2022年高考化學大二輪復習 增分提能攻略 第一步 考前必記的化學方程式

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1、2022年高考化學大二輪復習 增分提能攻略 第一步 考前必記的化學方程式 一、非金屬元素的反應 1. 鹵族元素 (1)氯氣 H2＋Cl22HCl 2Fe＋3Cl22FeCl3 Cl2＋H2OHCl＋HClO 2NaOH＋Cl2===NaClO＋NaCl＋H2O 2Ca(OH)2＋2Cl2===Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O 6FeBr2＋3Cl2===4FeBr3＋2FeCl3(氯氣少量) 2FeBr2＋3Cl2===2FeCl3＋2Br2(氯氣過量) 　氯水成分復雜，性質多樣：強酸性——H＋的性質；殺菌、漂白性——HClO的性質；強氧化性——Cl2的性質。

2、氯氣溶于水，但不溶于飽和食鹽水，因此可用飽和食鹽水除去Cl2中的HCl。Cl2與NaOH溶液的反應被用于實驗室除去多余的Cl2，常出現在框圖推斷中。 　氯氣與FeBr2溶液反應時，一定要注意二者量的關系，Cl2首先氧化的是Fe2＋，然后氧化Br－；但Cl2與FeI2溶液反應時，首先氧化的是I－，然后氧化Fe2＋。根據得失電子守恒可得出相應反應的離子方程式，如等物質的量的Cl2與FeBr2在溶液中反應時，其離子方程式為2Fe2＋＋2Cl2＋2Br－===2Fe3＋＋4Cl－＋Br2。 (2)含氯化合物 2HClO2HCl＋O2↑ Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HC

3、lO NaClO＋2HCl===NaCl＋Cl2↑＋H2O MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O 　HClO可作漂白劑和殺菌劑是由于HClO具有強氧化性，長時間放置的氯水易變質是由于HClO在光照條件下極易分解，所以新制的氯水需避光保存。 (3)鹵素單質間的置換反應 Cl2＋2NaBr===Br2＋2NaCl Cl2＋2NaI===I2＋2NaCl Br2＋2KI===2KBr＋I2 　以上反應可用于比較Cl2、Br2、I2氧化性(非金屬性)的強弱或與CCl4、淀粉溶液相結合用于溶液中Br－、I－的檢驗。 2. 氧族元素 (1)硫的氧化物 SO2＋2N

4、aOH===Na2SO3＋H2O(SO2不足) SO2＋NaOH===NaHSO3(SO2過量) 2SO2＋O22SO3 SO3＋H2O===H2SO4 SO2＋2Fe3＋＋2H2O===SO＋2Fe2＋＋4H＋ SO2＋Br2＋2H2O===2HBr＋H2SO4 　SO2既具有氧化性也具有還原性，在溶液中與強氧化劑反應時都生成SO，由此可用于解釋Na2SO3在空氣中的變質。SO2的漂白性相對“可逆”：SO2＋色素,△無色化合物，常用于其檢驗。 (2)濃硫酸 Cu＋2H2SO4(濃)CuSO4＋2H2O＋SO2↑ C＋2H2SO4(濃)2H2O＋CO2↑＋2SO2↑ 　

5、①隨著反應的進行，濃H2SO4的濃度越來越小，導致H2SO4不能反應完全，因此所得的SO2比理論值少。 ②碳與濃硫酸反應產物的確定應按以下流程進行：無水CuSO4確定水→品紅溶液確定SO2→酸性KMnO4溶液除去SO2→品紅溶液檢驗SO2是否除凈→澄清石灰水檢驗CO2。 3. 氮族元素 (1)氮氣及氧化物 N2＋O22NO 3Mg＋N2Mg3N2 2NO＋O2===2NO2 2NO2N2O4 3NO2＋H2O===2HNO3＋NO 4NO2＋O2＋2H2O===4HNO3 4NO＋3O2＋2H2O===4HNO3 　氮的氧化物和O2、水反應的計算可根據反應物相對量的

6、多少判斷剩余氣體，但無論什么情況，剩余氣體都不是NO2。NO、NO2具有氧化性，能與NH3反應生成N2和H2O。 (2)氨與銨鹽 NH3＋H2ONH3·H2ONH＋OH－ NH3＋HCl===NH4Cl 4NH3＋5O24NO＋6H2O 8NH3＋6NO27N2＋12H2O NH4HCO3NH3↑＋H2O↑＋CO2↑ 2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O 　銨鹽的分解反應常出現在框圖推斷題中，若某種物質受熱分解的產物均為氣體，可猜想該物質可能是碳酸氫銨或碳酸銨。在綜合探究題中也會與Na2O2結合考查NH3的催化氧化實驗等。銨鹽與堿反應主要用于實驗

7、室制備NH3或檢驗溶液中的NH。 (3)硝酸 4HNO34NO2↑＋O2↑＋2H2O Cu＋4HNO3(濃)===Cu(NO3)2＋2H2O＋2NO2↑ 3Cu＋8HNO3(稀)=== 3Cu(NO3)2＋4H2O＋2NO↑ C＋4HNO3(濃)CO2↑＋4NO2↑＋2H2O 　濃硝酸的氧化性大于稀硝酸的氧化性，銅與濃硝酸和稀硝酸的兩個反應中硝酸均沒有全部作氧化劑。銅與濃硝酸反應時在試管內就能看到紅棕色的NO2，而與稀硝酸反應時需在試管口才能看到紅棕色氣體。 4. 碳族元素 (1)碳及其化合物 C＋O2CO2 C＋CO22CO C＋H2O(g)CO＋H2 2C＋SiO2

8、Si＋2CO↑ CaCO3CaO＋CO2↑ CO2＋2NaOH===Na2CO3＋H2O(CO2不足) CO2＋NaOH===NaHCO3(CO2過量) CO2＋Na2SiO3＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3 CO2＋2NaAlO2＋3H2O===2Al(OH)3↓＋Na2CO3 CO2＋Na2CO3＋H2O===2NaHCO3 　由于C過量，SiO2與C反應的產物是CO而不是CO2，該反應可用于工業(yè)上制備粗硅，但必須在隔絕空氣的條件下進行。 (2)硅及其化合物 Si＋O2SiO2 Si＋4HF===SiF4↑＋2H2↑ Si＋2NaOH＋H2O===Na2

