高中化学知识教程（完整增强版）

第一章 物质分类与化学用语

1.1 物质的分类

物质可以从多个角度进行分类，掌握分类体系是学习化学的基础。化学物质种类繁多，按照不同的标准可以建立多种分类体系。

按组成分类（树状分类法）

• 纯净物：由同种物质组成，有固定的组成和性质
  • 单质：由同种元素组成的纯净物（金属单质Fe、Cu、Na；非金属单质O₂、N₂、C、S、P）
  • 化合物：由不同元素组成的纯净物
  • 氧化物：由两种元素组成，其中一种是氧元素（酸性氧化物如CO₂、SO₃；碱性氧化物如Na₂O、CaO；两性氧化物如Al₂O₃；不成盐氧化物如CO、NO）
  • 酸：电离时阳离子全部是H⁺的化合物（含氧酸如H₂SO₄、HNO₃；无氧酸如HCl、H₂S；一元酸如HCl、HNO₃；二元酸如H₂SO₄、H₂CO₃；多元酸如H₃PO₄）
  • 碱：电离时阴离子全部是OH⁻的化合物（强碱如NaOH、KOH、Ba(OH)₂、Ca(OH)₂；弱碱如NH₃·H₂O、Fe(OH)₃、Cu(OH)₂）
  • 盐：由金属阳离子（或铵根）和酸根离子组成（正盐如NaCl、Na₂SO₄；酸式盐如NaHCO₃、NaHSO₄；碱式盐如Cu₂(OH)₂CO₃）
• 混合物：由两种或多种物质混合而成，没有固定组成
  • 溶液（均一稳定）：如NaCl溶液、盐酸、稀硫酸
  • 胶体（均一较稳定）：如Fe(OH)₃胶体、淀粉溶液、豆浆
  • 浊液（不均一不稳定）：悬浊液（泥浆）、乳浊液（油水混合物）
  • 其他混合物：空气、合金、石油、煤、天然纤维

分散系的分类

核心要点：

胶体与溶液的本质区别是分散质粒子大小不同。胶体具有丁达尔效应（当光线通过胶体时，出现光亮的通路），这是区分胶体和溶液的常用方法。胶体的其他性质包括：

•

布朗运动：

胶粒做不停的、无秩序的运动

•

电泳：

胶粒带电，在电场作用下发生定向移动（Fe(OH)₃胶粒带正电荷）

•

聚沉：

加入电解质、加热、加入带相反电荷的胶体可使胶体聚沉

•

应用：

明矾净水、制豆腐、三角洲形成、高压静电除尘

胶体的制备方法

胶体的净化——渗析

利用半透膜可以分离胶体和溶液。将含有电解质的胶体装入半透膜袋，浸入蒸馏水中，小分子和离子能透过半透膜扩散出去，胶粒不能透过，从而达到净化胶体的目的。

交叉分类法

同一种物质可以从不同角度分类。例如：

• Na₂CO₃：钠盐、碳酸盐、正盐、可溶性盐
• NaHCO₃：钠盐、碳酸氢盐、酸式盐、可溶性盐
• CO₂：氧化物、酸性氧化物、非金属氧化物、气态氧化物

1.2 常用化学用语

元素符号

元素符号表示一种元素，也表示该元素的一个原子。书写规则：第一个字母大写，第二个字母小写。如 Fe 表示铁元素或一个铁原子；N 表示氮元素或一个氮原子。

常见元素化合价

常见原子团

化学式的分类

• 分子式：表示分子中各原子的种类和数目，如 H₂O、CO₂、C₆H₁₂O₆
• 最简式（实验式）：表示化合物中各元素原子个数的最简整数比，如葡萄糖的最简式为CH₂O
• 结构式：用短线表示共价键，展示分子的原子连接方式
• 结构简式：省略部分键，突出官能团，如乙醇CH₃CH₂OH、乙酸CH₃COOH
• 电子式：用点或小叉表示最外层电子
• 球棍模型：用小球代表原子，小棍代表化学键
• 比例模型（空间充填模型）：按原子大小和键长比例表示

电子式的书写规则

• 原子的电子式：用点或叉表示最外层电子，如 ·Mg·（2个点）、·Cl·（7个点）
• 阳离子的电子式：直接用离子符号，如 Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺（铵根NH₄⁺例外，需写出电子）
• 阴离子的电子式：标出最外层电子，加方括号和电荷，如 [ :Cl: ]⁻、[ :O: ]²⁻
• 共价化合物的电子式：用共用电子对表示，如 H:O:H（H₂O）

⚠️ 易错点：

• Na₂O₂ 的电子式中 O₂²⁻ 要写成 [ :O:O: ]²⁻（两个氧原子之间共用一对电子）

• NH₄Cl 中 NH₄⁺ 的氮原子有8个电子（4对共用电子），需写方括号

• 不能混淆"电子式"与"结构式"

• CaC₂的电子式：Ca²⁺[:C≡C:]²⁻（C₂²⁻中有三键）

化学方程式

用化学式表示化学反应的式子。书写时需注意：

1. 必须遵循质量守恒定律（原子数目左右相等）
2. 标注反应条件（加热Δ、催化剂、点燃、高温、高压等）
3. 生成物中如有沉淀标注"↓"，气体标注"↑"（反应物中已有气体则不标↑）
4. 可逆反应使用 ⇌ 符号（不用等号）
5. 热化学方程式需标注物质状态和ΔH

2H₂ + O₂ →点燃 2H₂O

2KClO₃ →MnO₂,Δ 2KCl + 3O₂↑

N₂ + 3H₂ ⇌高温高压,催化剂 2NH₃

电离方程式

• 强电解质完全电离，用"="：NaCl = Na⁺ + Cl⁻
• 弱电解质部分电离，用"⇌"：CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺
• 多元弱酸分步电离：H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻；HCO₃⁻ ⇌ H⁺ + CO₃²⁻
• 多元强酸一步电离：H₂SO₄ = 2H⁺ + SO₄²⁻
• NaHSO₄ 在水中：NaHSO₄ = Na⁺ + H⁺ + SO₄²⁻（完全电离）
• NaHSO₄ 在熔融态：NaHSO₄ = Na⁺ + HSO₄⁻（熔融态H⁺不电离）
• NaHCO₃ 在水中：NaHCO₃ = Na⁺ + HCO₃⁻（HCO₃⁻是弱酸根，不完全电离）

1.3 物质的变化

物理变化与化学变化

类型	定义	特征	实例
物理变化	没有新物质生成	分子不变，只改变状态或形态	蒸发、升华、溶解、萃取、分馏
化学变化	有新物质生成	分子改变，原子重新组合	燃烧、腐蚀、分解、电解

⚠️ 易混淆的变化：

•

化学变化：

蛋白质的变性、橡胶老化、食物腐败、钢铁生锈、光合作用、呼吸作用、煤的干馏、石油裂化、风化、炭化

•

物理变化：

蛋白质的盐析、蒸馏、萃取、分馏、活性炭吸附、焰色反应、潮解、升华

•

特殊：

同素异形体转化（如石墨→金刚石）是化学变化；NH₄Cl"升华"实际是分解再化合（化学变化）

化学反应的分类

分类标准	类型
按反应物和生成物种类	化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应
按有无电子转移	氧化还原反应、非氧化还原反应
按反应进行程度	可逆反应、不可逆反应
按热效应	放热反应、吸热反应
按反应粒子	离子反应、分子反应

第二章 原子结构与元素周期律

2.1 原子结构

原子的组成

粒子	电荷	质量(相对)	位置	符号
质子	+1（+1.6×10⁻¹⁹ C）	1.007	原子核内	p 或 ¹₁H
中子	0	1.008	原子核内	n 或 ¹₀n
电子	-1（-1.6×10⁻¹⁹ C）	1/1836	核外	e⁻ 或 ⁰₋₁e

基本关系：

• 质子数(Z) = 核电荷数 = 核外电子数（原子呈电中性）

• 质量数(A) = 质子数(Z) + 中子数(N)

• 阳离子：质子数 > 核外电子数，电子数 = 质子数 - 电荷数

• 阴离子：质子数 < 核外电子数，电子数 = 质子数 + 电荷数

• 元素的种类由质子数决定；同种元素的不同核素由中子数区分

核外电子排布规律

• 每层最多容纳 2n² 个电子（n为电子层数）：K层最多2、L层最多8、M层最多18、N层最多32
• 最外层不超过 8 个电子（K层最多2个）
• 次外层不超过 18 个电子（当最外层为第三层时）
• 倒数第三层不超过 32 个电子
• 电子优先填充能量低的内层（构造原理）

前20号元素原子结构示意图

H(1): (+1)1

He(2): (+2)2

Li(3): (+3)2,1 Be(4): (+4)2,2 B(5): (+5)2,3 C(6): (+6)2,4

N(7): (+7)2,5 O(8): (+8)2,6 F(9): (+9)2,7 Ne(10): (+10)2,8

Na(11): (+11)2,8,1 Mg(12): (+12)2,8,2 Al(13): (+13)2,8,3 Si(14): (+14)2,8,4

P(15): (+15)2,8,5 S(16): (+16)2,8,6 Cl(17): (+17)2,8,7 Ar(18): (+18)2,8,8

K(19): (+19)2,8,8,1 Ca(20): (+20)2,8,8,2

电子层、能级与原子轨道（进阶内容）

量子力学模型中，电子的运动状态由四个量子数确定：

量子数	符号	物理意义	取值
主量子数	n	电子层（能量主要因素）	1, 2, 3, 4...
角量子数	l	能级（亚层）形状	0~n-1 (s,p,d,f)
磁量子数	m	轨道伸展方向	-l~+l
自旋量子数	mₛ	电子自旋方向	+1/2, -1/2

能级与轨道

能级	形状	轨道数	最多电子数	存在电子层
s	球形	1	2	所有电子层
p	哑铃形（三个方向px, py, pz）	3	6	第2层及以上
d	花瓣形	5	10	第3层及以上
f	复杂形状	7	14	第4层及以上

三个重要原理

• 泡利不相容原理：每个原子轨道最多容纳2个自旋方向相反的电子
• 洪特规则：电子优先单独占据不同的等价轨道，且自旋方向相同（如p³：↑ ↑ ↑，而不是↑↓ ↑）
• 能量最低原理（构造原理）：电子按能量从低到高填充，顺序为：1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p...

💡 构造原理记忆口诀：

1s；2s 2p；3s 3p；4s 3d 4p；5s 4d 5p；6s 4f 5d 6p；7s 5f 6d 7p

口诀：一二三四五六七，能级顺序要牢记；s后p，s后d，4s填满填3d

核外电子排布式示例

C（6）：1s² 2s² 2p² 或 [He]2s² 2p²

O（8）：1s² 2s² 2p⁴ 或 [He]2s² 2p⁴

Na（11）：1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ 或 [Ne]3s¹

Cl（17）：1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ 或 [Ne]3s² 3p⁵

Fe（26）：1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁶ 4s² 或 [Ar]3d⁶ 4s²

Cu（29）：1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s¹（特例：半满d¹⁰更稳定）

Cr（24）：[Ar]3d⁵ 4s¹（特例：半满d⁵更稳定）

离子的电子排布

原子形成阳离子时，先失去最外层电子（通常是ns电子），再失去次外层电子：

Fe²⁺：[Ar]3d⁶（先失去4s²，保留3d⁶）

Fe³⁺：[Ar]3d⁵（再失去1个3d电子）

Cu⁺：[Ar]3d¹⁰

Cu²⁺：[Ar]3d⁹

Cl⁻：[Ne]3s² 3p⁶（得到1个电子）

核素与同位素

核素：具有一定数目的质子和中数的一种原子。

同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子，互为同位素。

¹H（氕）、²H（氘/D）、³H（氚/T）是氢的三种同位素

¹²C、¹³C、¹⁴C 是碳的三种同位素

¹⁶O、¹⁷O、¹⁸O 是氧的三种同位素

²³⁵U、²³⁸U 是铀的两种重要同位素（²³⁵U用于核反应）

💡 提示：

同位素的化学性质基本相同（因为最外层电子数相同），物理性质有差异（质量不同）。放射性同位素可用于医学（如¹³¹I诊断甲状腺疾病）、考古（¹⁴C测定年代）、农业（辐射育种）等领域。

元素相对原子质量的计算

元素的相对原子质量是其各种同位素的相对原子质量按丰度加权平均：

A_r = A₁·a% + A₂·b% + A₃·c% + ...

