸或点燃燃烧）
H2 + Br2 2HBr H2 + I2 2HI（该反应需持续加热才能发生）
2H2 + O2 2H2O H2 + S H2S
3H2 + N2 2NH3
（8）与氧气反应
Si + O2 SiO2 N2 + O2 2NO
P4 + 5O2(足量) P4O10 简写成：4P + 5O2(足量) 2P2O5
（9）与其他非金属反应
2P + 3Cl2(不足) 球 2PCl3（白雾） 2P + 5Cl2(足量) 2PCl5（白烟）
（10）与有机物反应
a．取代反应：CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl + Br2 + HBr
b．加成反应：卤素单质、H2与不饱和烃的反应
c．氧化反应：CH3CHO + Br2 + H2O →CH3COOH + 2HBr。
5．非金属氢化物
（1）结构：非金属氢化物都为共价化合物，熔沸点相差不悬殊。同主族的非金属氢化物，结构相似，分子量越大，分子间作用力越大，熔沸点越高。但是，由于NH3、H2O、HF中存在“氢键”，它们的熔沸点反常的高。NH3极易溶于水，易液化（与“氢键”有关）。
（2）稳定性：非金属性越强其氢化物越稳定（HF最稳定）。
（3）酸碱性：HI、HBr、HCl、HF、H2S、H2Se溶于水形成酸，且酸性依次减弱。NH3溶于水形成弱碱（NH3·H2O）。
（4）色、态、味：非金属氢化物均为无色；常温下除H2O为液体外，其他均为气体。大多数有刺激性气味（H2S有臭鸡蛋气味、有毒）。
6．非金属氧化物的通性
（1）除SiO2是原子晶体外，其他非金属氧化物在固态时都是分子晶体。
（2）许多低价态非金属氧化物有毒，如CO、NO、NO2、SO2等，它们不能随便排放到大气中。
（3）最高价非金属氧化物为酸性氧化物，若相应的酸易溶于水，则其氧化物易与水化合；反之，其氧化物就难以或不跟水化合。如H2SiO3难溶于水，则SiO2就不跟水化合。
（4）不成盐氧化物（如CO、NO）不溶于水，也不与酸、碱反应生成盐和水。虽然NO2能与H2O反应生成酸，也能与碱反应生成盐，但不属于酸酐（因为在反应过程中，NO2中N的化合价发生了变化）。
7．含氧酸
（1）同周期非金属元素最高价含氧酸从左到右酸性增强。
（2）对于同种非金属元素形成的不同含氧酸，价态越高，酸性越强。如：
HClO4 > HClO3 > HClO2 > HClO H2SO4 > H2SO3 HNO3 > HNO2
（3）强酸可制取弱酸，难挥发性酸可制取易挥发性酸。
（4）常见酸的酸性强弱（比较在相同条件下的电离程度）。
强酸：HCl（HBr、HI）、H2SO4、HNO3、HClO4（最强无机酸）
中强酸：H2SO3 > H3PO4，但前者浓度大易分解，只有稀溶液；后者在纯净状态时是无色晶体，能以任意比例溶解于水，可得浓溶液。
弱酸：HF > CH3COOH > H2CO3 > H2S > HClO > H2SiO3（难溶于水）
二十四、金属知识总结
（一）金属元素在周期表中的位置和原子结构
1．位置：共有85种金属元素，分布在阶梯线的左下方。除零族、卤族外，各主族、副族、Ⅷ族均含有金属元素，过渡元素全部是金属元素。
2．原子结构：金属原子最外层电子数大多小于4个，但有6种金属元素的原子最外层电子数等于或大于4个（ⅣA中的Ge、Sn、Pb原子最外层为4个电子；ⅤA中的Sb、Bi原子最外层为5个电子；ⅥA中的Po原子最外层为6个电子）。由于金属原子最外层电子数少且原子半径比同周期非金属原子半径大，因此，金属原子在化学反应中都有失电子倾向，显正价，具有还原性。
3．金属晶体结构：
（二）金属之“最”
1．生产、生活中使用最广的金属是铁，但一般不使用纯铁（质地软），而使用铁的合金，如熟铁（含碳0.03%以下）、生铁（含碳2%以上）、钢（含碳在0.03% ~ 2%之间）。
2．地壳中含量最多的金属元素是铝（前四位的是氧、硅、铝、铁）。
最活泼的金属是铯（光电管中用Rb、Cs制电极）；最稳定的金属是金。
最硬的金属是铬。
熔点最高的金属是钨，熔点高达3413℃。
熔点最低的金属是汞（常温下为液体），熔点为-39℃。
延展性最好的金属是金。
导电导热性最好的金属是银，次之的是铜，第三的是铝。
金属中杀菌冠军是银（银器）。
10．密度最小的金属是锂（约为水的密度的一半）。
二十五、阿伏加德罗常数与微粒
相关知识点：
1．摩尔：表示物质的量的单位，每摩尔物质含有阿伏加德罗常数个微粒。即：n=N/NA。
2．阿伏加德罗常数：0.012kg 12C含有的碳原子数就是阿伏加德罗常数。阿伏加德罗常数经过实验已测得比较精确的数值。在中学化学计算中，常采用6.02×1023/mol这个非常近似的数值。
3．摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量，摩尔质量的单位是g/mol
4．物质的量（n）、物质的质量（m）和物质的摩尔质量（M）之间的关系：M=m/n.