9、SiO3＋2H2↑ SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O(雕刻玻璃；不能用玻璃容器盛裝氫氟酸的原因) SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O(不能用帶有玻璃塞的試劑瓶裝NaOH溶液的原因) SiO2＋CaOCaSiO3 SiO＋2H＋===H2SiO3↓ Na2SiO3＋CO2＋H2O===H2SiO3↓＋Na2CO3(用于SiO的檢驗；Na2SiO3在空氣中變質的原因) 5. 其他非金屬 2H2O2H2↑＋O2↑ 二、金屬元素的反應 1. 堿金屬 (1)堿金屬單質的化學反應 ①與水反應 2Na＋2H2O===2NaOH＋H2↑ 2K＋2H2O===

10、2KOH＋H2↑ 2Na＋CuSO4＋2H2O===Na2SO4＋Cu(OH)2↓＋H2↑ 　鈉和鹽溶液反應，不能置換出鹽中的金屬，而是先與H2O反應生成NaOH，然后生成的NaOH溶液再與鹽溶液反應，鈉與H2O、酸反應的實質都是與H＋反應，所以鈉與酸溶液反應更為劇烈。鈉與熔融的鹽反應才可能置換出鹽中的金屬。 ②與氧氣反應 4Na＋O2===2Na2O(空氣中緩慢氧化) 2Na＋O2Na2O2 2Na2O＋O22Na2O2 4Li＋O22Li2O 　①無論Na與O2反應生成Na2O或Na2O2，只要參與反應的Na質量相等，則轉移電子的物質的量一定相等，但得到Na2O2的質量大于

11、Na2O的質量。 ②注意Na及其化合物發(fā)生焰色反應時火焰顏色均為黃色。 ③要注意推斷題中的“題眼”——多步氧化關系：NaNa2ONa2O2。 (2)堿金屬化合物的化學反應 ①Na2O2 2H2O＋2Na2O2===4NaOH＋O2↑ 2CO2＋2Na2O2===2Na2CO3＋O2 SO2＋Na2O2===Na2SO4 　1 mol Na2O2歧化時轉移電子的物質的量為1 mol，被還原劑還原時，則轉移2 mol e－，該結論常用在考查NA的題目中。Na2O2跟CO2和水蒸氣組成的混合氣體反應時，應先考慮Na2O2跟CO2的反應。Na2O2具有強氧化性，能將具有還原性的物質氧化

12、，注意相關反應離子方程式的書寫(如將Na2O2投入Na2S、Na2SO3、NaI、FeSO4等具有還原性的溶液中)。 ②Na2CO3 Na2CO3＋2HCl(過量)===2NaCl＋CO2↑＋H2O Na2CO3＋HCl(不足)===NaCl＋NaHCO3 Na2CO3＋CO2＋H2O===2NaHCO3 Na2CO3＋Ca(OH)2===CaCO3↓＋2NaOH 　向Na2CO3溶液中加入鹽酸時反應分兩步進行，首先生成NaHCO3，然后是NaHCO3與鹽酸反應生成CO2。二者滴加的順序不同，產生的現象也不同，這就是不用其他試劑就能鑒別出Na2CO3溶液和鹽酸的原理。 ③NaHC

13、O3 2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑ NaHCO3＋HCl===NaCl＋CO2↑＋H2O NaHCO3＋NaOH===Na2CO3＋H2O 2NaHCO3＋Ca(OH)2(不足)===Na2CO3＋CaCO3↓＋2H2O NaHCO3＋Ca(OH)2(過量)===CaCO3↓＋NaOH＋H2O ?、俨荒苡贸合抡舭l(fā)溶劑的方法制備NaHCO3晶體，不能用澄清石灰水鑒別Na2CO3和NaHCO3。 ②在書寫碳酸氫鹽與澄清石灰水反應的離子方程式時要特別注意二者量的相對多少。 ③吸收CO2氣體中的HCl不能用飽和Na2CO3溶液，需用飽和NaHCO3溶液。 ④NaOH

14、 2NaOH＋H2SO4===Na2SO4＋2H2O CO2＋2NaOH(過量)===Na2CO3＋H2O CO2(過量)＋NaOH===NaHCO3 　CO2與NaOH溶液反應的產物可能是Na2CO3、NaHCO3或二者的混合物，可根據Na＋和C守恒法確定CO2與NaOH溶液反應的產物。 2. 鋁及其化合物 (1)Al單質 4Al＋3O22Al2O3 2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ 2Al＋2NaOH＋2H2O===2NaAlO2＋3H2↑ 2Al＋Fe2O32Fe＋Al2O3 4Al＋3MnO23Mn＋2Al2O3 　Al與NaOH溶液的反應常用于物

15、質推斷、含有Al的固體混合物分離提純及含量測定。 ?、黉X熱反應不僅僅是單質鋁與Fe2O3反應，還包含制取其他難熔金屬的反應，由于成本高，故鋁熱反應不能用于工業(yè)上冶煉鐵，注意鋁熱反應是中學化學中唯一一類金屬單質與金屬氧化物在高溫條件下的置換反應。 ②引發(fā)鋁熱反應的操作是高考實驗考查的熱點，具體操作是先鋪一層KClO3，然后插上鎂條，最后點燃鎂條。 (2)Al2O3、Al(OH)3 Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O Al2O3＋2NaOH===2NaAlO2＋H2O 2Al2O34Al＋3O2↑ Al(OH)3 ＋3HCl===AlCl3＋3H2O Al(OH)3＋

16、NaOH===NaAlO2＋2H2O 　Al2O3、Al(OH)3與NaOH溶液的反應常用于物質的分離提純。Al(OH)3不溶于氨水，所以實驗室常用鋁鹽和氨水來制備Al(OH)3。 (3)鋁鹽和偏鋁酸鹽 Al3＋＋3NH3·H2O===Al(OH)3↓＋3NH AlCl3＋3NaOH===Al(OH)3↓＋3NaCl(NaOH適量) AlCl3＋4NaOH===NaAlO2＋3NaCl＋2H2O(NaOH過量) NaAlO2＋HCl＋H2O===Al(OH)3↓＋NaCl(少量鹽酸) NaAlO2＋4HCl===AlCl3＋NaCl＋2H2O(足量鹽酸) 2AlO＋CO2＋3H

17、2O===2Al(OH)3↓＋CO(少量CO2) AlO＋CO2＋2H2O===Al(OH)3↓＋HCO(足量CO2) Al3＋＋3AlO＋6H2O===4Al(OH)3↓(鋁鹽和偏鋁酸鹽在溶液中雙水解) Al3＋＋3H2OAl(OH)3(膠體)＋3H＋ 　利用偏鋁酸鹽制備Al(OH)3，一般不用強酸，因為強酸的量控制不當會使制得的Al(OH)3溶解。若向偏鋁酸鹽溶液中通入CO2，生成的Al(OH)3不溶于碳酸，CO2過量時另一產物是HCO，不過量時另一產物是CO，書寫離子反應方程式時要特別注意這一點。 3. 鐵及其化合物 (1)鐵單質 3Fe＋2O2Fe3O4 Fe＋SF