例：氯元素有 ³⁵Cl（丰度75.77%）和 ³⁷Cl（丰度24.23%），则氯的相对原子质量：

A_r(Cl) = 35 × 75.77% + 37 × 24.23% ≈ 35.48

几个重要概念的辨析

概念	定义	实例
元素	具有相同质子数的一类原子的总称	碳元素包含¹²C、¹³C、¹⁴C
核素	具有一定质子数和中子数的一种原子	¹²C是一种核素
同位素	质子数相同、中子数不同的核素互称	¹²C和¹³C互为同位素
同素异形体	同种元素形成的不同单质	金刚石和石墨、O₂和O₃
同分异构体	分子式相同、结构不同的化合物	正丁烷和异丁烷
同系物	结构相似、组成相差CH₂的有机物	甲烷和乙烷

2.2 元素周期表

周期表的结构

• 周期（横行）：共7个周期，电子层数 = 周期序数
  • 短周期：第1、2、3周期（分别有2、8、8种元素）
  • 长周期：第4、5、6周期（分别有18、18、32种元素）
  • 不完全周期：第7周期（目前已发现32种元素）
• 族（纵列）：共16个族，18个纵列
  • 主族(ⅠA~ⅦA)：7个，由短周期和长周期元素共同构成
  • 副族(ⅠB~ⅦB)：7个，仅由长周期元素构成
  • 第Ⅷ族：包含3个纵列（8、9、10列，Fe、Co、Ni等）
  • 0族：稀有气体元素（He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn）

元素周期表的分区

分区	价电子构型	包含元素	特点
s区	ns¹~²	ⅠA、ⅡA族	活泼金属（除H外）
p区	ns²np¹~⁶	ⅢA~ⅦA、0族	非金属和两性元素
d区	(n-1)d¹~⁹ns¹~²	ⅢB~ⅦB、Ⅷ族	过渡金属
ds区	(n-1)d¹⁰ns¹~²	ⅠB、ⅡB族	过渡金属
f区	(n-2)f¹~¹⁴	镧系、锕系	内过渡元素

周期律的递变规律

性质	同周期（从左→右）	同主族（从上→下）
原子半径	逐渐减小（核电荷增加）	逐渐增大（电子层增加）
金属性	逐渐减弱	逐渐增强
非金属性	逐渐增强	逐渐减弱
最高价氧化物对应水化物的碱性	减弱	增强
最高价氧化物对应水化物的酸性	增强	减弱
气态氢化物的稳定性	增强	减弱
第一电离能	总体增大（有起伏）	减小
电负性	增大	减小
得失电子能力	失电子减弱，得电子增强	失电子增强，得电子减弱

第一电离能的特殊规律

第一电离能(I₁)：气态原子失去第一个电子所需能量。同周期一般从左到右增大，但以下情况出现反常：

• ⅡA > ⅢA：如 Be > B（因为Be是2s²全满构型，稳定；B是2s²2p¹，失去p电子较易）
• ⅤA > ⅥA：如 N > O（因为N是2p³半满构型，稳定；O是2p⁴，有电子成对，排斥作用使失电子较易）

电负性

电负性：原子在分子中吸引电子的能力。F的电负性最大(4.0)。

元素	电负性	元素	电负性
F	4.0	C	2.5
O	3.5	S	2.5
N	3.0	H	2.1
Cl	3.0	P	2.1
Br	2.8	Na	0.9

电负性的应用：

• 判断键的极性：电负性差越大，键的极性越强

• 判断化合物类型：电负性差 > 1.7 一般为离子键，< 1.7 一般为共价键

• 判断元素化合价：电负性大的元素显负价

• 对角线规则：元素周期表中，位于对角线位置的元素电负性相近，性质相似（如Li和Mg、Be和Al、B和Si）

💡 记忆口诀：

同周期从左到右，原子半径小，金属性弱非金属强；同主族从上到下，原子半径大，金属性强非金属弱。

元素位置、结构、性质的关系

"位—构—性"三角关系是元素周期律的核心：

• 位置 → 结构：周期数=电子层数；主族序数=最外层电子数
• 结构 → 性质：最外层电子数决定元素的化合价、金属性/非金属性
• 性质 → 位置：根据元素性质可推断其在周期表中的位置

典型例题：元素推断

例：

A、B、C、D是前20号元素，A的最高价氧化物对应水化物是强酸，B的原子半径是同周期最大（稀有气体除外），C的气态氢化物水溶液显碱性，D的原子最外层只有1个电子且位于第4周期。

分析：

• A：最高价含氧酸为强酸 → HClO₄、HNO₃、H₂SO₄ → 可能是N、S、Cl

• B：同周期原子半径最大 → 碱金属（IA族）

• C：气态氢化物水溶液显碱性 → NH₃ → C是N

• D：第4周期IA族 → K（钾）

综合推断：A可能是Cl（HClO₄为最强酸）、B可能是Na、C是N、D是K

元素推断题的解题思路

1. 找突破口：特征颜色、特征反应、特殊性质
2. 利用周期表位置关系：同周期、同主族、相邻元素
3. 利用原子结构信息：电子层数、最外层电子数
4. 利用化学反应信息：产物颜色、反应条件

元素推断常用信息

特征信息	对应元素
形成化合物最多	C（碳）
最轻的金属	Li
最活泼的非金属	F
最活泼的金属	Cs（或Fr）
地壳中含量最多	O（氧）
地壳中含量最多的金属	Al
气态氢化物水溶液碱性	N（NH₃）
最高价含氧酸最强	Cl（HClO₄）
焰色反应黄色	Na
焰色反应紫色（透过钴玻璃）	K
两性氧化物/氢氧化物	Al
红棕色气体	NO₂（含N元素）
黄色固体单质	S
黄绿色气体	Cl₂

第三章 化学键与分子结构

3.1 化学键的类型

离子键

定义：阴阳离子之间的静电作用（包括引力和斥力）。

• 形成条件：活泼金属 + 活泼非金属（或含铵根离子NH₄⁺）
• 存在：离子化合物中（如 NaCl、K₂O、NaOH、NH₄Cl）
• 特点：无方向性、无饱和性
• 键能：离子键的强弱可用晶格能衡量，晶格能越大，离子键越强，离子晶体熔沸点越高

影响离子键强弱的因素

晶格能 U ∝ (Z⁺·Z⁻)/(r⁺ + r⁻)

离子电荷越高、离子半径越小 → 晶格能越大 → 离子键越强 → 熔沸点越高、硬度越大

例：MgO(Mg²⁺,O²⁻) 熔点 2852℃ > NaCl(Na⁺,Cl⁻) 熔点 801℃

共价键

定义：原子间通过共用电子对形成的化学键。

共价键的分类

分类标准	类型	特征	实例
按成键原子	非极性共价键	同种原子之间，电子对不偏移	H—H、Cl—Cl、O=O、N≡N
极性共价键	不同种原子之间，电子对偏向电负性大的原子	H—Cl、H—O、C=O、C—H
按键的数目	单键	1对共用电子（1个σ键）	C—C、C—H、O—H
双键	2对共用电子（1个σ键+1个π键）	C=C、C=O、O=O
三键	3对共用电子（1个σ键+2个π键）	C≡C、C≡N、N≡N
按成键方式	普通共价键	两原子各提供1个电子	大多数共价键
配位键	一方提供孤对电子，一方提供空轨道	NH₄⁺中的N—H、H₃O⁺

σ键和π键的比较

性质	σ键	π键
成键方式	"头碰头"重叠	"肩并肩"重叠
重叠程度	大	小
键能	较大，稳定	较小，活泼
旋转性	可绕键轴旋转	不能旋转
存在	单键、双键、三键中都有	只存在于双键或三键中

判断规则：

• 单键 = 1个σ键

• 双键 = 1个σ键 + 1个π键

• 三键 = 1个σ键 + 2个π键

例：乙炔 CH≡CH 中有 3个σ键（2个C—H、1个C≡C中的1个σ）+ 2个π键

乙烯 CH₂=CH₂ 中有 5个σ键（4个C—H、1个C=C中的1个σ）+ 1个π键

金属键

金属阳离子与自由电子之间的作用，存在于金属单质和合金中。金属键的强弱影响金属的硬度、熔沸点等。一般金属阳离子电荷越高、半径越小，金属键越强。

金属的通性（金属键理论解释）：

• 导电性：自由电子在外电场作用下定向移动
• 导热性：自由电子与金属阳离子碰撞传递能量
• 延展性：金属阳离子层滑动时，自由电子仍起连接作用
• 金属光泽：自由电子吸收各种频率的光后又发射出来

3.2 分子结构与杂化轨道理论

杂化轨道理论

原子形成分子时，能量相近的原子轨道重新组合形成新的轨道，称为杂化轨道。杂化轨道用于形成σ键或容纳孤对电子。

杂化类型	轨道组成	空间构型	键角	实例
sp	1个s + 1个p	直线形	180°	BeCl₂、CO₂、C₂H₂
sp²	1个s + 2个p	平面三角形	120°	BF₃、C₂H₄、CH₂O
sp³	1个s + 3个p	正四面体	109°28′	CH₄、CCl₄、NH₄⁺
sp³（含孤对电子）	1个s + 3个p	三角锥形	约107°	NH₃（1对孤对电子）
sp³（含2对孤对）	1个s + 3个p	V形（角形）	约104.5°	H₂O（2对孤对电子）
sp³d	1个s + 3个p + 1个d	三角双锥	90°、120°	PCl₅
sp³d²	1个s + 3个p + 2个d	正八面体	90°	SF₆

VSEPR模型（价层电子对互斥理论）

通过计算中心原子的价层电子对数预测分子构型：

价层电子对数 = σ键电子对数 + 孤对电子对数

孤对电子对数 = (中心原子价电子数 - 配位原子结合电子数) / 2

配位原子结合电子数：H、卤素为1；O、S为0（不贡献电子给中心原子计算）

VSEPR 快速计算实例

CH₄：中心C有4个价电子，4个H各提供1个电子成键

价层电子对数 = 4（σ键）+ 0（孤对）= 4 → sp³杂化，正四面体

NH₃：中心N有5个价电子，3个H各结合1个电子

孤对电子 = (5 - 3×1)/2 = 1 → 价层电子对 = 3+1=4 → sp³杂化，三角锥形

H₂O：中心O有6个价电子

孤对电子 = (6 - 2×1)/2 = 2 → 价层电子对 = 2+2=4 → sp³杂化，V形

BF₃：中心B有3个价电子

孤对电子 = (3 - 3×1)/2 = 0 → 价层电子对 = 3 → sp²杂化，平面三角形

CO₂：中心C有4个价电子，2个O各不贡献电子（形成双键）

孤对电子 = (4 - 2×2)/2 = 0 → 价层电子对 = 2 → sp杂化，直线形

分子的极性

• 极性分子：正负电荷中心不重合，分子有偶极矩。如 HCl、H₂O、NH₃、CH₃Cl
• 非极性分子：正负电荷中心重合，分子无偶极矩。如 H₂、Cl₂、CO₂、CH₄、BF₃、CCl₄

判断规则：

• 单质分子（H₂、Cl₂）通常是非极性的

• ABₙ型分子：若中心原子A无孤对电子，且配位原子B相同，则分子为非极性（如CH₄、BF₃、CO₂）

• 若中心原子有孤对电子，则分子为极性（如NH₃、H₂O）

• 经验：键的极性向量和为零 → 非极性分子；向量和不为零 → 极性分子

相似相溶原理

极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。

• HCl（极性）易溶于水（极性）
• I₂（非极性）易溶于CCl₄（非极性），难溶于水
• NH₃（极性）极易溶于水（还因为形成氢键）

3.3 化合物的分类与性质

类型	组成微粒	化学键	特点	实例
离子化合物	阴阳离子	离子键（可能有共价键）	熔沸点较高，熔融态或溶于水时导电	NaCl、NaOH、Na₂O₂、NH₄Cl
共价化合物	分子或原子	共价键	熔沸点差异大	H₂O、CO₂、SiO₂、HCl

⚠️ 易错点：

• 含有离子键的一定是离子化合物；离子化合物中可以有共价键（如NaOH中O—H为共价键，Na₂O₂中O—O为非极性共价键）

• 共价化合物中一定没有离子键

• 含有共价键的不一定是共价化合物（如NaOH含共价键但是离子化合物）

• 离子化合物在熔融态导电，但共价化合物在液态或熔融态不导电

• AlCl₃ 是共价化合物（熔融态不导电），尽管含有金属元素

3.4 分子间作用力

范德华力

分子间普遍存在的弱吸引力，包括取向力、诱导力和色散力。范德华力影响物质的熔沸点、溶解性等物理性质。一般规律：

• 结构相似的分子，相对分子质量越大，范德华力越强，熔沸点越高
• 同分异构体中，支链越多，分子间接触面积越小，范德华力越弱，熔沸点越低（如正戊烷 > 异戊烷 > 新戊烷）

氢键

定义：特殊的分子间（或分子内）作用力，比范德华力强，但比化学键弱。形成条件：分子中含有与电负性大的原子（F、O、N）结合的H原子。

• 分子间氢键：使熔沸点显著升高，溶解度增大。如 H₂O > H₂S（沸点）、HF > HCl（沸点）、NH₃ > PH₃（沸点）
• 分子内氢键：使熔沸点降低。如邻硝基苯酚沸点 < 对硝基苯酚

氢键对物质性质的影响

• 水的反常：H₂O 的熔沸点比同族氢化物高，密度在4℃最大（冰的密度小于水），都是氢键所致
• 溶解性：NH₃极易溶于水（1:700），因为NH₃与H₂O形成氢键
• 粘度：甘油、乙二醇等含多羟基的物质粘度大（分子间氢键多）
• 生物分子：DNA双螺旋结构、蛋白质二级结构靠氢键维系

💡 重要提示：

氢键不是化学键，是一种特殊的分子间作用力（比范德华力强，比化学键弱）。书写时要注意区分化学键（分子内）和氢键（分子间或分子内）。

第ⅣA~ⅦA族氢化物沸点变化规律

族	沸点顺序	原因
ⅣA (CH₄, SiH₄, GeH₄, SnH₄)	SnH₄ > GeH₄ > SiH₄ > CH₄	无氢键，按分子量递增
ⅤA (NH₃, PH₃, AsH₃, SbH₃)	NH₃ > SbH₃ > AsH₃ > PH₃	NH₃有氢键，反常高
ⅥA (H₂O, H₂S, H₂Se, H₂Te)	H₂O > H₂Te > H₂Se > H₂S	H₂O有氢键，反常高
ⅦA (HF, HCl, HBr, HI)	HF > HI > HBr > HCl	HF有氢键，反常高

第四章 物质的量与计算

4.1 物质的量(n)

物质的量是表示含有一定数目粒子的集合体的物理量，单位是摩尔(mol)。它是国际单位制(SI)中七个基本物理量之一。

阿伏加德罗常数(Nₐ)：

1mol任何粒子的数目约为 6.02214076×10²³ 个（通常取 6.02×10²³）

注意："摩尔"不能单独使用，必须指明粒子种类，如"1mol H₂O"正确，"1mol 氢"不规范（应说1mol 氢原子或1mol 氢分子）

4.2 四个基本公式

n = N/Nₐ = m/M = V(气体)/Vₘ = c·V(溶液)

