6
水中溶解的部分是完全电离的，故是强电解质。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分电离，故归为弱电解质。
②电解质溶液的导电能力的强弱只与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数有关，而与电解质的强弱 没有必然 的联系。例如：一定浓度的弱酸溶液的导电能力也可能比较稀的强酸溶液强。
③强电解质包括：强酸(如HCl、HN03、H2S04)、强碱(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)、大多数盐(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)和活泼金属氧化物。
④弱电解质包括：弱酸(如H3PO4 、CH3COOH)、弱碱(如NH3·H20)和水。 7、离子方程式的书写
第一步：写 写出正确的化学方程式 例如:CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2
2＋2－2＋－2＋－
第二步：拆 把易溶于水的强电解质拆成离子形式 Cu＋SO4＋Ba＋2Cl＝BaSO4↓＋Cu＋2Cl
2+2－
第三步：删 删去两边不参加反应的离子 Ba + SO4 = BaSO4↓ 第四步：查 检查（质量守恒、电荷守恒） ※离子方程式的书写注意事项:
（1）必须是水溶液中的离子反应才有离子方程式。例如.固体间的反应，即使是电解质，也不是离子反应，也就没有离子方程式 如：2NH4Cl（固）＋Ca(OH)2（固）=CaCl2＋2H2O＋2NH3↑ （2）浓H2SO4作为反应物和固体反应时，浓H2SO4写成化学式。
（3）微溶物作为反应物时,若为澄清溶液，写成离子；处于浊液或固体时写成化学式。微溶物作为生成物时一律写化学式 如条件是澄清石灰水，则应拆成离子；若是石灰乳或浑浊石灰水则不能拆，写成化学式。 8、离子共存问题
凡是能发生反应的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存） 一般规律是：1、生成难溶或微溶性盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐）；
+--2--2、与H不能大量共存的离子： OH和CH3COO、CO3等弱酸根离子和HCO3等弱酸的酸式酸根离子 -+-2+
3、与OH不能大量共存的离子有： NH4和HCO3等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：Cu、3+3+2+2+
Al、Fe、Fe、Mg等等）
3+2--2-4、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存： 常见还原性较强的离子（Fe、S、I、SO3）与 氧
3+--2-化性较强的离子（Fe、ClO、MnO4、Cr2O7） 四、氧化还原反应
①、氧化还原反应的判断依据-----有元素化合价变化
失电子总数=化合价升高总数==得电子总数==化合价降低总数。 ②、氧化还原反应的实质------电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移 ③、氧化剂和还原剂(反应物)
氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质----氧化性----被还原----发生还原反应---还原产物 还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质----还原性----被氧化----发生氧化反应—氧化产物 ④、常见的氧化剂与还原剂
a、常见的氧化剂 (1) 活泼的非金属单质：O2、Cl2、Br2 (2) 含高价金属阳离子的化合物：FeCl3 (3) 含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4 、HNO3、KMnO4、MnO2
b、常见的还原剂： (1) 活泼金属：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn (按金属活动性顺序，还原性递减) (2) 含低价金属阳离子的化合物：Fe (3) 某些非金属单质：C、H2 (4) 含有较低化合价元素的化合物：HCl 、H2S、HI、KI ⑤、氧化还原反应中电子转移的表示方法
(1) 双线桥法：表示电子得失结果 (2) 单线桥法：表示电子转移情况
6
2＋
7
⑥、判断氧化剂或还原剂强弱的依据 i. 根据方程式判断（简称：前 > 后） 氧化性：氧化剂>氧化产物 还原性：还原剂>还原产物 ii． 根据反应条件判断