18、eS 2Fe＋3Cl22FeCl3 3Fe＋4H2O(g)Fe3O4＋4H2 Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑(酸為非氧化性酸) Fe＋4HNO3(稀)===Fe(NO3)3＋NO↑＋2H2O(鐵適量) 3Fe＋8HNO3(稀)===3Fe(NO3)2＋2NO↑＋4H2O(鐵過量) Fe＋CuSO4===Cu＋FeSO4 2FeCl3＋Fe===3FeCl2 　Fe與O2、H2O(g)在高溫下反應的產物都是Fe3O4而不是Fe2O3，Fe與Cl2反應時生成FeCl3，與S反應時生成FeS，說明Cl2的氧化能力大于S的。常溫下，Fe、Al在濃硫酸和濃硝酸中發(fā)生鈍化，但加熱后繼續(xù)

19、反應。 (2)鐵的化合物 FeCl2＋2NaOH===Fe(OH)2↓＋2NaCl 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3 2FeCl2＋Cl2===2FeCl3 2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O 3Fe2＋＋4H＋＋NO===3Fe3＋＋NO↑＋2H2O Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3 FeCl3＋3H2O(沸水)Fe(OH)3(膠體)＋3HCl(氫氧化鐵膠體的制備) ?、貴eCl2溶液與NaOH溶液在空氣中反應的現象變化，常用于物質推斷。向Fe2＋溶液中加入硝酸、KMnO4、氯水等具有氧化性的物質時，溶液會出現淺綠色→

20、棕色的顏色變化，該現象可用于Fe2＋的初步檢驗。 ②制備Fe(OH)2的方法很多，原則有兩點：一是溶液中的溶解氧必須提前除去；二是反應過程中必須與O2隔絕。 ③Fe3＋的檢驗方法較多，如觀察溶液顏色法(棕黃色)、NaOH溶液法(生成紅褐色沉淀)、KSCN溶液法(生成血紅色溶液)，前面兩種方法需溶液中Fe3＋的濃度較大時才適用，最好也最靈敏的方法是KSCN溶液法。Fe2＋的檢驗可采用先加入KSCN溶液，再加入氧化劑的方法。 4. 其他金屬元素 (1)銅及其化合物 2Cu＋O22CuO 2Cu＋SCu2S Cu＋Cl2CuCl2 Cu＋2FeCl3===CuCl2＋2

21、FeCl2 2Cu＋O2＋CO2＋H2O===Cu2(OH)2CO3 2CuSO4＋2H2O2Cu＋O2↑＋2H2SO4 (2)鎂及其化合物 2Mg＋O22MgO 3Mg＋N2Mg3N2 2Mg＋CO22MgO＋C Mg(HCO3)2＋2Ca(OH)2===Mg(OH)2↓＋2CaCO3↓＋2H2O(注意：不生成MgCO3沉淀) 三、物質制備反應 1. 化學工業(yè)所涉及的制備反應 (1)工業(yè)上利用FeS2(黃鐵礦)制硫酸 ①4FeS2＋11O28SO2＋2Fe2O3(反應裝置：沸騰爐) ②2SO2＋O22SO3(反應裝置：接觸室) ③SO3＋H2O===H2SO

22、4(反應裝置：吸收塔；用98.3%的濃硫酸吸收) (2)工業(yè)上合成氨 N2＋3H22NH3 (3)工業(yè)上制硝酸 ①4NH3＋5O24NO＋6H2O ②2NO＋O2===2NO2 ③3NO2＋H2O===2HNO3＋NO (4)工業(yè)上制玻璃 Na2CO3＋SiO2Na2SiO3＋CO2↑ CaCO3＋SiO2CaSiO3＋CO2↑ (5)工業(yè)上制氯氣(即電解飽和食鹽水) 2NaCl＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2NaOH (6)工業(yè)上制純堿 NaCl＋CO2＋NH3＋H2O===NaHCO3↓＋NH4Cl 2NaHCO3Na2CO3＋H2O＋CO2↑ (7

23、)工業(yè)上冶煉鋁 2Al2O3(熔融)4Al＋3O2↑ (8)工業(yè)上冶煉鎂 MgCl2Mg＋Cl2↑ 　工業(yè)上的相關反應常與化學技術或化學反應原理相結合進行命題。注意理解工業(yè)制備原理、設備要求及對環(huán)境的影響。 2. 實驗室制備反應 (1)實驗室制備H2 Zn＋2HCl===ZnCl2＋H2↑ (2)實驗室制備O2 2KMnO4K2MnO4＋O2↑＋MnO2 2KClO32KCl＋3O2↑ 2H2O22H2O＋O2↑ (3)實驗室制備CO2 CaCO3＋2HCl===CaCl2＋CO2↑＋H2O (4)實驗室制備SO2 N

24、a2SO3＋H2SO4===Na2SO4＋SO2↑＋H2O (5)實驗室制備Cl2 MnO2＋4HCl(濃)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O (6)實驗室制備NH3 2NH4Cl＋Ca(OH)2CaCl2＋2NH3↑＋2H2O NH3·H2O(濃)NH3↑＋H2O (7)實驗室制備C2H2 CaC2＋2H2O―→Ca(OH)2＋C2H2↑ 四、有機反應(必修＋選修) 1. 氧化反應 (1)有機物的燃燒 CxHyOz＋(x＋y/4－z/2)O2xCO2＋y/2H2O 　當反應式中z＝0時表示烴的燃燒，CH4、C2H4、C2H2燃燒的現象不同，可用于其的鑒別。有機物燃燒還用于

25、有機物分子式的確定，其方法是根據C、H、O的守恒。 (2)幾個重要的氧化反應 ①連續(xù)氧化反應 R—CH2OHR－CHOR－COOH(R為烴基) ②乙醇催化氧化 2CH3CH2OH＋O22CH3CHO＋2H2O ③乙醛制乙酸 2CH3CHO＋O22CH3COOH ④乙醛的銀鏡反應 CH3CHO＋2Ag(NH3)2OHH2O＋2Ag↓＋3NH3＋CH3COONH4 ⑤甲醛的銀鏡反應 HCHO＋4Ag(NH3)2OH2H2O＋4Ag↓＋6NH3＋(NH4)2CO3 ⑥乙醛與新制氫氧化銅懸濁液反應 CH3CHO＋2Cu(OH)2Cu2O↓＋2H2O