其中：

• N：粒子数
• Nₐ：阿伏加德罗常数 ≈ 6.02×10²³ mol⁻¹
• m：质量(g)
• M：摩尔质量(g/mol)，数值上等于相对分子质量或相对原子质量
• V：气体体积(L)
• Vₘ：气体摩尔体积(L/mol)，标准状况(STP:0℃,101kPa)下为 22.4 L/mol
• c：物质的量浓度(mol/L)
• V(溶液)：溶液体积(L)

⚠️ 阿伏加德罗常数常见陷阱：

• 22.4 L/mol 只适用于标准状况（0℃,101kPa）下的气体。水、SO₃、己烷等在标况下不是气体

• 注意物质状态：HF在标况下是液体

• 特殊物质的电子数：Ne(10e⁻)、OH⁻(10e⁻)、NH₄⁺(10e⁻)、CH₄(10e⁻)、Na⁺(10e⁻)、F⁻(10e⁻)、H₂O(10e⁻)

• 共价键数目：1mol 金刚石含 2mol C—C键；1mol SiO₂含 4mol Si—O键；1mol 白磷(P₄)含 6mol P—P键

• Na₂O₂ 中的阴离子是 O₂²⁻，1mol Na₂O₂ 含 1mol 阴离子（不是2mol）

• Fe与Cl₂反应只生成FeCl₃（Fe³⁺）；Fe与稀盐酸反应生成FeCl₂（Fe²⁺）

• 可逆反应不能进行到底

• 特殊反应中电子转移：Na₂O₂ + H₂O，1mol Na₂O₂转移1mol电子

• NO₂与N₂O₄存在平衡：2NO₂ ⇌ N₂O₄，影响分子数

4.3 气体摩尔体积与阿伏加德罗定律

阿伏加德罗定律

在相同温度和压强下，相同体积的任何气体含有相同数目的分子。

T、P相同：V₁/V₂ = n₁/n₂ = N₁/N₂

阿伏加德罗定律的推论

条件	推论
同温同压	V₁/V₂ = n₁/n₂ = N₁/N₂（体积比=物质的量比=分子数比）
同温同体积	P₁/P₂ = n₁/n₂（压强比=物质的量比）
同温同压同体积	n₁ = n₂，N₁ = N₂，但质量不一定相等
同温同压	ρ₁/ρ₂ = M₁/M₂（密度比=摩尔质量比）
同温同体积同质量	P₁/P₂ = M₂/M₁（等质量气体，摩尔质量越大压强越小）

理想气体状态方程

PV = nRT

其中 R = 8.314 J/(mol·K) = 0.08206 L·atm/(mol·K)

推论：PM = ρRT（M为摩尔质量，ρ为密度）

混合气体的平均摩尔质量

M̄ = (n₁M₁ + n₂M₂ + ...) / (n₁ + n₂ + ...)

M̄ = M₁·φ₁ + M₂·φ₂ + ...（φ为体积分数=摩尔分数）

M̄ = ρ(混合) × Vₘ（标况下 M̄ = ρ × 22.4）

4.4 物质的量浓度

c = n/V（V为溶液体积，单位L）

浓度与质量分数的换算

c = 1000ρw/M （ρ：溶液密度g/mL，w：质量分数，M：溶质摩尔质量）

溶液稀释定律

c₁V₁ = c₂V₂ 或 m₁w₁ = m₂w₂

稀释前后溶质的物质的量（或质量）不变。

混合溶液浓度的计算

同种溶质混合：c(混) = (c₁V₁ + c₂V₂) / (V₁ + V₂)（近似，假设体积可加）

注意：实际上溶液混合后体积一般不等于各部分体积之和（尤其是浓溶液）

配制一定物质的量浓度的溶液

步骤：

1. 计算：算出所需溶质的质量或体积
2. 称量/量取：用天平称量固体，或用量筒量取液体
3. 溶解：在烧杯中加适量蒸馏水溶解，冷却至室温
4. 转移：将溶液沿玻璃棒转移到容量瓶
5. 洗涤：用蒸馏水洗涤烧杯和玻璃棒2~3次，洗涤液也转入容量瓶
6. 定容：加蒸馏水至刻度线下1~2cm时，改用胶头滴管逐滴滴加至凹液面与刻度线相切
7. 摇匀：塞好瓶塞，反复颠倒摇匀

💡 误差分析（仰视、俯视的影响）：

• 俯视定容：读数偏大 → 实际溶液体积偏小 → 浓度偏大

• 仰视定容：读数偏小 → 实际溶液体积偏大 → 浓度偏小

• 未冷却就转移：溶液体积偏小（温度下降体积收缩）→ 浓度偏大

• 摇匀后液面下降再加水：体积偏大 → 浓度偏小

• 容量瓶未干燥：不影响浓度（因为最后还要加水至刻度）

• 转移时溅出溶液：溶质损失 → 浓度偏小

4.5 物质的量计算例题

例1：

在标准状况下，11.2 L NH₃ 溶于水，配成500 mL溶液，求该氨水的物质的量浓度。

解：

n(NH₃) = V/Vₘ = 11.2 / 22.4 = 0.5 mol

c = n/V = 0.5 mol / 0.5 L = 1 mol/L

答：

该氨水的物质的量浓度为1 mol/L。

例2：

用98%的浓硫酸（密度1.84 g/mL）配制500 mL 1 mol/L 的稀硫酸，需要浓硫酸多少mL？

解：

先求浓硫酸的物质的量浓度：c = 1000ρw/M = 1000×1.84×0.98/98 = 18.4 mol/L

根据稀释定律：c₁V₁ = c₂V₂

18.4 × V₁ = 1 × 0.5

V₁ = 0.5/18.4 ≈ 0.0272 L = 27.2 mL

答：

需要浓硫酸约27.2 mL。

例3：

将100 mL 0.5 mol/L 的NaOH溶液与100 mL 0.5 mol/L 的HCl溶液混合，求混合后溶液中NaCl的物质的量浓度（设混合后体积为200 mL）。

解：

n(NaOH) = 0.1 × 0.5 = 0.05 mol

n(HCl) = 0.1 × 0.5 = 0.05 mol

NaOH + HCl → NaCl + H₂O（恰好完全反应）

生成 n(NaCl) = 0.05 mol

c(NaCl) = 0.05 / 0.2 = 0.25 mol/L

答：

混合后NaCl的物质的量浓度为0.25 mol/L。

例4：

标况下，将V L HCl气体溶于1 L水中（密度ρ g/mL），所得盐酸的物质的量浓度为多少？

解：

n(HCl) = V/22.4 mol

m(HCl) = V/22.4 × 36.5 g

m(水) = 1000 g

m(溶液) = 1000 + 36.5V/22.4 g

V(溶液) = m(溶液)/(1000ρ) = (1000 + 36.5V/22.4)/(1000ρ) L

c = n/V(溶液) = (V/22.4) / [(1000 + 36.5V/22.4)/(1000ρ)]

c = 1000ρV / (22400 + 36.5V) mol/L

第五章 氧化还原反应

5.1 基本概念

概念	含义	特征
氧化反应	失去电子的反应	化合价升高
还原反应	得到电子的反应	化合价降低
氧化剂	得到电子的物质	被还原，本身具有氧化性
还原剂	失去电子的物质	被氧化，本身具有还原性
氧化产物	还原剂被氧化后的产物	—
还原产物	氧化剂被还原后的产物	—

判断标志：

有元素化合价的升降是氧化还原反应的标志。本质是电子的转移（得失或偏移）。

记忆口诀：

"升失氧还，降得还氧"

• 化合价升高 → 失去电子 → 被氧化 → 作还原剂

• 化合价降低 → 得到电子 → 被还原 → 作氧化剂

四大基本反应类型与氧化还原的关系

• 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：可能是（如 2Na + Cl₂ → 2NaCl），也可能不是（如 CaO + H₂O → Ca(OH)₂）
• 分解反应：可能是（如 2KClO₃ → 2KCl + 3O₂↑），也可能不是（如 CaCO₃ → CaO + CO₂）

5.2 氧化还原反应方程式配平

化合价升降法步骤：

1. 标出变价元素的化合价
2. 算出化合价升高和降低的数值
3. 用最小公倍数使升降总数相等
4. 配平其余物质的化学计量数
5. 检查原子守恒和电荷守恒（离子方程式）

例1：MnO₂ + HCl(浓) → MnCl₂ + Cl₂↑ + H₂O

标化合价：Mn(+4→+2)降2；Cl(-1→0)升1

升降平衡：降2 = 升1×2，所以MnO₂系数1，Cl₂系数1

配平：MnO₂ + 4HCl(浓) → MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

（注意：4个HCl中只有2个被氧化为Cl₂，另外2个生成MnCl₂）

例2：Cu + HNO₃(稀) → Cu(NO₃)₂ + NO↑ + H₂O

标化合价：Cu(0→+2)升2；N(+5→+2)降3

升降平衡：升2×3 = 降3×2，所以Cu系数3，NO系数2

配平：3Cu + 8HNO₃(稀) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

（8个HNO₃中只有2个被还原为NO，另外6个生成Cu(NO₃)₂）

例3（离子方程式）：MnO₄⁻ + Fe²⁺ + H⁺ → Mn²⁺ + Fe³⁺ + H₂O

Mn(+7→+2)降5；Fe(+2→+3)升1

升降平衡：降5 = 升1×5

MnO₄⁻ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O

（用H⁺配H，用O配H₂O：左边4个O → 右边4H₂O → 左边8H⁺；电荷：左边 -1+10+8=+17，右边 +2+15=+17 ✓）

例4（缺项配平）：MnO₄⁻ + H₂O₂ + H⁺ → Mn²⁺ + O₂↑ + ___

Mn(+7→+2)降5；O(-1→0)升1×2=2

升降平衡：降5×2 = 升2×5

2MnO₄⁻ + 5H₂O₂ + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 5O₂↑ + 8H₂O

（缺项为H₂O）

5.3 氧化性强弱比较

• 反应规律：氧化剂 + 还原剂 → 还原产物 + 氧化产物 氧化性：氧化剂 > 氧化产物；还原性：还原剂 > 还原产物
• 金属活动性顺序表：K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 位置越靠前，还原性越强；对应阳离子氧化性越弱
• 非金属性：非金属性越强，单质的氧化性越强（如 F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂）
• 同种元素：化合价越高，氧化性一般越强（如 Fe³⁺ > Fe²⁺；浓H₂SO₄ > 稀H₂SO₄） 特例：HClO > HClO₂ > HClO₃ > HClO₄（氧化性随价态升高反而减弱）
• 根据反应条件：条件越苛刻，说明反应物氧化性越弱
• 根据电极反应：原电池中作负极的还原性强；电解池中先放电的氧化性强

常见氧化剂和还原剂

常见氧化剂	还原产物	常见还原剂	氧化产物
O₂、O₃	O²⁻（-2）	活泼金属（K、Na、Mg、Al、Zn、Fe）	金属阳离子
Cl₂、Br₂、I₂	Cl⁻、Br⁻、I⁻	H₂、C、CO	H⁺、CO₂
浓H₂SO₄	SO₂	S²⁻、I⁻、Br⁻	S、I₂、Br₂
HNO₃（浓、稀）	NO₂、NO	Fe²⁺	Fe³⁺
KMnO₄（酸性）	Mn²⁺	SO₂、SO₃²⁻	SO₄²⁻
K₂Cr₂O₇（酸性）	Cr³⁺	H₂S	S
H₂O₂	H₂O	H₂O₂	O₂
Fe³⁺	Fe²⁺	I⁻、S²⁻、SO₃²⁻	I₂、S、SO₄²⁻
Na₂O₂	O²⁻	SO₂	SO₄²⁻

KMnO₄在不同条件下的还原产物

条件	还原产物	颜色变化	得电子数
酸性（H⁺）	Mn²⁺	紫色→无色	5e⁻
中性	MnO₂	紫色→棕色沉淀	3e⁻
碱性（OH⁻）	MnO₄²⁻	紫色→绿色	1e⁻

5.4 特殊氧化还原反应

歧化反应（同种元素既被氧化又被还原）

Cl₂ + H₂O ⇌ HCl + HClO（Cl₂中Cl：0→-1和+1）

Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

3Cl₂ + 6NaOH →热 5NaCl + NaClO₃ + 3H₂O

2Na₂O₂ + 2H₂O → 4NaOH + O₂↑（O：-1→-2和0）

3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO（N：+4→+5和+2）

归中反应（不同价态的同种元素反应生成中间价态）

2H₂S + SO₂ → 3S + 2H₂O（-2和+4→0）

KClO₃ + 6HCl → KCl + 3Cl₂↑ + 3H₂O（+5和-1→0）

2FeCl₃ + Fe → 3FeCl₂（+3和0→+2）

NO₂ + NO + 2NaOH → 2NaNO₂ + H₂O（+4和+2→+3）

⚠️ 归中反应规律：

"高价+低价→中间价，价态变化不交叉"。例如H₂S(-2)与SO₂(+4)反应只能生成S(0)，不能越过0价。

例：H₂SO₄(浓) + H₂S → S↓ + SO₂↑ + 2H₂O（注意：浓H₂SO₄氧化H₂S生成S，不能生成SO₂被还原为H₂S，因为价态会交叉）

5.5 氧化还原反应的计算

电子守恒法：氧化剂得电子总数 = 还原剂失电子总数

n(氧化剂) × 变价原子数 × 每个原子降价数 = n(还原剂) × 变价原子数 × 每个原子升价数

例：

24 mL 0.05 mol/L 的Na₂SO₃溶液，恰好与20 mL 0.02 mol/L 的K₂Cr₂O₇溶液完全反应。已知Na₂SO₃被氧化为Na₂SO₄，求Cr元素在还原产物中的化合价。