5．气体摩尔体积：单位物质的量的气体所占有的体积叫做气体摩尔体积。即：Vm=V/n。在标准状况下，1mol的任何气体所占的体积都约是22.4L，这个体积叫做标准状况下的气体摩尔体积。
6．阿伏加德罗定律：在相同的温度和压强下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。
阿伏加德罗定律又称“四同定律”，即每有三同，必导出第四同：同温同压同分子数的任何气体，必占有相同的体积。
★由这一定律可得出下列推论：
（1）同温同压下的不同气体，其体积之比等于物质的量之比等于所含微粒数之比；
V1/V2 = n1/n2 = N1/N2
（2）同温同压下的不同气体，其密度之比等于它们的相对分子质量之比，等于相对密度；
ρ1/ρ2 = Mr1/Mr2 = D(相对密度)
（3）同温同压下同质量的不同气体，其体积之比等于它们的相对分子质量之比的反比；
V1/V2 = Mr2/Mr1
（4）同温同压下的同种气体（或相同相对分子质量的不同气体），其体积之比（物质的量之比）等于它们的质量比；
（5）同温同体积的不同气体，其压强之比等于它们的物质的量之比（微粒数之比）；
P1/P2 = n1/n2 = N1/N2
（6）同温同压同体积的不同气体，其质量之比等于它们的相对分子质量之比（密度之比）。
m1/m2 = Mr1/Mr2 = ρ1/ρ2
阿伏加德罗常数、相对原子质量标准均是人为规定，如果它们发生了改变，则相对原子质量、相对分子质量、摩尔质量、气体摩尔体积、物质的量浓度等主观物理量均发生改变，而质量、微粒数、一定质量的气体体积、气体密度等客观物理量却不会改变。解这类题时，在弄清主观与客观的同时，一定要紧扣“物质的量”——化学计算的核心，即先判断物质的量如何改变，再判断和物质的量有关的量会怎样改变，此类题目解法均为如此。
7．物质的量浓度：以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示的溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的量浓度。即：cB=nB/V。
8．相关原理：电子守恒、电荷守恒、电离平衡、水解平衡、物质结构、晶体结构方面的知识等。
解题指导
阿伏加德罗常数是近几年高考的“热点”问题。多年来全国高考化学试题重现率几乎为100％。
１、考查目的：主要是考查考生对物质的量、阿伏加德罗常数，摩尔质量、气体摩尔体积、物质的量浓度、阿伏加德罗定律这些概念的辨析是否清楚，各种守恒关系、平衡的有关原理掌握得是否牢固。特别是在“摩尔”使用时，微观粒子可以是原子、分子、离子、电子或其它粒子或这些粒子的特定组合，气体摩尔体积的适用范围，阿伏加德罗定律的使用范围，对这些重点和难点反复进行考查。这对考生思维能力的品质——严密性是一个很好的检验。
２、考查方法：试题以中学生学过的一些重点物质为载体，考查上述有关概念。涉及的物质主要有：Cl2、O2、O3、N2、H2、稀有气体、金刚石、晶体硅、金属Na、Mg、Al、Fe、Cu、氢化物、氧化物、有机物等。
为了加强对考生思维品质、适应性、科学性、深刻性的考查，命题者往往有意设置一些陷阱，增大试题的区分度，陷阱的设置主要有以下几个方面：
①状况条件：考查气体时经常给非标准状况如常温常压下，1.01×105Pa、25℃时等。
②物质状态：考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O(液)、SO3(固)、CS2(液)、己烷(液)、辛烷(液)、CHCl3(液)等。但CH3Cl、CH2==CHCl、纯净的HCHO（甲醛）在标准状况下为气体。
③物质结构：考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及稀有气体He、Ne等为单原子组成，Cl2、O2、H2、N2为双原子分子，白磷P4为四原子分子（每个分子中有6个P—P共价键），SiO2为原子晶体（每mol该晶体中有4NA个Si—O键）等。