26、＋CH3COOH(有磚紅色沉淀產生) 　在有機反應中去氫和加氧的反應都是氧化反應，不飽和烴與酸性KMnO4溶液的反應也是氧化反應。含有醛基的有機物常利用銀氨溶液或新制Cu(OH)2懸濁液來鑒別。醇、醛的氧化反應還用于有機推斷和合成題中，書寫相關反應式時模仿上述反應即可。 2. 還原反應 (1)苯與氫氣加成生成環(huán)己烷的反應 (2)丙醛制1-丙醇的反應 CH3CH2CHO＋H2CH3CH2CH2OH 　含有碳碳不飽和鍵的有機物都能與H2發(fā)生還原(或加成)反應，但酯類和羧酸中的碳氧雙鍵不能與H2直接發(fā)生還原(或加成)反應。 3. 取代反應 (1)甲烷與氯氣的取代反應 CH4

27、＋Cl2CH3Cl＋HCl (2)苯與液溴的反應(鐵作催化劑) (4)溴乙烷的水解反應 CH3CH2Br＋NaOHCH3CH2OH＋NaBr (5)乙酸乙酯的制取 CH3COOH＋CH3CH2OHCH3COOC2H5＋H2O 　酯化反應也屬于取代反應，但需用濃硫酸進行催化和吸水，吸水有利于平衡向生成酯的方向移動，注意在酯化反應中不能用稀硫酸。 4. 加成反應 (1)乙烯通入溴水中 CH2===CH2＋Br2―→CH2BrCH2Br (2)乙烯與氯化氫反應 CH2===CH2＋HClCH3CH2Cl (3)乙烯與氫氣反應 CH2===CH2＋H2CH3CH3 (4

28、)乙烯與水反應 CH2===CH2＋H2OCH3CH2OH 　含有碳碳不飽和鍵的有機物都能發(fā)生加成反應，含－CHO、－C≡N等官能團的有機物也能發(fā)生加成反應。 5. 消去反應 (1)溴乙烷的消去反應 CH3CH2Br＋NaOHCH2===CH2↑＋NaBr＋H2O 　此反應發(fā)生的條件是NaOH的醇溶液，不要與水解反應的條件混淆，在框圖推斷題中容易考查此反應。 (2)乙烯的制備 CH3CH2OHH2O＋CH2===CH2↑ ?、贋榱颂岣咭掖嫉睦寐?，乙醇與濃硫酸的最佳體積之比為1∶3。 ②要控制反應時的溫度在170 ℃，若溫度低于170 ℃，會有副反應發(fā)生；若溫度過高，乙

29、醇容易被濃硫酸氧化成C、CO或CO2等，而濃硫酸被還原成SO2。 ③燒瓶中應加入少量碎瓷片，以防暴沸。 ④加熱時要使液體溫度迅速升高到170 ℃，以減少副反應的發(fā)生。 　在高中階段能發(fā)生消去反應的有機物只有醇類和鹵代烴，需熟練掌握教材中的重要代表反應，尤其是消去位置、反應條件等，消去反應是引入碳碳不飽和鍵的重要方法。 6. 水解反應 (1)酯的水解 　此反應在堿性條件下，可以完全水解，產物為高級脂肪酸鹽和醇類；而在酸性條件下，不能完全水解，產物為高級脂肪酸和醇類。注意皂化反應的限制條件。 (2)糖類水解 C12H22O11＋H2OC6H12O6＋C6H12O6 蔗糖　　　

30、　　　　　葡萄糖　　果糖 C12H22O11＋H2O2C6H12O6 麥芽糖 　 葡萄糖 (C6H10O5)n＋nH2OnC6H12O6 淀粉　　　　　　　　　　葡萄糖 (3)多肽(蛋白質水解) 　蛋白質在酸、堿或酶作用下水解，最終產物為氨基酸，水解時斷鍵的位置是肽鍵：。 7. 聚合反應 (1)制取聚乙烯、聚丙烯 nCH2===CH2CH2－CH2 　(1)(2)為加聚反應，(3)為縮聚反應?？s聚反應的產物中一般有H2O等小分子。同時含有－OH與－COOH、－NH2與－COOH或含有兩個－COOH、兩個－OH的有機物都能發(fā)生縮聚反應。

31、 一、物質的量 1. 阿伏加德羅常數的應用 (1)狀態(tài)問題：在標準狀況下，水為非氣態(tài)，SO3為固體，H3PO4、CH3COOH為固體，碳原子數大于4的烴為液體或固體，故這些非氣態(tài)的物質不能用22.4 L·mol－1來計算物質的量。 (2)特殊物質的摩爾質量：如D2O的摩爾質量為20 g·mol－1。 (3)某些物質中化學鍵的個數：如金剛石(原子個數與共價鍵的個數之比為1∶2)、白磷(原子個數與共價鍵的個數之比為2∶3)、SiO2(Si原子個數與共價鍵的個數之比為1∶4)等。 (4)氧化還原反應中轉移電子的數目：如Na2O2與H2O、CO2的反應，Al與強堿或強酸溶液的反應，C

32、u、Fe等金屬參與的氧化還原反應等。 (5)溶液中微粒數目的變化：某些微粒在水溶液中因水解等因素導致數目的變化等。 (6)物質的組成：對于由分子構成的物質，有的是單原子分子(如稀有氣體分子)，有的是雙原子分子，還有的是多原子分子，解題時注意分子的構成。 (7)微粒的種類：試題提供的情境中有多種微粒時，明確要回答的微粒種類，涉及核外電子數時，要注意根、基、離子的區(qū)別。 2. 阿伏加德羅定律 在相同溫度和壓強下，相同體積的任何氣體都含有相同數目的分子，這就是阿伏加德羅定律。阿伏加德羅定律只適用于氣體(單一或混合)，注意需在同溫同壓下才能對氣體的體積或分子數加以比較，分子數越多，其物質的量