解：

n(Na₂SO₃) = 0.024 × 0.05 = 0.0012 mol，S从+4→+6，升2

n(K₂Cr₂O₇) = 0.02 × 0.02 = 0.0004 mol，每分子有2个Cr原子

设Cr降价为x，则：0.0012 × 2 = 0.0004 × 2 × x

2.4 × 10⁻³ = 0.8 × 10⁻³ × x

x = 3（每个Cr降3价，从+6→+3）

答：

Cr在还原产物中的化合价为+3。

例：

用0.1 mol/L的KMnO₄酸性溶液滴定20.00 mL未知浓度的FeSO₄溶液，恰好消耗KMnO₄溶液16.00 mL。求FeSO₄溶液的浓度。

解：

反应：MnO₄⁻ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O

n(KMnO₄) = 0.1 × 0.016 = 0.0016 mol

n(Fe²⁺) = 5 × 0.0016 = 0.008 mol

c(FeSO₄) = 0.008 / 0.020 = 0.4 mol/L

5.6 氧化还原反应的应用

• 金属冶炼：用还原剂（C、CO、H₂、Al）还原金属氧化物
• 氯碱工业：电解NaCl溶液制Cl₂、NaOH、H₂
• 防腐：用还原性物质防止食品氧化（如Fe粉作脱氧剂）
• 漂白：HClO、H₂O₂、Na₂O₂利用强氧化性漂白
• 消毒：Cl₂、O₃、H₂O₂利用强氧化性杀菌

第六章 离子反应

6.1 电解质

• 电解质：在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物。如酸、碱、盐、水、部分金属氧化物（Na₂O、CaO等）
• 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。如蔗糖、酒精、CO₂、NH₃、SO₂（注意：CO₂溶液导电是因为生成了H₂CO₃，CO₂本身是非电解质）
• 强电解质：完全电离的电解质。如强酸(HCl、H₂SO₄、HNO₃、HClO₄、HBr、HI)、强碱(NaOH、KOH、Ba(OH)₂、Ca(OH)₂)、绝大多数盐
• 弱电解质：部分电离的电解质。如弱酸(CH₃COOH、H₂CO₃、HF、HClO、H₂S、H₂SO₃)、弱碱(NH₃·H₂O、Fe(OH)₃、Cu(OH)₂、Al(OH)₃)、水

⚠️ 常见误区：

• 电解质必须是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质

• 导电的物质不一定是电解质（如金属、石墨）

• 电解质不一定能导电（如NaCl固体不导电，但溶于水或熔融态能导电）

• 能导电的物质不一定是电解质（如盐酸能导电但是混合物）

• BaSO₄、CaCO₃等虽然难溶，但是强电解质（溶解的部分完全电离）

• 电解质强弱与溶解性无关，与电离程度有关

常见强弱电解质分类

类型	强电解质	弱电解质
酸	HCl、HBr、HI、HNO₃、H₂SO₄、HClO₄	CH₃COOH、H₂CO₃、HF、HClO、H₂S、H₂SO₃、H₃PO₄、H₂SiO₃
碱	NaOH、KOH、Ba(OH)₂、Ca(OH)₂	NH₃·H₂O、Fe(OH)₃、Cu(OH)₂、Al(OH)₃、Mg(OH)₂
盐	绝大多数盐（包括难溶盐如BaSO₄、AgCl）	极少数（如Pb(CH₃COO)₂）
氧化物	活泼金属氧化物（Na₂O、CaO、Na₂O₂）	H₂O

6.2 离子方程式

书写步骤（四步法）：

1. 写：写出完整的化学方程式
2. 拆：将强酸、强碱、可溶性盐拆成离子形式（弱酸、弱碱、氧化物、沉淀、气体、水、单质不拆）
3. 删：删去两边相同的离子（旁观离子）
4. 查：检查原子守恒和电荷守恒

"拆"与"不拆"的判断

可拆	不可拆
强酸：HCl、H₂SO₄、HNO₃等	弱酸：CH₃COOH、H₂CO₃、HF等
强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)₂等	弱碱：NH₃·H₂O、Fe(OH)₃等
可溶性盐：NaCl、KNO₃、CuSO₄等	沉淀：CaCO₃、BaSO₄、AgCl等
—	氧化物：Na₂O、CO₂、Fe₂O₃等
—	单质：Fe、Cu、Cl₂等
—	水（H₂O）

例1：NaOH + HCl → NaCl + H₂O

拆：Na⁺ + OH⁻ + H⁺ + Cl⁻ → Na⁺ + Cl⁻ + H₂O

删：OH⁻ + H⁺ → H₂O ✓

例2：Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂↑

拆：2Na⁺ + CO₃²⁻ + 2H⁺ + 2Cl⁻ → 2Na⁺ + 2Cl⁻ + H₂O + CO₂↑

删：CO₃²⁻ + 2H⁺ → H₂O + CO₂↑ ✓

例3（酸式盐与碱反应，注意量的关系）：

NaHCO₃ + NaOH → Na₂CO₃ + H₂O

拆：Na⁺ + HCO₃⁻ + Na⁺ + OH⁻ → 2Na⁺ + CO₃²⁻ + H₂O

删：HCO₃⁻ + OH⁻ → CO₃²⁻ + H₂O ✓

少量NaHCO₃加入过量Ca(OH)₂溶液：

NaHCO₃ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + NaOH + H₂O

拆：Na⁺ + HCO₃⁻ + Ca²⁺ + 2OH⁻ → CaCO₃↓ + Na⁺ + OH⁻ + H₂O

删：HCO₃⁻ + Ca²⁺ + OH⁻ → CaCO₃↓ + H₂O ✓（注意OH⁻只消耗1个）

易错点提醒

⚠️ 常见错误：

• NH₃·H₂O 不能写成 NH₃↑ + H₂O（除非加热）

• 微溶物如 Ca(OH)₂：澄清石灰水拆开，石灰乳不拆

• NaHSO₄ 在水中完全电离成 Na⁺ + H⁺ + SO₄²⁻（要拆成3个离子）

• 浓硫酸一般不拆（浓硫酸中主要以分子形式存在）；浓盐酸、浓硝酸要拆

• 注意过量问题：如 Ca(OH)₂ 与 CO₂ 反应，少量CO₂：Ca²⁺ + 2OH⁻ + CO₂ → CaCO₃↓ + H₂O；过量CO₂：OH⁻ + CO₂ → HCO₃⁻

6.3 离子共存

以下情况离子不能大量共存：

生成沉淀

• Ag⁺ 与 Cl⁻、Br⁻、I⁻、CO₃²⁻、SO₄²⁻
• Ba²⁺、Ca²⁺ 与 SO₄²⁻、CO₃²⁻
• Mg²⁺、Al³⁺、Fe³⁺、Cu²⁺ 与 OH⁻
• Fe²⁺、Cu²⁺、Pb²⁺ 与 S²⁻
• Ca²⁺ 与 PO₄³⁻、SiO₃²⁻

生成气体

• H⁺ 与 CO₃²⁻、HCO₃⁻、S²⁻、HS⁻、SO₃²⁻、HSO₃⁻
• NH₄⁺ 与 OH⁻（加热时生成NH₃↑）

生成弱电解质

• H⁺ 与 OH⁻、CH₃COO⁻、F⁻、ClO⁻、CO₃²⁻、HCO₃⁻、S²⁻、SO₃²⁻、SiO₃²⁻
• OH⁻ 与 NH₄⁺、Fe³⁺、Cu²⁺、Mg²⁺、Al³⁺（生成弱碱）

发生氧化还原反应

• Fe³⁺ 与 I⁻、S²⁻、SO₃²⁻
• MnO₄⁻（酸性）与 I⁻、Fe²⁺、SO₃²⁻、S²⁻
• NO₃⁻（酸性，即H⁺和NO₃⁻共存时）与 Fe²⁺、I⁻、S²⁻、SO₃²⁻
• ClO⁻ 与 I⁻、S²⁻、SO₃²⁻、Fe²⁺（无论酸碱性）
• S²⁻ 与 SO₃²⁻（酸性条件下）生成S

发生双水解反应

• Al³⁺ 与 CO₃²⁻、HCO₃⁻、S²⁻、AlO₂⁻、SiO₃²⁻
• Fe³⁺ 与 CO₃²⁻、HCO₃⁻、AlO₂⁻、SiO₃²⁻
• NH₄⁺ 与 SiO₃²⁻、AlO₂⁻

发生络合反应

• Fe³⁺ 与 SCN⁻（生成Fe(SCN)₃红色）
• Ag⁺ 与 NH₃·H₂O（生成[Ag(NH₃)₂]⁺）
• Cu²⁺ 与 NH₃·H₂O（生成[Cu(NH₃)₄]²⁺）

💡 注意隐含条件：

•

无色溶液：

不能存在有色离子：Cu²⁺(蓝)、Fe³⁺(黄)、Fe²⁺(浅绿)、MnO₄⁻(紫)、Cr₂O₇²⁻(橙)、CrO₄²⁻(黄)

•

酸性溶液（pH<7）：

隐含大量H⁺，不能存在OH⁻、弱酸根离子

•

碱性溶液（pH>7）：

隐含大量OH⁻，不能存在H⁺、弱碱阳离子（NH₄⁺、Fe³⁺、Cu²⁺等）、HCO₃⁻

•

水电离的c(H⁺)=10⁻¹³ mol/L：

可能是强酸性或强碱性（需分类讨论）

•

加入铝粉放出H₂的溶液：

可能是强酸性或强碱性（注意不能含NO₃⁻，因为NO₃⁻酸性条件下不放H₂）

第七章 化学反应速率与化学平衡

7.1 化学反应速率

v = Δc/Δt （单位：mol/(L·s) 或 mol/(L·min)）

同一反应中，不同物质表示的速率之比 = 化学计量数之比

对于 aA + bB → cC + dD：v(A)/a = v(B)/b = v(C)/c = v(D)/d

影响反应速率的因素

因素	影响	解释（有效碰撞理论）
浓度	增大反应物浓度，反应速率增大	单位体积内分子数增多，有效碰撞频率增大
压强	增大压强（缩小体积），气体反应速率增大	相当于增大浓度
温度	升高温度，反应速率增大	活化分子百分数增大（主要因素），碰撞频率也增大
催化剂	正催化剂增大反应速率	降低活化能，活化分子百分数显著增大
固体表面积	增大表面积，反应速率增大	接触面积增大
溶剂、光照	某些反应受影响	特定反应机理

⚠️ 注意：

• 改变固体或纯液体的量，

不影响

反应速率（浓度不变）

• 恒容下充入不参与反应的气体（如稀有气体），

不影响

反应速率（反应物浓度不变）

• 恒压下充入不参与反应的气体，反应速率

减小

（体积增大，反应物浓度减小）

• 催化剂只改变反应速率，不改变平衡位置，不改变ΔH

7.2 化学平衡

可逆反应：在同一条件下，既能向正反应方向进行，同时又能向逆反应方向进行的反应。用 ⇌ 表示。

化学平衡状态的特征（"逆、等、动、定、变"）

• 逆：研究对象是可逆反应
• 等：正反应速率 = 逆反应速率（≠0）
• 动：动态平衡，反应并未停止
• 定：各组分浓度、百分含量保持不变
• 变：条件改变时，平衡会发生移动

判断平衡状态的标志

条件	能作为平衡标志	不能作为平衡标志
速率关系	v(正) = v(逆)（不同物质表示的速率之比等于化学计量数之比）	所有物质速率成比例（任何状态都成立）
浓度关系	各组分浓度不再变化	浓度相等或成比例（不一定）
压强	恒容下，反应前后气体分子数不等时，压强不变	反应前后气体分子数相等时，压强不变（任何状态都成立）
密度	恒压下，反应前后气体质量或分子数变化时，密度不变	恒容下，全是气体反应时密度不变（任何状态都成立）
平均摩尔质量	反应前后气体分子数不等时，M̄ 不变	反应前后气体分子数相等时，M̄ 不变
颜色	含有色物质的反应，颜色不变	—

平衡移动的判断（勒夏特列原理）

如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

改变条件	平衡移动方向	备注
增大反应物浓度	正向移动	—
增大压强（气体反应）	向气体分子数少的方向移动	气体分子数不变时不移动
升高温度	向吸热方向移动	—
加催化剂	不移动	同等程度加快正逆反应速率
惰性气体（恒容）	不移动	反应物浓度不变
惰性气体（恒压）	向气体分子数多的方向移动	相当于减小压强

平衡移动与转化率的关系

操作	平衡移动	反应物转化率
增大某一反应物浓度	正向移动	其他反应物转化率增大，自身转化率减小
增大压强（a+b≠c+d）	向分子数少的方向	正向移动时反应物转化率增大
升高温度	向吸热方向	正反应吸热则转化率增大
等比例增大所有反应物浓度	正向移动	相当于加压，看分子数变化

7.3 化学平衡常数(K)

对于反应 aA + bB ⇌ cC + dD

K = [C]ᶜ·[D]ᵈ / [A]ᵃ·[B]ᵇ

（纯固体和纯液体不列入表达式，浓度视为1）

• K 只与温度有关，与浓度、压强无关
• K 越大，正反应进行的程度越大，反应物转化率越高
• K > 10⁵ 时，反应基本完全；K < 10⁻⁵ 时，反应几乎不进行
• 反应的正逆方向K互为倒数：K(正) × K(逆) = 1
• 反应乘以系数n：K(新) = [K(原)]ⁿ
• 反应相加：K(总) = K₁ × K₂

浓度商(Q)与平衡移动

任意状态下用浓度计算得到的表达式与K相同，称为浓度商Q：

• Q < K：反应正向进行
• Q = K：反应达到平衡
• Q > K：反应逆向进行

7.4 等效平衡

同一可逆反应，在相同条件下，无论从正反应开始、从逆反应开始、还是从中间状态开始，只要起始时各物质的物质的量相当，达到平衡时各组分的百分含量（体积分数、物质的量分数）相同，即为等效平衡。