当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件的难易来进行判断，如： 4HCl（浓）+MnO2
MnCl2+2H2O+Cl2↑ 16HCl（浓）+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑
易知氧化性：KMnO4>MnO2。（反应条件越高，性质越弱）
iii. 由氧化产物的价态高价来判断 当含变价元素的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可由氧化产物相关元素价态的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。如： 2Fe+3Cl2
2FeCl3 Fe+S
FeS
可知氧化性：Cl2>S。（生成价态越高，性质越强） iv. 根据元素周期表判断
（a）同主族元素（从上到下）：非金属原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强；金属原子（或单质）还原性逐渐增强，对应阳离子氧化性逐渐减弱。
（b）同周期元素（从左到右）：原子或单质还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱。 ⑦、氧化还原方程式的配平
(a)配平依据：在氧化还原反应中，得失电子总数相等或化合价升降总数相等。 (b)配平步骤：“一标、二找、三定、四配、五查”，即标好价，找变化，定总数，配系数、再检查。”
第三章金属及其化合物
一、金属的物理通性：
常温下，金属一般为银白色晶体（汞常温下为液体），具有良好的导电性、导热性、延展性。
二、金属的化学性质：
多数金属的化学性质比较活泼，具有较强的还原性，在自然界多数以化合态形式存在。 物质 保存 化性 与 O2 Na 煤油（或石蜡油）中 常温下氧化成Na2O： 4Na + O2 = 2Na2O 点燃生成Na2O2 2Na + 点燃O2 == Na2O2 Al 直接在试剂瓶中即可 常温下生成致密氧化膜： 4Al + 3O2 = 2Al2O3 致密氧化膜使铝耐腐蚀。 纯氧中可燃，生成氧化铝： 点燃 4Al + 3O2 == 2Al2O3 点燃 2AlCl3 2Al+3Cl2 == Fe 直接在试剂瓶中 潮湿空气中易受腐蚀： 铁锈：主要成分Fe2O3 纯氧中点燃生成： 点燃 3Fe+2O2 == Fe3O4 与Cl2 与S 2Na+Cl2 == 2NaCl 点燃 常温下即可反应： 2Na + S = Na2S 常温与冷水剧烈反应： 2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 2Fe+3Cl2== 2FeCl3 点燃 加热时才能反应： 2Al + 3S == △Al 2S3 去膜后与热水反应： 2Al+6H2O==2Al(OH)3↓+3H2↑ △ 加热只能生成亚铁盐： Fe + S == FeS △ 常温下纯铁不与水反应。 加热时才与水蒸气反应： 3Fe+4H2O(g) == Fe3O△ 4+4H2 与水 7
8 与 酸溶 液 与 碱 溶 液 与 盐 溶 液 与 氧 化 物 2Na+2HCl=2NaCl+H2↑ 2Al+6HCl==2AlCl3+ 3H2↑ Fe+2HCl=FeCl2+H2↑ --------------------- 置换出较不活泼的金属单质 --------------------- --------------------- 2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑ 与硫酸铜溶液： 2Na+2H2O+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑ ---------------------- 置换出较不活泼的金属单质 镁条引燃时铝热反应： 2Al+Fe2O3==Al2O3+2Fe 点燃 金属活泼性逐渐减弱 三、金属化合物的性质： 1、氧化物 性质 Na2O 碱性氧化物 Na2O2 非碱性氧化物 淡黄色固体 2Na2O2+2H2O=4NaOH +O2↑ 2Na2O2+4HCl=4NaCl+ 2H2O+O2↑ ---------------- Al2O3 两性氧化物 白色固体 ---------------- Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O Fe2O3 碱性氧化物 赤红色固体 ---------------- Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O （溶液黄色） --------------- --------------- 颜色状态 白色固体 与水反应 Na2O+H2O=2NaOH 与酸溶液 Na2O+2HCl=2NaCl+H2O（溶液无色） 与碱溶液 ---------------- 其他 Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 ---------------- 2、氢氧化物 化性 属性 NaOH 碱性氢氧化物 Al(OH)3 两性氢氧化物 Al(OH)3+3HCl= AlCl3+3H2O Fe(OH)2 碱性氢氧化物 Fe(OH)2+2HCl= FeCl2+2H2O Fe(OH)3 碱性氢氧化物 Fe(OH)3+3HCl= FeCl3+3H2O 与酸溶液 NaOH+HCl=NaCl+H2O 与碱溶液 ---------------- Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O ---------------- ---------------- △ △ 稳定性 稳定 2Al(OH)3==Al2O3+3H2O 4Fe(OH)2+O2+2H2O= 4Fe(OH)3 亚铁盐溶液与氢氧2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O 铁盐溶液滴加氢氧化钠制备 3、盐 溶解度 溶液碱性 与酸 与碱 稳定性 金属钠与水即可 铝盐溶液与过量浓氨水 化钠溶液（液面下） 溶液 Na2CO3（俗名：纯碱、苏打） 较大 使酚酞变红，溶液呈碱性。 反应迅速Na2CO3+2HCl=2NaCl+2H2O+CO2↑ -------------------------------- 稳定，加热不分解。 8 NaHCO3（俗名：小苏打） 较小 使酚酞变淡粉色，溶液呈较弱的碱性。 反应更迅速NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2↑ NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O 固体NaHCO3 2NaHCO3 == Na2CO3+H2O+CO2↑ △ 9 相互转化 Na2CO3溶液中通入大量CO2 Na2CO3+H2O+CO2 = 2NaHCO3 其他 用途 颜色 浅绿色 FeCl2 固体NaHCO3 ：2NaHCO3 == Na2CO3+H2O+CO2↑ △ 溶液中：Na2CO3+Ca(OH)2 = 2NaOH+CaCO3↓ 溶液中：NaHCO3+Ca(OH)2 = NaOH+CaCO3↓+H2O 工业原料等 中和胃酸、制糕点等 FeCl3 黄色 FeCl3+3NaOH= Fe(OH)3↓+3NaCl 2FeCl3+Fe = 3FeCl2 2FeBr3+Fe = 3FeBr2 遇KSCN显血红色 印刷线路板等 与碱溶液 FeCl2+2NaOH = Fe(OH)2↓+2NaCl 相互转化 2FeCl2+Cl2 = 2FeCl3 2FeBr2+Br2 = 2FeBr3 检验 用途 遇KSCN不显血红色，加入氯水后显红色 净水剂等 四、金属及其化合物之间的相互转化
1、铝及其重要化合物之间的转化关系，写出相应的化学反应方程式。⑩NaAlO2+HCl+H2O=Al(OH)3↓+NaCl
2、铁及其重要化合物之间的转化关系，写出相应的化学反应方程式。
3、钠及其化合物之间的相互转化，写出相应的化学反应方程式。
第四章 非金属及其化合物
一、本章知识结构框架
9
10
二、本章知识结构梳理 (一) 硅及其化合物 1、二氧化硅和二氧化碳比较
类别 熔沸点 与水反应方程式 与酸反应方程式 与烧碱反应方程式 与CaO反应方程式 存在状态 二氧化硅SiO2 酸性氧化物 高 不反应 SiO2 + 4HF==SiF4↑+2H2O SiO2+2NaOH == Na2SiO3+H2O SiO2+CaO高温 二氧化碳CO2 _酸性氧化物 低 CO2+H2O H2CO3 不反应 2NaOH+CO2==Na2CO3+H2O CaO+CO2==CaCO3 人和动物排放 CaSiO3 水晶、玛瑙、石英、硅石、沙子 2、硅以及硅的化合物的用途 物质 硅单质 SiO2 (二) 氯
1、液氯、新制的氯水和久置的氯水比较
分类 颜色 成分 性质
用途 半导体材料、光电池（计算器、人造卫星、登月车、探测器） 饰物、仪器、光导纤维、玻璃 液氯 纯净物 黄绿色 Cl2 氧化性 新制氯水 混合物 黄绿色 Cl2、H2O、HClO、H、Cl、ClO、OH 氧化性、酸性、漂白性 10
＋―――＋久置氯水 混合物 无色 H、Cl、H2O、OH 酸性 ――2、氯气的性质
相关推荐：
loading