④氧化还原反应：考查指定物质参加氧化还原反应时，常设置氧化还原反应中氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物被氧化、被还原、电子转移（得失）数目方面的陷阱。有下列几种常见情况：
参加反应的某物质部分为还原剂。如实验室制取氯气的反应：
MnO2 + 4HCl(浓)MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O中参加反应的HCl只有1/2做还原剂被氧化生成Cl2（另外1/2的HCl只起酸性作用生成盐和水），且随着反应的进行，盐酸浓度越来越稀，还原性越来越弱，以至不能被MnO2氧化而停止反应。所以，含有4molHCl的浓盐酸跟足量的MnO2反应，转移电子数小于2NA，产生的Cl2在标准状况下小于22.4L。类似这种情况的还有Cu被浓H2SO4的氧化等等。
参加反应的某物质部分为氧化剂。如铜被稀硝酸氧化的反应：
3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O中参加反应的HNO3只有1/4做氧化剂被还原生成NO（3/4的HNO3只起酸性作用生成盐和水）。
参加反应的某物质部分为氧化剂，部分为还原剂。如NO2溶于水的反应：
3NO2 + H2O == 2HNO3 + NO 中参加反应的NO2有2/3做还原剂被氧化生成HNO3，1/3的NO2做氧化剂被还原生成NO。
生成的某物质部分为氧化产物，部分为还原产物。如：
2H2S + SO2 == 3S + 2H2O中生成的S有2/3为氧化产物，1/3为还原产物。
KClO3 + 6HCl(浓)KCl + 3Cl2↑+ 3H2O中生成的Cl2有1/6为还原产物，5/6为氧化产物。（参加反应的HCl有5/6为还原剂，1/6只起酸的作用，氧化剂与还原剂的物质的量之比为1 : 5，而不是1 : 6。）
参加反应的某物质被两种氧化剂氧化。如：
11P + 15CuSO4 + 24H2O == 5Cu3P + 6H3PO4 + 15H2SO4中CuSO4和一部分P为氧化剂，另一部分P为还原剂；参加反应的P有5/11做氧化剂被还原生成Cu3P，6/11做还原剂被氧化生成H3PO4，其中有1/2是被CuSO4氧化的，1/2是被另一部分P氧化的。根据Cu元素和被氧化P元素的化合价变化情况，可很快判断出1mol CuSO4能氧化P的物质的量为1/5mol。
⑤电离、水解：考查电解质溶液中微粒数目或浓度时常涉及弱电解质的电离，盐类水解方面的陷阱。如体积和浓度均为1L、1mol/L的NaCN溶液和NaF溶液中，离子总数是否相等？从表面来看，水解反应中CN— + H2O HCN + OH—、F— + H2O HF + OH—阴离子数目没有增减，离子总数好象不变。但是它们水解的程度不同，溶液的碱性强弱不同，c(H+)不等，离子总数也就不等。[由于HCN的酸性比HF更弱，所以CN—的水解程度大，碱性强，c(H+)小，溶液中离子总数比同体积同浓度的NaF溶液中少]。
３、解题策略：
要正确解答本类题目，首先要认真审题。审题是“审”而不是“看”，审题过程中要注意分析题目中概念的层次，要特别注意试题中一些关键性的字、词，要边阅读边思索，逐字推敲。
其次要留心“陷阱”，对常见的一些陷阱要千万警惕。考生要在认真审题的基础上利用自己掌握的概念仔细分析、比较、作出正确解答。
二十六、无机框图推断题的破解技巧
（一）立足基础找“题眼”
1．题眼一：常见气体
单质气体：H2、O2、N2、Cl2（黄绿色）、F2（淡黄绿色）
气态氢化物：
NH3（无色、有刺激性气味，易液化，极易溶于水，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，遇到HCl形成白烟）
HCl（无色、有刺激性气味，极易溶于水，能使湿润的蓝色石蕊试纸变红，在空气中形成白雾，遇到NH3形成白烟）