等效平衡的分类

类型	条件	起始投料要求	平衡结果
全等平衡	恒温恒容，反应前后气体分子数不等	起始各物质的物质的量完全相等（折算后）	各组分浓度、百分含量均相等
相似平衡	恒温恒容，反应前后气体分子数相等；或恒温恒压	起始各物质的物质的量之比相等（折算后）	百分含量相等，浓度按比例

7.5 典型计算（三段式法）

例：

在容积为2 L的密闭容器中，加入2 mol N₂和6 mol H₂，在一定条件下发生反应 N₂ + 3H₂ ⇌ 2NH₃，2 min后达到平衡，测得NH₃为2 mol。求：

(1) 2 min内N₂的平均反应速率

(2) 平衡时各物质的浓度

(3) 该反应的平衡常数K

(4) N₂的转化率

解：

列出三段式：

—	N₂	3H₂	2NH₃
起始/mol	2	6	0
变化/mol	-1	-3	+2
平衡/mol	1	3	2

(1) v(N₂) = (1 mol / 2 L) / 2 min = 0.25 mol/(L·min)

(2) 平衡浓度：c(N₂)=0.5 mol/L，c(H₂)=1.5 mol/L，c(NH₃)=1 mol/L

(3) K = [NH₃]² / ([N₂][H₂]³) = 1² / (0.5 × 1.5³) = 1 / (0.5 × 3.375) ≈ 0.59 (L/mol)²

(4) N₂转化率 = 1/2 × 100% = 50%

例：

在一定温度下，向容积为1 L的密闭容器中加入2 mol A和1 mol B，发生反应 2A(g) + B(g) ⇌ 2C(g)，达到平衡时C的体积分数为w%。若保持温度、容积不变，按下列配比作为起始物质，达到平衡后C的体积分数仍为w%的是：

A. 4 mol A + 2 mol B

B. 2 mol A + 1 mol B + 2 mol C

C. 2 mol C

D. 1 mol A + 0.5 mol B + 1 mol C

解：

恒温恒容，反应前后分子数不等（3→2），属于"全等平衡"情况，需要起始投料折算后完全相等。

原始投料：2 mol A + 1 mol B + 0 mol C

A：4A+2B = 2倍，不等 ✗

B：2A+1B+2C → 折算：2C分解得2A+1B，总计4A+2B ✗

C：2C → 折算：2C分解得2A+1B ✓

D：1A+0.5B+1C → 折算：1C分解得1A+0.5B，总计2A+1B ✓

答：

CD

7.6 化学平衡图像分析

常见图像类型

图像类型	分析要点
速率-时间图	看速率突变方向判断条件改变；看v(正)v(逆)相对大小判断移动方向
浓度-时间图	浓度减小的为反应物，增大的为生成物；变化量之比=计量数之比
转化率-温度/压强图	温度升高转化率增大→正反应吸热；压强增大转化率增大→正方向分子数减少
百分含量-温度/压强图	类似转化率分析

💡 "先拐先平"原则：

在多条曲线的图中，先出现拐点（或先达到平衡）的曲线代表温度更高或压强更大。

第八章 电化学

8.1 原电池

定义：将化学能转化为电能的装置。

构成条件

1. 两个活泼性不同的电极（或一种为惰性电极如Pt、石墨）
2. 电解质溶液（或熔融电解质）
3. 形成闭合回路
4. 自发进行的氧化还原反应（ΔG < 0）

电极反应

电极	反应类型	电子流向	离子移动	质量变化
负极	氧化反应（失去电子）	电子流出（-）	阴离子移向负极	一般溶解，质量减小
正极	还原反应（得到电子）	电子流入（+）	阳离子移向正极	可能析出金属或气体

例：锌铜原电池（稀H₂SO₄）

负极(Zn): Zn - 2e⁻ → Zn²⁺

正极(Cu): 2H⁺ + 2e⁻ → H₂↑

总反应: Zn + 2H⁺ → Zn²⁺ + H₂↑

例：铜银原电池（AgNO₃溶液）

负极(Cu): Cu - 2e⁻ → Cu²⁺

正极(Ag): 2Ag⁺ + 2e⁻ → 2Ag

总反应: Cu + 2Ag⁺ → Cu²⁺ + 2Ag

带盐桥的原电池

盐桥的作用：① 形成闭合回路；② 平衡电荷，使电流持续。盐桥中通常装饱和KCl溶液或KNO₃溶液的琼脂。

Zn|ZnSO₄(aq) || CuSO₄(aq)|Cu

负极(Zn): Zn - 2e⁻ → Zn²⁺

正极(Cu): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

总反应: Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

8.2 化学电源

一次电池（干电池）

锌锰干电池（酸性NH₄Cl）

负极(Zn筒): Zn - 2e⁻ → Zn²⁺

正极(C石墨): 2MnO₂ + 2NH₄⁺ + 2e⁻ → Mn₂O₃ + 2NH₃ + H₂O

电压约1.5 V，不能充电

碱性锌锰电池

负极(Zn): Zn + 2OH⁻ - 2e⁻ → Zn(OH)₂

正极(MnO₂): 2MnO₂ + 2H₂O + 2e⁻ → 2MnOOH + 2OH⁻

总反应: Zn + 2MnO₂ + 2H₂O → Zn(OH)₂ + 2MnOOH

性能优于普通干电池

二次电池（可充电）

铅蓄电池

放电（原电池）：

负极(Pb): Pb - 2e⁻ + SO₄²⁻ → PbSO₄

正极(PbO₂): PbO₂ + 2e⁻ + 4H⁺ + SO₄²⁻ → PbSO₄ + 2H₂O

总反应: Pb + PbO₂ + 2H₂SO₄ → 2PbSO₄ + 2H₂O

充电（电解池，反应反向）：

2PbSO₄ + 2H₂O → Pb + PbO₂ + 2H₂SO₄

锂离子电池（手机电池）

放电：

负极(LixC₆): LixC₆ - xe⁻ → C₆ + xLi⁺

正极(Li₁₋ₓCoO₂): Li₁₋ₓCoO₂ + xLi⁺ + xe⁻ → LiCoO₂

特点：能量密度高，无记忆效应

燃料电池

氢氧燃料电池（碱性KOH）

负极(H₂): 2H₂ + 4OH⁻ - 4e⁻ → 4H₂O

正极(O₂): O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻

总反应: 2H₂ + O₂ → 2H₂O

特点：能量转化率高(>80%)，产物无污染

氢氧燃料电池（酸性H₂SO₄）

负极(H₂): 2H₂ - 4e⁻ → 4H⁺

正极(O₂): O₂ + 4H⁺ + 4e⁻ → 2H₂O

总反应: 2H₂ + O₂ → 2H₂O

甲烷燃料电池（碱性）

负极(CH₄): CH₄ + 10OH⁻ - 8e⁻ → CO₃²⁻ + 7H₂O

正极(O₂): 2O₂ + 4H₂O + 8e⁻ → 8OH⁻

总反应: CH₄ + 2O₂ + 2OH⁻ → CO₃²⁻ + 3H₂O

甲醇燃料电池（碱性）

负极(CH₃OH): CH₃OH + 8OH⁻ - 6e⁻ → CO₃²⁻ + 6H₂O

正极(O₂): O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻ (×3/2)

总反应: 2CH₃OH + 3O₂ + 4OH⁻ → 2CO₃²⁻ + 6H₂O

💡 书写燃料电池电极反应的技巧：

1. 先写出正极反应（O₂得电子，酸性条件生成H₂O，碱性条件生成OH⁻）
1. 写出总反应（燃料+O₂，注意产物与电解质反应）
1. 负极反应 = 总反应 - 正极反应
1. 酸性电解质中不能出现OH⁻，碱性电解质中不能出现H⁺

8.3 电解池

定义：将电能转化为化学能的装置（外接直流电源）。

电极	与电源连接	反应类型	电子流向
阴极	接电源负极	还原反应（阳离子得电子）	电子流入溶液
阳极	接电源正极	氧化反应（阴离子失电子或阳极本身溶解）	电子流出溶液

离子放电顺序

• 阳极放电顺序：
  • 若阳极为活泼金属（Ag以外），则金属本身优先溶解
  • 若阳极为惰性电极（Pt、Au、石墨）：S²⁻ > I⁻ > Br⁻ > Cl⁻ > OH⁻ > 含氧酸根 > F⁻
• 阴极放电顺序（与金属活动性顺序相反）： Ag⁺ > Hg²⁺ > Fe³⁺ > Cu²⁺ > H⁺(酸) > Pb²⁺ > Sn²⁺ > Fe²⁺ > Zn²⁺ > H⁺(水) > Al³⁺ > Mg²⁺ > Na⁺ > Ca²⁺ > K⁺ （K⁺、Ca²⁺、Na⁺、Mg²⁺、Al³⁺在水溶液中不能放电，H₂O放电生成H₂）

常见电解反应

电解CuCl₂溶液（惰性电极）

阴极: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

阳极: 2Cl⁻ - 2e⁻ → Cl₂↑

总: CuCl₂ →电解 Cu + Cl₂↑

电解饱和食盐水（氯碱工业）

阴极: 2H₂O + 2e⁻ → H₂↑ + 2OH⁻

阳极: 2Cl⁻ - 2e⁻ → Cl₂↑

总: 2NaCl + 2H₂O →电解 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

电解CuSO₄溶液（惰性电极）

阴极: Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

阳极: 2H₂O - 4e⁻ → O₂↑ + 4H⁺

总: 2CuSO₄ + 2H₂O →电解 2Cu + O₂↑ + 2H₂SO₄

电解Na₂SO₄溶液（惰性电极，实质电解水）

阴极: 4H₂O + 4e⁻ → 2H₂↑ + 4OH⁻

阳极: 2H₂O - 4e⁻ → O₂↑ + 4H⁺

总: 2H₂O →电解 2H₂↑ + O₂↑

电解精炼铜（粗铜作阳极，纯铜作阴极，CuSO₄溶液作电解液）

阳极(粗Cu): Cu - 2e⁻ → Cu²⁺（比Cu活泼的Zn、Fe等也溶解，Ag、Au等沉在底部成阳极泥）

阴极(纯Cu): Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

结果：粗铜变纯铜

电镀（如铁件镀锌）

阳极(Zn): Zn - 2e⁻ → Zn²⁺

阴极(铁件): Zn²⁺ + 2e⁻ → Zn

特点：阳极金属=镀层金属，电解液含镀层金属离子

电解规律总结

类型	实例	电解对象	pH变化	复原方法
电解水型	Na₂SO₄、H₂SO₄、NaOH	水	Na₂SO₄不变；H₂SO₄减小；NaOH增大	加水
电解电解质型	CuCl₂、HCl	电解质本身	HCl增大	加电解质
放H₂生碱型	NaCl、KBr	电解质+水	增大	加HCl
放O₂生酸型	CuSO₄、AgNO₃	电解质+水	减小	加CuO/Ag₂O

电解计算（法拉第电解定律）

通过电解池的电量 Q = It = n(e⁻) × F

F = 96485 C/mol（法拉第常数）

串联电路中各电解池通过的电量相等

n(e⁻) = It / F = It / 96485

例：

用石墨电极电解100 mL CuSO₄溶液，一段时间后，阴极析出3.2 g Cu，求阳极产生气体的体积（标况）。

解：

阴极：Cu²⁺ + 2e⁻ → Cu

n(Cu) = 3.2/64 = 0.05 mol

n(e⁻) = 0.05 × 2 = 0.1 mol

阳极：2H₂O - 4e⁻ → O₂ + 4H⁺

n(O₂) = 0.1/4 = 0.025 mol

V(O₂) = 0.025 × 22.4 = 0.56 L

8.4 金属腐蚀与防护

金属腐蚀的类型

• 化学腐蚀：金属直接与接触物（如O₂、Cl₂、SO₂）反应而被腐蚀
• 电化学腐蚀：不纯金属或合金在电解质溶液中形成原电池而被腐蚀（更常见，危害更大）
  • 析氢腐蚀：在酸性较强的环境中，正极H⁺被还原为H₂ 负极(Fe): Fe - 2e⁻ → Fe²⁺ 正极(C): 2H⁺ + 2e⁻ → H₂↑
  • 吸氧腐蚀：在弱酸性或中性环境中（最常见），正极O₂被还原 负极(Fe): 2Fe - 4e⁻ → 2Fe²⁺ 正极(C): O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻ 总: 2Fe + O₂ + 2H₂O → 2Fe(OH)₂，进一步氧化为Fe(OH)₃，最后变成铁锈(Fe₂O₃·xH₂O)

金属防护方法

• 改变金属内部结构：如制成不锈钢（加入Cr、Ni等）
• 覆盖保护层：涂油漆、涂油脂、电镀、烤蓝、搪瓷
• 电化学保护法：
  • 牺牲阳极的阴极保护法：用更活泼的金属（如Zn、Mg）作负极（被保护金属作正极） 例：船底焊锌块保护钢铁；地下钢管连接镁合金
  • 外加电流的阴极保护法：被保护金属接电源负极（阴极），惰性电极接正极（阳极） 例：大型水库钢闸门、地下管道

例：

下列各种方法中，能对金属起到防止腐蚀作用的有：

① 在金属表面涂抹油漆 ② 改变金属内部结构（制成合金） ③ 保持金属表面清洁干燥 ④ 金属表面进行电镀 ⑤ 使金属与电源正极相连 ⑥ 使金属与更活泼金属相连

答：

①②③④⑥ 正确。⑤错误，因为与电源正极相连是阳极，会加速金属腐蚀（应为接负极）。

第九章 热化学与能量变化

9.1 化学反应中的能量变化

反应热与焓变

• 反应热：化学反应在一定条件下释放或吸收的热量，符号Q，单位kJ/mol
• 焓变(ΔH)：在恒压条件下反应的热效应。ΔH = H(生成物) - H(反应物)
  • ΔH < 0：放热反应（反应物能量高，生成物能量低）
  • ΔH > 0：吸热反应（反应物能量低，生成物能量高）