33、也越大。注意分子數和原子數是不同的，氣體的分子數相等，其原子數不一定相等。 1. 物質的量(n)、微粒數(N)、摩爾質量(M)之間的換算 ＝n(mol)＝ 以上計算公式適用于任何條件下的任何物質，但需注意物質結構中分子數、電子數、質子數、化學鍵個數的變化以及水解導致微粒個數的變化和可逆反應中分子數的變化等。 2. 物質的量(n)、氣體體積(V)之間的換算 ＝n(mol)＝ 注意：(1)任何狀況下的任何氣體均存在一個Vm。(2)標準狀況是指0 ℃、101 kPa，Vm＝22.4 L·mol－1。(3)以上計算公式只能適用于氣體，在標準狀況下，H2O、SO3、苯、己烷等

34、都不是氣體。 3. 物質的量濃度與質量分數之間的換算 溶液中溶質的物質的量濃度與溶質的質量分數之間的換算公式為c＝，其中ρ為溶液的密度(g·cm－3)，w為溶質的質量分數，M為溶質的摩爾質量(g·mol－1)。 由上述公式可知，若已知ρ、w、M，就可以求出c，用公式法計算時要特別注意單位之間的換算。 二、氧化還原反應原理 　分析氧化還原反應類試題，一般都是從元素的化合價變化入手，由于對化合價的概念與物質的組成不熟悉，或將一些較復雜化合物中關鍵元素的化合價標錯，都會導致一系列錯誤的產生。標化合價首先應該標出熟悉元素的化合價，然后再根據化合物中各元素的正、負化合價代數和等

35、于零來求得不熟悉元素的化合價。 1. 守恒規(guī)律 得失電子總數(或化合價升降總數)相等，據此，可用于配平、計算。 2. 價態(tài)規(guī)律 元素處于最高價態(tài)時只具有氧化性；處于最低價態(tài)時只具有還原性；處于中間價態(tài)時既具有氧化性，又具有還原性?？珊営洖楦邇r氧，低價還，中價全。 3. 歸中不交規(guī)律 此規(guī)律僅用于同種元素之間。 (1)若價態(tài)相隔(即有中間價態(tài))，一般能反應，且生成中間價態(tài)，但二者的化合價不會交叉變化。如： (2)若價態(tài)相鄰，則不反應，如C～CO、CO～CO2、SO2～SO3等。 4. 先強后弱規(guī)律(反應順序) (1)一種氧化劑遇多種還原劑時，總是按還原性先強后弱的順序

36、反應。例如，把Cl2通入FeBr2溶液中，Cl2可把Fe2＋、Br－氧化，由于還原性Fe2＋>Br－，所以Cl2先氧化Fe2＋，然后才氧化Br－。若n(FeBr2)∶n(Cl2)＝1∶1，其離子方程式為2Fe2＋＋2Br－＋2Cl2===2Fe3＋＋Br2＋4Cl－。 (2)－種還原劑遇多種氧化劑時，按氧化性先強后弱的順序反應，如Fe與CuCl2～HCl混合液，Fe先與Cu2＋反應，后與H＋反應。 5. 由強變弱規(guī)律(反應方向) 氧化還原反應總是向氧化性和還原性減弱的方向進行，據此，可判斷兩物質間能否發(fā)生氧化還原反應。 1. 據金屬活動順序判斷 2. 據非金屬活動順序判斷

37、 3. 據周期表相對位置判斷 4. 據化合價高低判斷 同種元素形成的同類物質，其氧化性：高價>低價。如氧化性：Fe3＋>Fe2＋、Cu2＋>Cu＋、SO3>SO2、CO2>CO、H2SO4>H2SO3。 5. 據方程式判斷 用方程式來判斷物質的氧化性、還原性強弱，是最常用的、最重要的方法。 氧化性：氧化劑>氧化產物；還原性：還原劑>還原產物 6. 據反應程度(變價程度)判斷 (1)對于同一還原劑，用不同的氧化劑來氧化，把還原劑的化合價升高得多者，氧化性較強。如2Cu＋O2，2Cu＋S2S，則氧化性：O2>S; 2Fe＋3Cl22Cl3，Fe＋SS，則氧化性：

38、Cl2>S。 (2)對于同一氧化劑，用不同的還原劑來還原，把氧化劑的化合價降低得多者，還原性較強。如5Mg＋ (稀)===5Mg(NO3)2＋2↑＋6H2O、3Cu＋8HO3(稀)===3Cu(NO3)2＋↑＋4H2O，則還原性：Mg>Cu。 7. 據反應的難易程度判斷 如①Cu分別與濃HNO3、稀HNO3反應的速率快慢：濃HNO3>稀HNO3，所以氧化性：濃HNO3>稀HNO3。②Cu與濃H2SO4反應需加熱，Cu與稀HNO3反應不需加熱，所以氧化性：濃H2SO4<稀HNO3。③16HCl(濃)＋2KMnO4===2KCl＋2MnCl2＋8H2O＋5Cl2↑，4HCl(濃)＋MnO2M

39、nCl2＋Cl2↑＋2H2O，所以氧化性：KMnO4>MnO2。 8. 據電化學反應判斷 原電池中，還原性：負極>正極(一般情況)。電解池中，陽極上先失電子者還原性較強，陰極上先得電子者氧化性較強。 9. 據反應中能量變化判斷 如H2＋X2===2HX' ΔH1和H2＋Y2===2HY'ΔH2，若ΔH1<ΔH2，則氧化性X2>Y2，還原性X－稀HNO3，濃H2SO4>稀H2SO4。還原性：濃HCl>稀HCl(用MnO2制Cl2，鹽酸必須用濃的)。 11．溶液酸堿性的影響 溶液的酸堿性對氧化性、還原

40、性強弱亦有影響。如①氧化性：KMnO4(酸性)>KMnO4(中性)>KMnO4(堿性)。②在酸性溶液中，還原性Mg>Al，而在堿性溶液中，還原性Mg

41、短線改為等號；⑤查，依據原子守恒、電荷守恒和電子得失守恒檢查方程式是否配平。 　對于信息型氧化還原反應方程式的書寫和配平，首先找準氧化劑、還原劑及相應產物，其次使氧化劑和還原劑得失電子數相等，最后用H＋、OH－或H2O來調整反應等號兩邊的電荷數和原子數，使其相等。一般來講有H＋或OH－參與的反應中就有H2O生成。 有關氧化還原反應的計算在高考中考查的頻率較高，但難度不大，通常運用得失電子守恒來分析，要注意不要忽略物質的組成比。計算公式為氧化劑的物質的量×變價元素原子的個數×化合價的變化值＝還原劑的物質的量×變價元素原子的個數×化合價的變化值。三、離子反應 1.由于發(fā)生復分解反應，