H2S（无色、有臭鸡蛋气味，蛋白质腐败的产物，能溶于水，能使湿润的醋酸铅试纸变黑）
烃 4个或4个碳以下的烃
非金属气态氧化物：
CO、CO2（直线型非极性分子）、NO（遇到空气变成红棕色）、NO2（红棕色，加压、降温会转变成无色）、SO2（无色、有刺激性气味、能使品红溶液褪色）
[固态氧化物]：
SO3（无色晶体、易挥发）、P2O5（白色固体、易吸湿，常用作干燥剂）、SiO2（不溶于水、不溶于普通酸的高熔点固体，但溶于氢氟酸和强碱溶液）
气态卤代烃：一氯甲烷（CH3Cl）、氯乙烯（CH2＝CHCl）
气态醛：甲醛（HCHO）
2．题眼二：气体溶解性归纳
难溶于水的：H2、N2、CO、NO、CH4、C2H4；
微溶于水的：O2、C2H2；
能溶于水的：Cl2（1 : 1）、H2S（1 : 2.6）、SO2（1 : 40）；
极易溶于水的：NH3（1 : 700）、HCl（1 : 500）、HF、HBr、HI。
3．题眼三：常见液态物质
无机物：液溴Br2、水（H2O）、过氧化氢（H2O2）、二硫化碳（CS2）、三氯化磷（PCl3）
有机物：一般5个碳原子以上的低级烃；
除一氯甲烷、氯乙烯之外的低级卤代烃；
低级醇；
除甲醛之外的低级醛；
低级羧酸；
低级酯。
4．题眼四：常见物质的颜色（详见一）
5．题眼五：根据框图中同一元素化合价的变化为主线，即A→B→C→……型归纳
C CO CO2； H2S S SO2 SO3（H2SO4）；
NH3(N2) NO NO2 HNO3； Na Na2O Na2O2；
Fe FeO Fe3O4； Fe → Fe2+ → Fe(OH)2 Fe(OH)3;
Fe → Fe2+ → Fe3+； Cl— → Cl2 → ClO—；
CH2=CH2 CH3CHO CH3COOH； CH3CH2OH CH3CHO CH3COOH
6．题眼六：根据化学反应形式
a．根据置换反应“单质 + 化合物 = 新的单质 + 新的化合物” 进行推理（详见十九）
b．根据反应“化合物 + 化合物 = 单质 + 化合物”进行推理，常见的该类型反应有：
2Na2O2 + 2H2O == 4NaOH + O2↑ 2Na2O2 + 2CO2 == 2Na2CO3 + O2
2H2S + SO2 == 3S↓+ 2H2O 8NH3 + 6NO2 == 7N2 + 12H2O
2xNH3 + 3NOx == (2x+3)/2N2 + 3xH2O KClO3 + 6HCl(浓)KCl + 3Cl2↑+ 3H2O
2Na2S + Na2SO3 + 3H2SO4(稀) == 3Na2SO4 + 3S↓+ 3H2O
Na2S2O3 + H2SO4 == Na2SO4 + SO2↑+ S↓+ H2O
MnO2 + 4HCl(浓)MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O PbO2 + 4HCl(浓)PbCl2 + Cl2↑+ 2H2O
2FeCl3 + 2KI == 2FeCl2 + 2KCl + I2 2FeCl3 + Na2S == 2FeCl2 + 2NaCl + S↓
c．根据反应“一种物质三种物质 ”进行推理，常见该类型的反应有：
Cu2(OH)2CO32CuO + CO2↑+ H2O 2KMnO4K2MnO4 + MnO2 + O2↑
NH4HCO3NH3↑+ CO2↑+ H2O (NH4)2CO32NH3↑+ CO2↑+ H2O
NH4HSO3NH3↑+ SO2↑+ H2O (NH4)2SO32NH3↑+ SO2↑+ H2O
4HNO3 4NO2↑+ O2↑+ 2H2O 2Cu(NO3)22CuO + 4NO2↑+ O2↑
2NaHCO3Na2CO3 + CO2↑+ H2O
d．根据反应“化合物 + 单质 == 化合物 + 化合物 +……”进行推理，常见该类型的反应有：
4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 2H2S + 3O2 2SO2 + 2H2O