常见放热反应与吸热反应

放热反应	吸热反应
所有燃烧反应	大多数分解反应
酸碱中和反应	C + CO₂ →高温 2CO
活泼金属与酸或水反应	C + H₂O →高温 CO + H₂（水煤气）
大多数化合反应	H₂ + CuO →Δ Cu + H₂O
铝热反应	Ba(OH)₂·8H₂O + 2NH₄Cl（吸热结冰）
Na₂O₂、CaO与水反应	CaCO₃ →高温 CaO + CO₂↑
缓慢氧化（如铁生锈）	大多数水解反应

⚠️ 注意：

需要加热才能进行的反应不一定是吸热反应（如燃烧需要点燃但是放热反应）；放热反应也可能需要加热引发（活化能问题）。

9.2 热化学方程式

书写要点：

1. 必须注明物质的聚集状态：s(固)、l(液)、g(气)、aq(溶液)
2. ΔH 写在方程式右侧，单位kJ/mol，负号表示放热，正号表示吸热
3. 化学计量数可以是分数，表示物质的量（不表示分子数）
4. 不标注↑和↓符号
5. 需标注温度和压强（若不标注则指25℃, 101 kPa）

H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l) ΔH = -285.8 kJ/mol

H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(g) ΔH = -241.8 kJ/mol （生成气态水放热少）

2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l) ΔH = -571.6 kJ/mol （计量数加倍，ΔH加倍）

H₂O(l) → H₂(g) + ½O₂(g) ΔH = +285.8 kJ/mol （反应反向，ΔH变号）

9.3 燃烧热与中和热

燃烧热

定义：在25℃、101 kPa时，1 mol纯物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量。

• 可燃物必须是1 mol
• 完全燃烧：C → CO₂(g)，H → H₂O(l)，S → SO₂(g)
• ΔH < 0（放热）

CH₄的燃烧热：CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔH = -890.3 kJ/mol

C的燃烧热：C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH = -393.5 kJ/mol

H₂的燃烧热：H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l) ΔH = -285.8 kJ/mol

中和热

定义：在稀溶液中，强酸与强碱发生中和反应生成1 mol H₂O(l)时的反应热。

H⁺(aq) + OH⁻(aq) → H₂O(l) ΔH = -57.3 kJ/mol

测定条件：

• 必须是稀溶液（浓溶液稀释会放热）
• 必须是强酸和强碱（弱酸或弱碱因电离吸热，测得的中和热绝对值小于57.3 kJ/mol）
• 生成1 mol H₂O（与酸碱的用量有关）

中和热的测定实验

装置：简易量热计（两个嵌套的烧杯，中间填充隔热材料）

步骤：量取50 mL 0.50 mol/L盐酸 + 50 mL 0.55 mol/L NaOH溶液

测量起始温度T₁，混合后测最高温度T₂

Q = cmΔT = 4.18 × 100 × (T₂ - T₁) J

ΔH = -Q / n(H₂O) = -Q / 0.025 kJ/mol

注意：碱过量以确保酸完全反应；温度计要精确到0.1℃

9.4 盖斯定律（Hess's Law）

内容：化学反应的反应热只与反应体系的始态和终态有关，而与反应的途径无关。

若 A → B 的 ΔH = ΔH₁

B → C 的 ΔH = ΔH₂

则 A → C 的 ΔH = ΔH₁ + ΔH₂

例：

已知：

① C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH₁ = -393.5 kJ/mol

② CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g) ΔH₂ = -283.0 kJ/mol

求：C(s) + ½O₂(g) → CO(g) 的ΔH

解：

观察目标反应，可由反应① - 反应② 得到：

[C(s) + O₂(g) → CO₂(g)] - [CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g)]

= C(s) + ½O₂(g) → CO(g)

ΔH = ΔH₁ - ΔH₂ = -393.5 - (-283.0) = -110.5 kJ/mol

答：

C(s) + ½O₂(g) → CO(g) 的 ΔH = -110.5 kJ/mol

例：

已知：

① 2H₂(g) + O₂(g) → 2H₂O(l) ΔH₁ = -571.6 kJ/mol

② 2CH₃OH(l) + 3O₂(g) → 2CO₂(g) + 4H₂O(l) ΔH₂ = -1452 kJ/mol

③ CO(g) + ½O₂(g) → CO₂(g) ΔH₃ = -283 kJ/mol

求：CO(g) + 2H₂(g) → CH₃OH(l) 的ΔH

解：

目标反应：CO + 2H₂ → CH₃OH

利用已知反应组合：

③ + ½① - ½②：

CO + ½O₂ → CO₂ ΔH₃ = -283

H₂ + ½O₂ → H₂O(l) ½ΔH₁ = -285.8

CO₂ + 2H₂O → CH₃OH + 3/2O₂ -½ΔH₂ = +726

相加：CO + 2H₂ → CH₃OH

ΔH = -283 + (-285.8) + 726 = -283 - 285.8 + 726 = +157.2 kJ/mol

答：

ΔH = -128.8 kJ/mol（重新计算：-283 - 285.8 + 726 = 157.2，有误，应仔细核对）

9.5 键能与反应热

ΔH = 反应物键能总和 - 生成物键能总和

= 断裂反应物化学键吸收的总能量 - 形成生成物化学键释放的总能量

键能：气态基态原子形成1 mol化学键所释放的最低能量（或断裂1 mol化学键所需能量）。

常见键能数据（kJ/mol）

化学键	键能	化学键	键能
H—H	436	C—H	413
Cl—Cl	243	C—C	348
Br—Br	193	C=C	614
I—I	151	C≡C	839
H—Cl	431	C—O	358
H—Br	366	C=O	799
H—I	298	O—H	463
H—O	463	N≡N	946
N—H	391	C—N	305

例：

计算 H₂(g) + Cl₂(g) → 2HCl(g) 的 ΔH

解：

断裂键吸收的能量 = H—H(436) + Cl—Cl(243) = 679 kJ

形成键释放的能量 = 2 × H—Cl(431) = 862 kJ

ΔH = 679 - 862 = -183 kJ/mol

答：

该反应的ΔH = -183 kJ/mol（放热反应）

9.6 活化能与反应机理

• 活化分子：能量高于平均能量的分子，能够发生有效碰撞
• 活化能(Ea)：普通分子变成活化分子所需的最低能量
• 活化能只影响反应速率，不影响反应热（ΔH = Ea(正) - Ea(逆)）
• 催化剂通过降低活化能增大反应速率，但不改变ΔH

反应过程中的能量图

放热反应：反应物能量高于生成物能量，反应物到最高点（活化能）再下降到生成物。

吸热反应：反应物能量低于生成物能量。

使用催化剂：最高点（活化能）降低，但反应物和生成物能量不变。

9.7 熵变与吉布斯自由能（了解）

• 熵(S)：表示体系混乱度的物理量，混乱度越大熵越大。气体熵 > 液体熵 > 固体熵
• 熵变(ΔS)：ΔS = S(生成物) - S(反应物)。气体分子数增大的反应ΔS > 0
• 吉布斯自由能(ΔG)：ΔG = ΔH - TΔS
  • ΔG < 0：反应能自发进行
  • ΔG > 0：反应不能自发进行
  • ΔG = 0：反应达到平衡

反应自发性判断：

• ΔH < 0，ΔS > 0：任何温度下都能自发（ΔG < 0）

• ΔH > 0，ΔS < 0：任何温度下都不能自发（ΔG > 0）

• ΔH < 0，ΔS < 0：低温下自发（需T较小使TΔS < ΔH）

• ΔH > 0，ΔS > 0：高温下自发（需T较大使TΔS > ΔH）

第十章 水溶液中的离子平衡

10.1 弱电解质的电离平衡

电离平衡的建立

弱电解质溶于水，在水分子作用下电离成离子，同时离子又能结合成分子，当电离速率 = 结合速率时，建立电离平衡。

CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺

NH₃·H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻

电离平衡常数(Ka或Kb)

对于 HA ⇌ H⁺ + A⁻：Ka = [H⁺][A⁻]/[HA]

对于 BOH ⇌ B⁺ + OH⁻：Kb = [B⁺][OH⁻]/[BOH]

• K 只与温度有关，温度升高K增大
• K 越大，电解质越强（在相同类型比较时）
• 多元弱酸分步电离，K₁ >> K₂ >> K₃（第一步电离程度最大）

常见弱酸的Ka（25℃）

酸	Ka（或K₁、K₂）	酸性强弱
CH₃COOH	1.8×10⁻⁵	—
H₂CO₃	K₁=4.3×10⁻⁷，K₂=5.6×10⁻¹¹	比CH₃COOH弱
H₂S	K₁=1.3×10⁻⁷，K₂=7.1×10⁻¹⁵	比H₂CO₃弱
HClO	3.0×10⁻⁸	比H₂CO₃弱
H₂SiO₃	极小	最弱
H₃PO₄	K₁=7.5×10⁻³，K₂=6.2×10⁻⁸，K₃=4.8×10⁻¹³	比CH₃COOH强
HF	3.5×10⁻⁴	比CH₃COOH强

强酸制弱酸规律：

由Ka大小可知酸性强弱：H₃PO₄ > HF > CH₃COOH > H₂CO₃ > H₂S > HClO > HCO₃⁻ > HSiO₃⁻

强酸可制弱酸，但需注意特殊情况（如H₂S + CuSO₄ → CuS↓ + H₂SO₄，因为CuS极难溶）

影响电离平衡的因素

因素	对电离平衡的影响
温度	升温促进电离（电离吸热）
浓度	加水稀释促进电离（电离程度增大），但离子浓度减小
同离子效应	加入含相同离子的物质，抑制电离（如CH₃COOH中加入CH₃COONa）
反应消耗离子	促进电离（如CH₃COOH中加入NaOH，中和H⁺促进电离）

电离度(α)

α = 已电离的分子数 / 总分子数 × 100%

对于弱酸HA（初始浓度c）：Ka = cα² / (1-α) ≈ cα²（α很小时）

[H⁺] = cα = √(Ka·c)

10.2 水的电离与pH

水的电离

H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻ （或 H₂O + H₂O ⇌ H₃O⁺ + OH⁻）

Kw = [H⁺][OH⁻] = 1.0×10⁻¹⁴ （25℃）

• Kw 只与温度有关，温度升高Kw增大（100℃时Kw ≈ 1×10⁻¹²）
• Kw 适用于任何稀水溶液（不只是纯水）
• 25℃时，纯水 [H⁺] = [OH⁻] = 1.0×10⁻⁷ mol/L

影响水电离的因素

条件	对水电离的影响	水电离出的[H⁺]
加酸	抑制水电离	减小（水电离出的[H⁺] = [OH⁻] = Kw/[H⁺]总）
加碱	抑制水电离	减小
加能水解的盐	促进水电离	增大
升温	促进水电离	增大

溶液的酸碱性

酸碱性	[H⁺]与[OH⁻]关系	pH（25℃）
酸性	[H⁺] > [OH⁻]	pH < 7
中性	[H⁺] = [OH⁻]	pH = 7
碱性	[H⁺] < [OH⁻]	pH > 7

pH的计算

pH = -lg[H⁺]

pH计算常见类型

① 强酸溶液：

直接由浓度求[H⁺]

例：0.01 mol/L HCl：[H⁺]=0.01 mol/L → pH = -lg(0.01) = 2

0.01 mol/L H₂SO₄：[H⁺]=0.02 mol/L → pH = -lg(0.02) ≈ 1.7

② 强碱溶液：

先求[OH⁻]，再用Kw求[H⁺]

例：0.01 mol/L NaOH：[OH⁻]=0.01 mol/L

[H⁺] = Kw/[OH⁻] = 10⁻¹⁴/10⁻² = 10⁻¹² mol/L → pH = 12

③ 强酸与强碱混合：

例：100 mL 0.1 mol/L HCl + 100 mL 0.1 mol/L NaOH

n(H⁺) = 0.1 × 0.1 = 0.01 mol

n(OH⁻) = 0.1 × 0.1 = 0.01 mol

恰好中和，pH = 7

例：100 mL pH=1的HCl + 100 mL pH=13的NaOH

n(H⁺) = 0.1 × 0.1 = 0.01 mol

n(OH⁻) = 0.1 × 0.1 = 0.01 mol

恰好中和，pH = 7

④ 稀释问题：

强酸稀释10倍，pH增大1；稀释10ⁿ倍，pH增大n（但不会超过7）

强碱稀释10倍，pH减小1；稀释10ⁿ倍，pH减小n（但不会低于7）

pH=5的盐酸稀释1000倍：pH接近7（略小于7，因为水电离的H⁺不能忽略）

弱酸稀释：由于电离程度增大，pH变化小于强酸

⑤ 弱酸pH的特殊问题：

pH=3的CH₃COOH溶液稀释100倍后，pH < 5（因为稀释促进电离，产生更多H⁺）

pH=3的CH₃COOH与pH=11的NaOH等体积混合，pH < 7（因为CH₃COOH浓度远大于NaOH浓度）

10.3 盐类的水解

盐类水解的定义

在溶液中盐电离出的离子与水电离出的H⁺或OH⁻结合生成弱电解质的反应。

实质：破坏水的电离平衡，促进水的电离

条件：盐中有弱酸根或弱碱阳离子（"有弱才水解，谁弱谁水解"）

特点：可逆、吸热、微弱

盐类水解的类型

盐的类型	是否水解	水解离子	溶液酸碱性	实例
强酸强碱盐	不水解	—	中性 pH=7	NaCl、KNO₃、Na₂SO₄
强酸弱碱盐	水解	弱碱阳离子	酸性 pH<7	NH₄Cl、FeCl₃、CuSO₄
弱酸强碱盐	水解	弱酸根阴离子	碱性 pH>7	Na₂CO₃、CH₃COONa、Na₂S
弱酸弱碱盐	双水解	阴阳离子都水解	取决于Ka、Kb相对大小	NH₄Ac、Al₂S₃