42、離子不能大量共存 (1)有氣體產生。如CO、SO、S2－、HCO、HSO、HS－等與H＋不能大量共存。 (2)有沉淀生成。如Ba2＋、Ca2＋、Ag＋與SO、CO等不能大量共存；Mg2＋、Fe2＋、Ag＋、Al3＋、Cu2＋、Fe3＋等與OH－不能大量共存；Fe2＋與S2－、Ag＋與I－不能大量共存。 (3)有弱電解質生成。如OH－、CH3COO－、F－、ClO－、CN－、C17H35COO－、等與H＋不能大量共存；一些弱酸的酸式酸根離子不能與OH－大量共存，如HCO、HS－、HSO等；NH與OH－不能大量共存。 (4)一些容易發(fā)生水解反應的離子在溶液中存在是有條件的。如AlO、S2－

43、、CO等必須在堿性條件下才能在溶液中存在；如Fe3＋、Al3＋等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。如AlO與Al3＋、Fe3＋與CO等不能同時存在于同一溶液中，即離子間能發(fā)生“雙水解”反應。 2．由于發(fā)生氧化還原反應，離子不能大量共存 (1)具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存，如S2－、HS－、I－和Fe3＋不能大量共存。 (2)在酸性或堿性條件下由于發(fā)生氧化還原反應而不能大量共存，如SO和S2－在堿性條件下可以大量共存，但在酸性條件下由于發(fā)生反應2S2－＋SO＋6H＋===3S↓＋3H2O而不能大量共存；H＋與S2O不能大量共存。 3．在溶液中由于發(fā)生絡合反應而不

44、能大量共存 如Fe3＋與SCN－不能大量共存；Fe3＋與不能大量共存。 4．因題中給出的限定條件而不能共存 (1)酸性溶液、堿性溶液、加入鋁粉后生成氣體的溶液、由水電離出的c(H＋)或c(OH－)為1×10－10 mol·L－1的溶液等。 (2)有色離子：MnO、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋等。 (3)MnO、NO等在酸性條件下具有強氧化性。 　離子大量共存涉及的知識面相當廣泛，但關鍵點是只要離子之間能發(fā)生反應，就不能大量共存；離子大量共存常用于離子推斷和檢驗。 1. 若是多離子參與的復分解反應，可用“少定多變法”來書寫 “少定”，即量少的反應物，若其陰、陽離子都參與反應，

45、它們反應的個數之比按化學式的比例確定；“多變”即過量的反應物，其化學計量數根據反應的需要確定，不受化學式中的比例制約，是可變的。例如：向Ca(HCO3)2溶液中加入NaOH溶液，其中Ca(HCO3)2中的Ca2＋和HCO都參與反應，若Ca(HCO3)2少量，則Ca2＋與HCO的比例是固定的，必以1∶2的比例(即化學式的比例)反應，然后再確定中和2個HCO需2個OH－，則可寫出：Ca2＋＋2HCO＋2OH－===CaCO3↓＋2H2O＋CO；若Ca(HCO3)2過量，則反應為Ca2＋＋HCO＋OH－===CaCO3↓＋H2O。 滴加順序不同，實際上也是量多量少的問題，仍可用上述方法分析。 如

46、在NaHSO4溶液中滴入少量Ba(OH)2溶液，Ba(OH)2少量，Ba2＋、OH－必按化學式中的比例(1∶2)參與反應，所以其離子方程式為Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O。 若在Ba(OH)2溶液中滴入少量NaHSO4溶液，H＋、SO必按其化學式中的比例(1∶1)參與反應，所以其離子方程式為Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O。 2. 多步反應涉及的“量” 此類題常以能多步變化的物質為關注點，根據另一反應物的量推測其反應到哪個程度。 例如：向AlCl3溶液中滴入NaOH溶液，其過程可表示為Al3＋Al(OH)3AlO。 若堿不足，其離子

47、方程式為Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓； 若堿過量，其離子方程式為Al3＋＋4OH－===AlO＋2H2O。 若Al3＋有2 mol，OH－有7 mol，則其離子方程式為2Al3＋＋7OH－===Al(OH)3↓＋AlO＋2H2O。 3. 氧化還原反應涉及的“量” 如向FeBr2溶液中通入Cl2，Cl2先與Fe2＋反應，再與Br－反應。 當≤時，其離子方程式為2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－； 當≥時，反應的離子方程式為2Fe2＋＋4Br－＋3Cl2===2Fe3＋＋2Br2＋6Cl－； 當<<時，Fe2＋全部被氧化，Br－部分被氧化，當n(FeBr

48、2)＝n(Cl2)時，反應的離子方程式為2Fe2＋＋2Br－＋2Cl2===2Fe3＋＋Br2＋4Cl－。 4. 與“量”有關的幾點注意 (1)Mg(HCO3)2溶液與過量的NaOH溶液反應，不可忽視Mg(OH)2比MgCO3更難溶、更穩(wěn)定，所以生成Mg(OH)2，而不是MgCO3。 (2)NH4HCO3與少量NaOH溶液反應，不可忽視OH－先與HCO反應，再與NH反應生成堿(NH3·H2O)。 (3)少量CO2與AlO、Na2SiO3反應時生成CO，而與苯酚鈉反應生成HCO。 1. 合事實：離子反應要符合客觀事實，不可臆造產物及反應。 2. 式正確：化學式與離子的使

49、用正確合理。 3. 號實際：“===”、“”、“―→”、“↑”、“↓”等符號符合實際。 4. 兩守恒：兩邊原子數、電荷數必須守恒(氧化還原型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)。 5. 明類型：分清類型，注意少量、過量等。 6. 細檢查：結合下面書寫離子方程式過程中易出現的錯誤，細心檢查。 (1)違背客觀事實。如Fe2O3與氫碘酸反應：Fe2O3＋6H＋===2Fe3＋＋3H2O。錯因：忽視了Fe3＋能與I－發(fā)生氧化還原反應。 (2)違反質量守恒、電荷守恒或得失電子數目守恒。如向FeCl2溶液中通入Cl2：Fe2＋＋Cl2===Fe3＋＋2Cl－。錯因：

50、得失電子數目不相等，兩邊電荷不守恒。 (3)混淆化學式(分子式)和離子的書寫形式。如向NaOH溶液中通入HI：OH－＋HI===H2O＋I－。錯因：誤認為HI是弱酸。 (4)忽視一種物質中陰、陽離子的配比。如向H2SO4溶液中加入Ba(OH)2溶液：Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO===BaSO4↓＋H2O。正確：Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO===BaSO4↓＋2H2O。 (5)“===”、“”、“↑”、“↓”等符號運用不當。如Al3＋的水解：Al3＋＋3H2O===Al(OH)3↓＋3H＋。 注意：鹽類的水解一般是可逆的，要用“?，并且生成Al(OH)3的量少，故不能標沉淀符號。