4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 CH4 + 2O2 CO2 + 2H2O（烃的燃烧）
6FeSO4 + 3Cl2 == 2Fe2(SO4)3 + 2FeCl3 6FeSO4 + 3Br2 == 2Fe2(SO4)3 + 2FeBr3
Na2SO3 + Cl2 + H2O == Na2SO4 + 2HCl Na2SO3 + Br2 + H2O == Na2SO4 + 2HBr
C + 4HNO3(浓) == CO2↑+ 4NO2↑+ 2H2O Cu + 4HNO3(浓) == Cu(NO3)2 + 2NO2↑+ 2H2O
S + 6HNO3(浓) == H2SO4+ 6NO2↑+ 2H2O
3Cu + 8HNO3(稀) == 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O
P + 5HNO3(浓) == H3PO4+ 5NO2↑+ 2H2O
7．题眼七：根据化学反应条件（学生自已归纳）
（1）无特殊条件要求的反应
（2）点燃条件下的反应
（3）加热条件下的反应
（4）高温条件下的反应
（5）催化剂条件下的反应
（6）催化剂、加热条件下的反应
（7）催化剂、加热、加压条件下的反应
（8）浓硫酸、加热条件下的反应
（9）稀硫酸、加热条件下的反应
（10）氢氧化钠水溶液、加热条件下的反应
（11）氢氧化钠醇溶液、加热条件下的反应
（12）通电（电解）条件下的反应
8．题眼八：根据常见反应的特征现象。如
（1）两种物质反应既有沉淀又有气体生成的
a．双水解：主要指Al3+、Fe3+与CO32—、HCO3—、AlO2—等之间的双水解 [详见十三、3]
b．Ba(OH)2和(NH4)2SO4生成氨气和硫酸钡沉淀
S2O32—+ 2H+ == SO2↑+ S↓+ H2O
（2）遇水能放出气体的
a．Li、Na、K、Ca、Ba、Mg（△）、Fe（高温）[氢后面的金属不跟水反应]
b．Na2O2、NaH、CaC2、Al2S3、Mg3N2
（3）加碱能产生气体的
Al、Si、Zn
NH4+
AlN
（4）加酸有沉淀生成的 如SiO32—、AlO2—、S2O32—、C6H5O—（常温下）
（5）有“电解”条件的，通常联想到下列七种代表物：
电解水型：含氧酸H2SO4（aq）、强碱NaOH（aq）、活泼金属的含氧酸盐Na2SO4（aq）
分解电解质型：无氧酸如HCl（aq）（HF除外）、不活泼金属的无氧酸盐如CuCl2（aq）
放氧生酸型：不活泼金属的含氧酸盐如CuSO4（aq）、不活泼金属的氟化物如AgF（aq）
放氢生碱型：活泼金属的无氧酸盐如NaCl（aq）
电解熔融离子化合物：如Al2O3（l）、NaCl（l）
9．题眼九：常见元素的性质特征或结构特征
（1）氢元素
核外电子数等于电子层数的原子；
没有中子的原子；
失去一个电子即为质子的原子；
得一个电子就与氦原子核外电子排布相同的原子；
质量最轻的原子；相对原子质量最小的原子；形成单质最难液化的元素；
原子半径最小的原子；
形成的单质为相同条件下相对密度最小的元素；
形成的单质为最理想的气体燃料；
形成酸不可缺少的元素；
（2）氧元素
核外电子数是电子层数4倍的原子；
最外层电子数是次外层电子数3倍的原子；
得到两个电子就与氖原子核外电子排布相同的原子；
得到与次外层电子数相同的电子即达到8电子稳定结构的原子；
地壳中含量最多的元素；
形成的单质是空气中第二多的元素；
形成的单质中有一种同素异形体是大气平流层中能吸收太阳光紫外线的元素；
能与氢元素形成三核10电子分子（H2O）的元素；
能与氢元素形成液态四核18电子分子（H2O2）的元素；
在所有化合物中，过氧化氢（H2O2）中含氧质量分数最高；
能与氢元素形成原子个数比为1:1或1:2型共价液态化合物的元素；
能与钠元素形成阴、阳离子个数比均为1:1的两种离子化合物的元素；
（3）碳元素
核外电子数是电子层数3倍的原子；
最外层电子数是次外层电子数2倍的原子；