水解方程式书写

NH₄Cl水解：NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O + H⁺

Na₂CO₃水解（分步）：

第一步：CO₃²⁻ + H₂O ⇌ HCO₃⁻ + OH⁻（主要）

第二步：HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH⁻（次要）

一般只写第一步

FeCl₃水解：Fe³⁺ + 3H₂O ⇌ Fe(OH)₃ + 3H⁺（加热促进水解，生成Fe(OH)₃胶体）

双水解反应（彻底水解）

某些盐的阳离子和阴离子都水解，相互促进使水解趋于完全，用"="和↑↓表示。

Al³⁺ + 3HCO₃⁻ → Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑（泡沫灭火器原理）

2Al³⁺ + 3CO₃²⁻ + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3CO₂↑

2Fe³⁺ + 3CO₃²⁻ + 3H₂O → 2Fe(OH)₃↓ + 3CO₂↑

Al³⁺ + 3AlO₂⁻ + 6H₂O → 4Al(OH)₃↓

2Al³⁺ + 3S²⁻ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

⚠️ 注意：

NH₄⁺与CO₃²⁻、S²⁻、Ac⁻等虽然都水解，但不彻底（能共存），因为NH₃·H₂O和弱酸都是可溶的；而Al³⁺、Fe³⁺与CO₃²⁻、S²⁻等发生彻底双水解，不能共存。

影响水解平衡的因素

• 温度：升温促进水解（水解吸热）
• 浓度：稀释促进水解（水解程度增大）
• 酸碱度：加酸抑制阳离子水解，促进阴离子水解；加碱反之

盐类水解的应用

• 明矾净水：Al³⁺ 水解生成 Al(OH)₃ 胶体吸附杂质
• 配制FeCl₃溶液：加少量盐酸抑制Fe³⁺水解
• 泡沫灭火器：Al₂(SO₄)₃与NaHCO₃溶液混合，双水解产生CO₂
• 制备Fe(OH)₃胶体：向沸水中滴加FeCl₃溶液，利用水解
• 化肥使用：铵态氮肥（如NH₄Cl）不能与草木灰（K₂CO₃，碱性）混用，会放出NH₃损失肥效
• 热纯碱去油污：Na₂CO₃水解显碱性，加热促进水解，碱性增强
• 制备SnCl₂溶液：加锡粒防止Sn²⁺被氧化
• Al与NaHCO₃制气：利用双水解快速产生CO₂

10.4 溶液中粒子浓度大小比较

三大守恒

1. 电荷守恒：溶液中所有阳离子带的正电荷总数 = 所有阴离子带的负电荷总数 Na₂CO₃溶液：[Na⁺] + [H⁺] = 2[CO₃²⁻] + [HCO₃⁻] + [OH⁻]
2. 物料守恒（元素守恒）：某元素的总浓度等于其各存在形式的浓度之和 Na₂CO₃溶液：[Na⁺] = 2{[CO₃²⁻] + [HCO₃⁻] + [H₂CO₃]}
3. 质子守恒：由电荷守恒和物料守恒消去金属离子得到 Na₂CO₃溶液：[OH⁻] = [H⁺] + [HCO₃⁻] + 2[H₂CO₃]

例：

0.1 mol/L Na₂CO₃溶液中各粒子浓度大小顺序

分析：

Na₂CO₃ = 2Na⁺ + CO₃²⁻

CO₃²⁻ + H₂O ⇌ HCO₃⁻ + OH⁻（主要）

HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH⁻（次要）

Na⁺浓度最大（0.2 mol/L），CO₃²⁻部分水解（略小于0.1），水解产物OH⁻和HCO₃⁻相等（但OH⁻还有第二步水解贡献，所以略大于HCO₃⁻），H₂CO₃极少，H⁺最少

顺序：

[Na⁺] > [CO₃²⁻] > [OH⁻] > [HCO₃⁻] > [H₂CO₃] > [H⁺]

例：

0.1 mol/L NH₄Cl溶液中各粒子浓度大小顺序

分析：

NH₄Cl = NH₄⁺ + Cl⁻

NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O + H⁺

Cl⁻不水解（0.1 mol/L），NH₄⁺部分水解（略小于0.1），H⁺来自水解（>10⁻⁷），NH₃·H₂O与H⁺等量

顺序：

[Cl⁻] > [NH₄⁺] > [H⁺] > [NH₃·H₂O] > [OH⁻]

例：

等浓度等体积的CH₃COOH与CH₃COONa混合溶液

分析：

CH₃COOH的电离程度 > CH₃COO⁻的水解程度，溶液显酸性

顺序：

[CH₃COO⁻] > [Na⁺] > [H⁺] > [OH⁻]

（因为CH₃COOH额外提供了CH₃COO⁻，使其浓度大于Na⁺）

10.5 难溶电解质的溶解平衡（Ksp）

溶度积常数

对于 AmBn(s) ⇌ mAⁿ⁺(aq) + nBᵐ⁻(aq)

Ksp = [Aⁿ⁺]ᵐ·[Bᵐ⁻]ⁿ

• Ksp 只与温度有关，温度升高Ksp一般增大
• Ksp 越小，溶解度越小（同类型比较）

常见Ksp（25℃）

难溶物	Ksp	难溶物	Ksp
AgCl	1.8×10⁻¹⁰	BaSO₄	1.1×10⁻¹⁰
AgBr	5.4×10⁻¹³	CaCO₃	3.4×10⁻⁹
AgI	8.5×10⁻¹⁷	Mg(OH)₂	5.6×10⁻¹²
Ag₂CrO₄	1.1×10⁻¹²	Fe(OH)₃	2.8×10⁻³⁹
PbI₂	7.1×10⁻⁹	Cu(OH)₂	2.2×10⁻²⁰

溶度积规则

离子积Qc与Ksp比较：

• Qc > Ksp：溶液过饱和，有沉淀生成（沉淀溶解平衡逆向移动）
• Qc = Ksp：溶液饱和，处于沉淀溶解平衡
• Qc < Ksp：溶液未饱和，沉淀会溶解（平衡正向移动）

沉淀的转化

溶解度小的沉淀可以转化为溶解度更小的沉淀。Ksp相差越大，转化越容易。

AgCl(白) → AgBr(淡黄) → AgI(黄) → Ag₂S(黑)

（Ksp依次减小）

例：

锅炉水垢中的CaSO₄难溶于酸，可用Na₂CO₃溶液处理转化为CaCO₃，再用盐酸除去。

原理：

CaSO₄(s) + CO₃²⁻(aq) ⇌ CaCO₃(s) + SO₄²⁻(aq)

K = [SO₄²⁻]/[CO₃²⁻] = Ksp(CaSO₄)/Ksp(CaCO₃) = (9.1×10⁻⁶)/(3.4×10⁻⁹) ≈ 2700 >> 1

反应正向进行趋势很大。

沉淀溶解平衡的应用

• 除杂：加入适当试剂使杂质离子形成沉淀除去
• 分步沉淀：利用Ksp差异，按顺序沉淀不同离子
• 沉淀溶解：加酸、加络合剂、加还原剂等使沉淀溶解

例：

向含有Cl⁻和CrO₄²⁻的混合溶液中逐滴加入AgNO₃溶液，哪个先沉淀？

已知：

Ksp(AgCl) = 1.8×10⁻¹⁰，Ksp(Ag₂CrO₄) = 1.1×10⁻¹²

设[Cl⁻] = [CrO₄²⁻] = 0.01 mol/L

解：

AgCl开始沉淀需要的[Ag⁺] = Ksp/[Cl⁻] = 1.8×10⁻¹⁰/0.01 = 1.8×10⁻⁸ mol/L

Ag₂CrO₄开始沉淀需要的[Ag⁺] = √(Ksp/[CrO₄²⁻]) = √(1.1×10⁻¹²/0.01) = √(1.1×10⁻¹⁰) ≈ 1.05×10⁻⁵ mol/L

因为1.8×10⁻⁸ < 1.05×10⁻⁵，所以AgCl先沉淀。

这就是莫尔法测定Cl⁻的原理：用K₂CrO₄作指示剂，AgCl先沉淀，当Cl⁻沉淀完全后，Ag₂CrO₄才沉淀（砖红色），指示终点。

第十一章 化学反应动力学进阶

11.1 反应速率方程

速率方程与反应级数

对于反应 aA + bB → 产物，速率方程一般形式为：

v = k·[A]ᵐ·[B]ⁿ

其中：

• k：速率常数（只与温度和催化剂有关）
• m、n：反应级数（由实验确定，不一定等于化学计量数）
• m+n：总反应级数

常见反应级数

级数	速率方程	浓度加倍时速率变化	特征
零级	v = k	不变	速率与浓度无关
一级	v = k[A]	加倍	半衰期与浓度无关
二级	v = k[A]² 或 k[A][B]	4倍	—

基元反应与反应机理

基元反应：一步完成的反应，速率方程中指数等于化学计量数。

复杂反应：由多个基元反应组成，总反应速率由最慢的一步（决速步）决定。

例：

反应 2NO + O₂ → 2NO₂ 的实验速率方程为 v = k[NO]²[O₂]

可能的反应机理：

步骤1：NO + NO ⇌ N₂O₂ （快，平衡）

步骤2：N₂O₂ + O₂ → 2NO₂ （慢，决速步）

推导：v = k₂[N₂O₂][O₂]

由步骤1平衡：K = [N₂O₂]/[NO]²，所以[N₂O₂] = K[NO]²

代入：v = k₂K[NO]²[O₂] = k[NO]²[O₂] ✓

与实验速率方程一致，机理合理。

11.2 阿伦尼乌斯方程

k = A·e^(-Ea/RT)

或 ln(k₂/k₁) = (Ea/R)·(1/T₁ - 1/T₂)

其中：

• k：速率常数
• A：指前因子（频率因子）
• Ea：活化能 (J/mol)
• R：气体常数 8.314 J/(mol·K)
• T：热力学温度 (K)

阿伦尼乌斯方程的应用

• 温度升高，k增大（指数关系）
• Ea越大，温度对速率的影响越显著
• 催化剂降低Ea，使k显著增大
• 利用不同温度下的k值可计算Ea

例：

某反应在300 K时速率常数为k₁，在310 K时速率常数为k₂ = 2k₁，求活化能Ea。

解：

ln(k₂/k₁) = (Ea/R)·(1/T₁ - 1/T₂)

ln(2) = (Ea/8.314)·(1/300 - 1/310)

0.693 = (Ea/8.314)·(10/93000)

Ea = 0.693 × 8.314 × 93000 / 10

Ea ≈ 53,600 J/mol = 53.6 kJ/mol

11.3 催化剂

催化剂的分类

类型	特征	实例
正催化剂	加快反应速率	MnO₂催化KClO₃分解；V₂O₅催化SO₂氧化
负催化剂（抑制剂）	减慢反应速率	橡胶防老剂、食品防腐剂
均相催化剂	与反应物同相	酸催化酯水解
多相催化剂	与反应物不同相	固体催化剂催化气体反应
生物催化剂（酶）	高效、专一、温和	淀粉酶、蛋白酶

催化剂的作用机理

催化剂通过改变反应路径，降低活化能，使更多分子成为活化分子，从而增大反应速率。

无催化剂：A + B → AB (Ea较高)

有催化剂：

A + 催化剂 → A-催化剂 (Ea₁较低)

A-催化剂 + B → AB + 催化剂 (Ea₂较低)

总活化能降低，速率增大

催化剂的特性

• 参与反应但质量和化学性质不变（物理性质可能改变，如块状变粉末）
• 不改变平衡位置（同等程度影响正逆反应速率）
• 不改变反应热ΔH
• 具有选择性（不同催化剂催化不同反应）
• 有最适温度（温度过高可能失活，特别是酶）

重要工业催化反应

反应	催化剂	工业应用
N₂ + 3H₂ → 2NH₃	铁触媒（Fe + K₂O + Al₂O₃）	合成氨
2SO₂ + O₂ → 2SO₃	V₂O₅	接触法制硫酸
4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O	Pt-Rh合金	氨氧化法制硝酸
乙烯聚合	Ziegler-Natta催化剂	制聚乙烯
石油裂化	硅酸铝	提高汽油产量

11.4 碰撞理论

有效碰撞的条件

1. 足够的能量：碰撞分子的能量必须达到或超过活化能
2. 合适的取向：碰撞时分子必须有正确的空间取向

影响有效碰撞频率的因素

有效碰撞频率 = 碰撞频率 × 能量因子 × 取向因子

= Z × f × p

其中：f = e^(-Ea/RT)（能量因子，温度升高f增大）

p = 取向因子（与分子结构有关）

11.5 过渡态理论

反应物分子在碰撞过程中，先形成高能量的"活化络合物"（过渡态），然后再分解为产物。

A + B → [A···B]⁺（过渡态）→ C + D

过渡态的能量最高，最不稳定

活化能 = 过渡态能量 - 反应物平均能量

11.6 链反应

某些反应一旦引发，就能自动持续进行，如燃烧、爆炸、聚合反应。

链反应的三个阶段

1. 链引发：产生自由基（活性中间体）
2. 链传递：自由基与分子反应，生成新自由基（循环进行）
3. 链终止：自由基相互结合，反应停止

例：H₂ + Cl₂ → 2HCl 的链反应机理

链引发：Cl₂ →光照 2Cl·

链传递：Cl· + H₂ → HCl + H·

H· + Cl₂ → HCl + Cl· （循环）

链终止：Cl· + Cl· → Cl₂

H· + Cl· → HCl

第十二章 常见金属元素

12.1 钠(Na)及其化合物

钠的性质

• 银白色金属，质软（可用刀切割），密度小（0.97 g/cm³，比水小比煤油大），熔点低（97.8℃），保存在煤油中
• 与水反应：2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑ 现象："浮、熔、游、响、红"（浮在水面、熔成小球、四处游动、发出声响、溶液变红）
• 与氧气反应：
  • 常温：4Na + O₂ → 2Na₂O（白色固体，氧化钠）
  • 加热/点燃：2Na + O₂ →点燃 Na₂O₂（淡黄色固体，过氧化钠，黄色火焰）
• 与Cl₂反应：2Na + Cl₂ →点燃 2NaCl（白烟）
• 与S反应：2Na + S → Na₂S（甚至可爆炸）
• 与酸反应（先与酸反应，酸不足再与水反应）：2Na + 2HCl → 2NaCl + H₂↑
• 与盐溶液反应（先与水反应，生成的NaOH再与盐反应）： 例：Na投入CuSO₄溶液：2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑，然后 2NaOH + CuSO₄ → Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄ 不能置换出金属单质！