51、 　離子方程式的書寫與正誤判斷一般是將教材中的重要反應進行拓展，解答時要注意反應物量的變化、反應順序變化、如何拆分、電荷是否守恒、離子方程式與事實是否相符、所用的連接符號和狀態(tài)符號是否正確及氧化還原型離子方程式得失電子總數是否守恒等。 四、熱化學反應方程式 1. 檢查是否標明聚集狀態(tài)：固(s)、液(l)、氣(g)。 2. 檢查ΔH的“＋”、“－”是否與吸熱、放熱一致(吸熱反應為“＋”，放熱反應為“－”)。 3. 檢查ΔH的數值是否與反應物或生成物的物質的量相匹配(成比例)。 ?、僖⒚鞣磻獪囟群蛪簭姡舴磻?98 K、1.013×105 Pa下進行，可不予注明。 ②要注明反

52、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。 ③ΔH的數值與化學計量數有關，注意不要弄錯。一定要標明“＋”、“－”和單位。 ④一定要區(qū)別“反應熱”、“中和熱”和“燃燒熱”等概念的異同。 1. 根據反應熱概念進行計算 根據概念進行反應熱計算時常涉及如下知識點：一是題目給出反應過程中熱量變化的曲線，計算相應反應熱，即ΔH＝生成物的總能量－反應物的總能量，此法得出的ΔH要保留“＋”、“－”及單位；二是根據燃燒熱計算，這類計算要緊扣反應物為“1 mol”、生成物為穩(wěn)定氧化物來確定；三是根據中和熱計算，這類計算強調強酸、強堿反應生成1 mol H2O時釋放出的熱量，其

53、中和熱為定值，即ΔH＝－57.3 kJ·mol－1，實際產生的熱量與溶液酸性或堿性的強弱、溶液狀態(tài)、提供H＋和OH－的量都有關。 2. 根據熱化學方程式進行計算 根據已知的熱化學方程式按比例進行計算，反應熱數值的大小與反應物、生成物的種類有關，與反應物物質的量的多少有關，與反應物和生成物的聚集狀態(tài)有關，與反應時的外界條件有關，以及還與可逆反應中轉化率的大小等有關，解題時要注意這些因素的影響。 3. 根據鍵能進行計算 反應熱的數值可用鍵能進行估算，通常反應熱等于反應物分子的鍵能之和與生成物分子的鍵能之和的差值，即ΔH＝E(反應物)－E(生成物)。必須注意這種計算只適用于反應物和生成物

54、都是氣態(tài)物質的反應，這是由鍵能的定義決定的。反應中如果有液態(tài)或固態(tài)物質參加，要考慮固態(tài)變成氣態(tài)時的能量變化或液態(tài)變成氣態(tài)時的能量變化。 4. 根據蓋斯定律進行計算 利用蓋斯定律解題時首先確定目標反應(即要求的熱化學方程式)，然后比較目標反應與已知反應的差別，看一看應該消去哪些物質、需要乘的倍數，最后已知反應間通過相加或相減的方式得到目標反應，同時ΔH也按相同的方式進行計算。 　利用鍵能進行反應熱計算時要注意晶體結構中化學鍵的情況，如1 mol P4含有6 mol P—P鍵、1 mol晶體硅含有2 mol Si—Si鍵、1 mol石墨晶體中含有1.5 mol C—C鍵、1 mol金剛石含有

55、2 mol C—C鍵、1 mol SiO2含有4 mol Si—O鍵等。 五、物質結構和元素周期律 1. 公式：質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N) 2. 同種原子的微粒數目關系：核電荷數＝質子數＝核外電子數＝原子序數 陽離子：核電荷數＝質子數＝離子核外電子數＋離子所帶的電荷數 陰離子：核電荷數＝質子數＝離子核外電子數－離子所帶的電荷數 　對于公式質量數(A)＝質子數(Z)＋中子數(N)，無論是原子還是離子，該公式均適應。原子可用X表示，質量數A寫在原子的左上角，質子數Z寫在原子的左下角，上下兩數值的差值即為中子數。原子的右上角、右下角和正上方均可出現標注，注意不同位置標注

56、的含義不同。對于離子而言，右上角為離子的電性和電荷數，寫作n±，右下角為微粒中所含X原子的個數，正上方標注的是化合價，寫作±n，注意與電荷的標注進行正確區(qū)分，如由氧元素的一種核素形成的過氧根離子可寫成8。 1. 第1、2、3周期為短周期，第4、5、6周期為長周期，第7周期為不完全周期，新發(fā)現的元素都在第7周期中。周期表中包含7個主族、7個副族、1個零族、1個Ⅷ族，共18個縱行。 2. 周期序數等于元素的電子層數，主族序數等于元素的最外層電子數，同周期元素的電子層數相等，同主族元素的最外層電子數相等。 3. 第2、3周期中同族元素的核電荷數相差8，第3、4周期中同主族元素的核電荷數相差

57、18(ⅠA、ⅡA族除外)。 4. 金屬元素最外層電子數一般小于3，但有些金屬元素最外層電子數可以達到6。 5. 最高正價＋|最低負價|＝8。 　掌握元素周期表中各族的排列順序，結合惰性氣體的原子序數，可以推斷任意一種元素在周期表中的位置。記住各周期中的元素種類數，可以快速確定惰性氣體的原子序數。各周期中元素的個數依次為2、8、8、18、18、32、32(假如第7周期排滿)，則惰性氣體的原子序數依次為2、10(2＋8)、18(10＋8)、36(18＋18)、54(36＋18)、86(54＋32)、118(86＋32)，再根據稀有氣體的原子序數即可得出所推斷的元素。 五種符號 　

58、由于離子化合物由陰、陽離子構成，共價化合物由原子構成，因此備考復習時弄清原子和陰、陽離子電子式的書寫是關鍵，簡單陽離子的電子式與化學式相同，如Ca2＋；陰離子和復雜陽離子的電子式必須帶“[ ]”并且需標明所帶的電荷數，如。 1. 同周期、同主族元素性質的遞變規(guī)律 性質 同周期(從左→右) 同主族(從上→下) 原子半徑 逐漸減小 (零族除外) 逐漸增大 電子層結構 電子層數相同，最外層電子數遞增 電子層數遞增， 最外層電子數相同 失電子能力 (得電子能力) 逐漸減小(逐漸增大) 逐漸增大(逐漸減小) 金屬性(非金屬性) 逐漸減弱(逐漸增強) 逐漸增強