最外层电子数是核外电子总数2/3的原子；
形成化合物种类最多的元素；
形成的单质中有一种同素异形体是自然界中硬度最大的物质；
能与硼、氮、硅等形成高熔点、高硬度材料的元素；
能与氢元素形成正四面体构型10电子分子（CH 4）的元素；
能与氢元素形成直线型四核分子（C2H2）的元素；
能与氧元素形成直线型三核分子（CO2）的元素。
（4）氮元素
空气中含量最多的元素；
形成蛋白质和核酸不可缺少的元素；
能与氢元素形成三角锥形四核10电子分子（NH3）的元素；
形成的气态氢化物（NH3）能使湿润的蓝色石蕊试纸变红的元素；
能与氢、氧三种元素形成酸、碱、盐的元素；
非金属性较强，但形成的单质常用作保护气的元素。
（5）硫元素
最外层电子数是倒数第三层电子数3倍的原子；
最外层电子数与倒数第三层电子数之差等于核外电子数开平方的原子；
最外层电子数比次外层电子数少2个电子的原子；
最外层电子数与最内层电子数之和等于次外层电子数的原子；
在短周期同主族相邻周期的元素中，只有硫的核电荷数是氧的核电荷数的2倍，且硫的相对原子质量也是氧的相对原子质量的2倍；
能与氢元素形成三核18电子分子（H2S分子）的元素；
形成的单质密度大约是水的密度的2倍；
气态氢化物与其气态氧化物反应生成黄色固体的元素。
（6）氯元素
最外层电子数比次外层电子数少1的非金属元素；
能与氢元素形成二核18电子分子（HCl）的元素；
形成单质为黄绿色气体的元素；
形成的单质能使纯净的氢气安静燃烧，并发出苍白色火焰；或形成的单质能与氢气混合光照爆炸，并在空气中产生大量白雾；
在短周期元素中，形成气态氢化物的水溶液和最高价氧化物的水化物均为强酸的元素；
最高价氧化物的水化物为无机酸中最强酸的元素；
能使湿润的KI—淀粉试纸变蓝，长时间后又变白色；
能使湿润的蓝色石蕊试纸（或pH试纸）变红，长时间后又变白色；
（7）氟元素
a．非金属性最强的元素；一定不显正价的元素；单质氧化性最强的元素；
b．第二周期中原子半径最小的元素；在所有原子的半径中第二小的元素；
c．只能通过电解法制得单质的非金属元素；
d．单质在常温下为淡黄绿色气体、能置换出水中氧、能与单质硅、二氧化硅反应的元素；
e．形成气态氢化物的水溶液为弱酸、常温下能与单质硅、二氧化硅反应、能腐蚀玻璃、盛放在塑料瓶中的元素；
f．与银形成的化合物易溶于水，而与钙形成的化合物难溶于水的元素；
（8）硅元素
a．短周期中最外层电子数是次外层电子数一半、通常以共价键与其他元素形成化合物的元素；
b．形成最高价氧化物或其含氧酸盐是构成地壳主要物质的元素；
c．形成的单质在电子工业有广泛应用的元素；
d．能与碳、氮等形成高熔点、高硬度材料的元素；
（9）磷元素
a．短周期中最外层电子数是内层电子数一半、核外电子总数三分之一的非金属元素；
b．形成的单质在空气中能“自燃”、必须用水封保存的元素；
c．形成的单质能在氯气中燃烧产生白色烟雾的元素；
d．形成的最高价氧化物是实验室常用干燥剂的元素；
e．形成的最高价氧化物对应的水化物是无色晶体三元酸的元素；
（10）溴元素
a．形成的单质在常温下为深红棕色液体的元素；
b．形成的单质水溶液为橙色、易溶解于有机溶剂为橙红色的元素；
c．与银元素形成的化合物为淡黄色不溶于稀硝酸的元素；
（11）碘元素
a．形成的单质能使淀粉变蓝色的元素；
b．形成的单质在常温下为紫黑色固体、易升华的元素；
c．形成的单质水溶液为黄（棕）色、易溶于有机溶剂如苯、四氯化碳呈紫色的元素；
d．与银元素形成的化合物为黄色不溶于稀硝酸的元素；
（12）钠元素
a．短周期中原子半径最大的元素；
b．能与氧元素形成原子个数比为2:1和1:1型或阳离子、阴离子个数比均为2:1型的两种离子化合物的元素；
c．焰色反应呈黄色的元素；
（13）镁元素
（14）铝元素
（15）钾元素
（16）钙元素
（17）锂元素
（18）铁元素
（19）铜元素
（20）锌元素
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