59、(逐漸減弱) 元素的主要化合價 最高正價＋1→＋7(ⅠA→ⅦA) 最高正價＝族序數(O、F除外) 還原性與氧化性 還原性減弱， 氧化性增強 還原性增強， 氧化性減弱 非金屬氣態(tài)氫化物 的穩(wěn)定性 穩(wěn)定性由弱到強 穩(wěn)定性由強到弱 2.粒子半徑大小比較規(guī)律 (1)同周期元素的原子或最高價陽離子的半徑從左至右逐漸減小(稀有氣體元素除外)，如Na>Mg>Al>Si，Na＋>Mg2＋>Al3＋。 (2)同主族元素的原子或離子半徑從上到下逐漸增大，如Li

60、括陰、陽離子)半徑隨核電荷數的增大而減小。如Na＋、Mg2＋、Al3＋、F－、O2－的離子半徑由大到小的順序為O2－>F－>Na＋>Mg2＋>Al3＋(上一周期元素形成的陰離子與下一周期元素形成的陽離子有此規(guī)律)，可歸納為核外電子層排布相同的離子，核電荷數大的離子半徑反而小。 (4)電子數和核電荷數都不同的，一般可通過一種參照物進行比較。如比較Al3＋與S2－的半徑大小，可找出O2－作參照物，因Al3＋

61、－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋ 二核10電子 HF OH－ 三核10電子 H2O NH 四核10電子 NH3 H3O＋ 五核10電子 CH4 NH (2)“18電子”微粒 分子 離子 一核18電子 Ar K＋、Ca2＋、Cl－、S2－ 二核18電子 F2、HCl O、HS－ 三核18電子 H2S － 四核18電子 PH3、H2O2、NH2F － 五核18電子 SiH4、CH3F、NH2OH － 六核18電子 N2H4、CH3OH － 其他微粒 C2H6、CH3NH2 N2H、N2H

62、　由10電子微粒中的CH4、NH3、H2O、HF分別失去一個H剩余的－CH3、－NH2、－OH、－F為9電子微粒，兩兩組合得到的物質如CH3CH3、CH3OH、H2O2、N2H4、F2等則為18電子微粒。 1. 原子結構與性質 (1)核外電子排布式：前四能層電子填充順序為1s2s2p3s3p4s3d4p，其中需要考慮洪特規(guī)則特例的電子排布式只有Cr和Cu(前四周期)，電子先進入4s能級，再進入3d能級，但書寫電子排布式時先寫3d能級，后寫4s能級(即同一能層的寫在一起)，反應中先失去4s能級上的電子，再失去3d能級上的電子。 　注意核外電子排布式、簡化的核外電子排布式、價電子排布式、

63、外圍電子排布式的書寫，以24號元素Cr為例，其分別為1s22s22p63s23p63d54s1、[Ar]3d54s1、3d54s1、3d54s1。 (2)電離能大小比較。①第一電離能：同周期元素從左往右，半徑減小，金屬性減弱，非金屬性增強，第一電離能逐漸增大，但稍有起伏(半充滿、全充滿結構穩(wěn)定)。同族元素從上到下，金屬性逐漸增強，電離能減小。②逐級電離能：原子的逐級電離能越來越大。③金屬元素原子的電離能與能層的關系：當電離能突然變大時說明電子的能層發(fā)生了變化，即同一能層中電離能相近，不同能層中電離能有很大的差距。 (3)電負性大小比較：①同周期元素自左到右，電負性逐漸增大，同主族元素自上而

64、下，電負性逐漸減小。②金屬元素的電負性越小，金屬元素越活潑；非金屬元素的電負性越大，非金屬元素越活潑。③電負性最大的元素是F，最小的是Cs。④對角線規(guī)則：在元素周期表中，某些主族元素與右下方的主族元素的電負性接近，有些性質相似，被稱為“對角線規(guī)則”。 　金屬的電負性一般小于1.8，非金屬的電負性一般大于1.8，電負性在1.8左右的元素既有金屬性，又有非金屬性，可稱之為類金屬。 2. 分子結構與性質 (1)價層電子對數與分子空間構型 成鍵電 子對數 孤電子 對數 分子 類型 分子空 間構型 實例 2 0 AB2 直線形 BeCl2, CO2, HgCl2 3

65、 0 AB3 平面三角形 BF3, BCl3, SO3, CO， NO 2 1 AB2 V形 SO2, SnCl2, NO 4 0 AB4 正四面體形 CH4, CCl4, NH， SO， PO 3 1 AB3 三角錐形 NH3, NF3, SO 2 2 AB2 V形 H2O, SCl2 價層電子對數的計算方法，首先計算出分子中所有原子的價電子總數，若是共價型粒子，必須從該總數中扣除失去電子的數目或獲得電子的數目，然后總數除以8，遇到中心原子與氫原子結合時，則此總數除以2，所得的商為中心原子最外層成鍵電子對數，如果有余數，則此余數除以2，

66、所得結果為中心原子上的孤電子對數，如果余數為奇數，則余下的一個單電子也看作一對孤對電子。 (2) ABm型分子雜化類型的判斷 ①公式：先根據價層電子對互斥理論計算出價層電子對的數目n。 ②根據n值判斷雜化類型：①n＝2，sp雜化；②n＝3，sp2雜化；③n＝4，sp3雜化。 (3)氫鍵：氫鍵是與電負性很強的原子(如N、O、F等)形成共價鍵的H原子和另外一個電負性很強的原子之間的靜電作用。氫鍵通常用X－H…Y(X、Y表示電負性很強的原子)表示，“－”表示共價鍵，“…”表示氫鍵。氫鍵介于化學鍵和范德華力之間，是較強的分子間作用力。氫鍵可以存在于分子間，也可存在于分子內，分子間氫鍵的形成能使某些物質的熔沸點升高。 3. 晶體結構與性質 (1)金屬晶體中原子的堆積模型 (2)常見幾種晶胞的結構 4. 物質熔、沸點的比較規(guī)律 (1)由晶體結構來確定：首先分析物質所屬的晶體類型，其次抓住決定同一類晶體熔沸點高低的決定因素。 ①一般規(guī)律：原子晶體>離子晶體>分子晶體，如SiO2>NaCl>CO2(干冰)。 ②同屬原子晶體，一般鍵長越短，鍵能越大，共價鍵越牢固