Na₂O 与 Na₂O₂ 的比较

性质	Na₂O（氧化钠）	Na₂O₂（过氧化钠）
颜色	白色	淡黄色
氧的化合价	-2	-1
电子式	Na⁺[:O:]²⁻Na⁺	Na⁺[:O:O:]²⁻Na⁺
物质类别	碱性氧化物	过氧化物（非碱性氧化物）
与水反应	Na₂O + H₂O → 2NaOH	2Na₂O₂ + 2H₂O → 4NaOH + O₂↑
与CO₂反应	Na₂O + CO₂ → Na₂CO₃	2Na₂O₂ + 2CO₂ → 2Na₂CO₃ + O₂
与酸反应	Na₂O + 2HCl → 2NaCl + H₂O	2Na₂O₂ + 4HCl → 4NaCl + 2H₂O + O₂↑
氧化还原	非氧化还原反应	歧化反应（O从-1变为-2和0）
用途	—	供氧剂、漂白剂、氧化剂

Na₂O₂的重要特性：

• 与水或CO₂反应都能放出O₂（可用作呼吸面具的供氧剂）

• 具有强氧化性，能漂白有机色素（漂白是不可逆的，区别于SO₂的可逆漂白）

• 反应中 Na₂O₂ 既是氧化剂又是还原剂

• 1mol Na₂O₂ 与水或CO₂反应，转移1mol电子

• 与品红溶液反应，品红褪色且加热不恢复

Na₂O₂与CO₂/H₂O反应的计算规律

2Na₂O₂ + 2CO₂ → 2Na₂CO₃ + O₂

固体增重 = m(CO₂) - m(O₂) = 44n - 32(n/2) = 44n - 16n = 28n

即固体增重 = n(CO₂) × 28 = n(CO₂) × M(CO)

同理：2Na₂O₂ + 2H₂O → 4NaOH + O₂

固体增重 = m(H₂O) - m(O₂) = 18n - 16n = 2n = n(H₂O) × M(H₂)

推论：通式(CO)ₘ(H₂)ₙ 的物质（如HCHO、CH₃COOH、C₆H₁₂O₆等）

完全燃烧后的产物通过足量Na₂O₂，固体增重 = 原物质的质量

Na₂CO₃ 与 NaHCO₃ 的比较

性质	Na₂CO₃（纯碱/苏打）	NaHCO₃（小苏打）
俗名	纯碱、苏打	小苏打
颜色状态	白色粉末	白色细小晶体
溶解性	易溶	可溶（溶解度比Na₂CO₃小）
热稳定性	稳定，受热不分解	不稳定，受热分解：2NaHCO₃ →Δ Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑
与酸反应	Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂↑（分步，较慢）	NaHCO₃ + HCl → NaCl + H₂O + CO₂↑（一步，较快）
与碱反应	不与NaOH反应；与Ca(OH)₂生成CaCO₃↓	NaHCO₃ + NaOH → Na₂CO₃ + H₂O
与CaCl₂/BaCl₂	生成CaCO₃/BaCO₃↓	不反应（Ca(HCO₃)₂、Ba(HCO₃)₂可溶）
水溶液碱性	较强（pH≈11.6，0.1mol/L）	较弱（pH≈8.3）
用途	玻璃、制皂、造纸	发酵粉、胃药、灭火剂

Na₂CO₃与NaHCO₃的鉴别方法

• 加热法：能分解产生使澄清石灰水变浑浊气体的是NaHCO₃
• CaCl₂法：能生成白色沉淀的是Na₂CO₃
• 稀盐酸法：逐滴加入稀盐酸，立即产生气泡的是NaHCO₃（Na₂CO₃开始无气泡，因为先生成NaHCO₃）
• pH试纸：pH较大的是Na₂CO₃

相互转化

Na₂CO₃ → NaHCO₃：通入CO₂ → Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O → 2NaHCO₃

NaHCO₃ → Na₂CO₃：

① 加热：2NaHCO₃ →Δ Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑

② 加NaOH：NaHCO₃ + NaOH → Na₂CO₃ + H₂O

12.2 镁(Mg)及其化合物

镁的性质

• 银白色轻金属，密度小（1.74 g/cm³），硬度较小
• 与O₂反应：2Mg + O₂ →点燃 2MgO（耀眼白光，生成白色固体）
• 与N₂反应：3Mg + N₂ →点燃 Mg₃N₂（能在N₂中燃烧）
• 与CO₂反应：2Mg + CO₂ →点燃 2MgO + C（镁在CO₂中也能燃烧）
• 与Cl₂反应：Mg + Cl₂ →点燃 MgCl₂
• 与热水反应：Mg + 2H₂O →Δ Mg(OH)₂ + H₂↑（冷水反应很慢）
• 与酸反应：Mg + 2HCl → MgCl₂ + H₂↑

镁的重要化合物

• MgO：白色粉末，高熔点（2800℃），碱性氧化物，与水缓慢反应生成Mg(OH)₂
• Mg(OH)₂：白色难溶的弱碱，受热分解为MgO和H₂O，溶于酸
• MgCl₂：易潮解，从海水中提取Mg的重要中间产物
• MgCO₃：微溶于水（白云石成分），与酸反应

工业上从海水中提取镁

海水 → Ca(OH)₂ → Mg(OH)₂↓ → 盐酸 → MgCl₂溶液 → 蒸发结晶 → MgCl₂·6H₂O → HCl气氛加热脱水 → 无水MgCl₂ → 电解 → Mg

主要反应：

Mg²⁺ + Ca(OH)₂ → Mg(OH)₂↓ + Ca²⁺（实际用贝壳煅烧生成的CaO制Ca(OH)₂）

Mg(OH)₂ + 2HCl → MgCl₂ + 2H₂O

MgCl₂ →电解(熔融) Mg + Cl₂↑

12.3 铝(Al)及其化合物

铝的性质

• 银白色轻金属，密度小（2.7 g/cm³），具有良好的延展性和导电导热性
• 在空气中形成致密氧化膜（Al₂O₃），常温下稳定（钝化）
• 与O₂反应：4Al + 3O₂ →点燃 2Al₂O₃（耀眼白光，放出大量热）
• 与Cl₂反应：2Al + 3Cl₂ →点燃 2AlCl₃
• 与S反应：2Al + 3S →Δ Al₂S₃
• 与酸反应（非氧化性酸）：2Al + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂↑ 常温下遇浓H₂SO₄、浓HNO₃钝化（形成致密氧化膜）
• 与碱反应（特征反应）：2Al + 2NaOH + 2H₂O → 2NaAlO₂ + 3H₂↑
• 铝热反应：2Al + Fe₂O₃ →高温 Al₂O₃ + 2Fe（焊接铁轨、冶炼金属）

铝的两性：

铝既能与酸反应，也能与碱反应（这是大多数金属不具备的特性）。

实质：铝先与强碱溶液中的水反应生成Al(OH)₃，然后Al(OH)₃再与强碱反应生成NaAlO₂。

电子转移：2Al → 2Al³⁺ + 6e⁻，6H₂O → 3H₂↑ + 6OH⁻

1mol Al与足量酸或碱反应，都放出 1.5mol H₂

氧化铝(Al₂O₃) —— 两性氧化物

Al₂O₃ + 6HCl → 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O

性质：白色难溶固体，熔点高（2054℃），是冶炼铝的原料（电解熔融Al₂O₃，加冰晶石Na₃AlF₆降低熔点）。天然Al₂O₃叫刚玉，其中红宝石（含Cr³⁺）和蓝宝石（含Fe²⁺、Ti⁴⁺）为名贵宝石。

氢氧化铝(Al(OH)₃) —— 两性氢氧化物

Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O

Al(OH)₃ + NaOH → NaAlO₂ + 2H₂O

性质：白色胶状沉淀，难溶于水，能凝聚水中悬浮物（净水作用）。受热分解：2Al(OH)₃ →Δ Al₂O₃ + 3H₂O。不溶于氨水（区别于Zn(OH)₂能溶于氨水）。

制备方法：

实验室通常用可溶性铝盐与氨水反应制备 Al(OH)₃：

Al³⁺ + 3NH₃·H₂O → Al(OH)₃↓ + 3NH₄⁺

（不用NaOH，因为过量NaOH会溶解Al(OH)₃生成NaAlO₂）

铝盐与偏铝酸盐的相互转化（重要考点）

Al³⁺ → Al(OH)₃ → AlO₂⁻（加入碱由少到多）

AlO₂⁻ → Al(OH)₃ → Al³⁺（加入酸由少到多）

向AlCl₃溶液中滴加NaOH溶液：

少量NaOH：Al³⁺ + 3OH⁻ → Al(OH)₃↓（白色沉淀）

过量NaOH：Al(OH)₃ + OH⁻ → AlO₂⁻ + 2H₂O（沉淀溶解）

向NaOH溶液中滴加AlCl₃溶液：

少量AlCl₃：Al³⁺ + 4OH⁻ → AlO₂⁻ + 2H₂O（开始无沉淀）

过量AlCl₃：Al³⁺ + 3AlO₂⁻ + 6H₂O → 4Al(OH)₃↓（出现沉淀）

向NaAlO₂溶液中滴加盐酸：

少量HCl：AlO₂⁻ + H⁺ + H₂O → Al(OH)₃↓

过量HCl：Al(OH)₃ + 3H⁺ → Al³⁺ + 3H₂O

明矾 KAl(SO₄)₂·12H₂O

十二水合硫酸铝钾，复盐（能电离出K⁺、Al³⁺、SO₄²⁻三种离子）。用作净水剂，因为Al³⁺水解生成Al(OH)₃胶体吸附杂质。

12.4 铁(Fe)及其化合物

铁的化学性质

• 银白色金属（纯铁），能被磁铁吸引
• 与O₂反应：3Fe + 2O₂ →点燃 Fe₃O₄（火星四射，生成黑色固体）
• 与Cl₂反应：2Fe + 3Cl₂ →点燃 2FeCl₃（棕色烟，Fe³⁺）
• 与S反应：Fe + S →Δ FeS（Fe²⁺，变价金属与弱氧化剂反应显低价）
• 与I₂反应：Fe + I₂ →Δ FeI₂（Fe²⁺）
• 与水蒸气反应：3Fe + 4H₂O(g) →高温 Fe₃O₄ + 4H₂
• 与非氧化性酸：Fe + 2HCl → FeCl₂ + H₂↑（Fe²⁺）
• 与氧化性酸（稀HNO₃）：
  • Fe少量：Fe + 4HNO₃(稀) → Fe(NO₃)₃ + NO↑ + 2H₂O（Fe³⁺）
  • Fe过量：3Fe + 8HNO₃(稀) → 3Fe(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O（Fe²⁺）
• 常温下遇浓H₂SO₄、浓HNO₃钝化
• 与盐溶液：Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu（"湿法炼铜"） Fe + 2FeCl₃ → 3FeCl₂（除去FeCl₃中少量FeCl₂用Cl₂；除去FeCl₂中少量FeCl₃加Fe粉）

Fe₃O₄（磁性氧化铁）

黑色晶体，有磁性，可视为FeO·Fe₂O₃（含+2和+3两种价态的铁）。与盐酸反应：Fe₃O₄ + 8HCl → FeCl₂ + 2FeCl₃ + 4H₂O

Fe²⁺ 与 Fe³⁺ 的比较与相互转化

性质	Fe²⁺	Fe³⁺
颜色	浅绿色	黄色（稀溶液常因水解呈棕黄色）
氧化性	较弱（可被强还原剂还原为Fe）	较强（可被I⁻、S²⁻、SO₃²⁻、Cu还原）
还原性	较强（可被Cl₂、Br₂、H₂O₂、KMnO₄、HNO₃氧化）	无还原性
与KSCN	无明显现象	血红色溶液
与NaOH	白色沉淀→灰绿色→红褐色	红褐色沉淀
与苯酚	无现象	紫色溶液

Fe²⁺ 与 Fe³⁺ 的相互转化

Fe²⁺ → Fe³⁺（加氧化剂）：

2Fe²⁺ + Cl₂ → 2Fe³⁺ + 2Cl⁻

2Fe²⁺ + H₂O₂ + 2H⁺ → 2Fe³⁺ + 2H₂O

3Fe²⁺ + 4H⁺ + NO₃⁻ → 3Fe³⁺ + NO↑ + 2H₂O

Fe³⁺ → Fe²⁺（加还原剂）：

2Fe³⁺ + Fe → 3Fe²⁺

2Fe³⁺ + Cu → 2Fe²⁺ + Cu²⁺（印刷电路板原理）

2Fe³⁺ + 2I⁻ → 2Fe²⁺ + I₂

2Fe³⁺ + H₂S → 2Fe²⁺ + S↓ + 2H⁺

Fe²⁺ 与 Fe³⁺ 的检验

离子	检验方法	现象
Fe²⁺	加KSCN溶液，再加氯水	加KSCN无现象，加氯水后变红色
Fe²⁺	加酸性KMnO₄溶液	KMnO₄褪色（还原性）
Fe²⁺	加K₃[Fe(CN)₆]（铁氰化钾）	蓝色沉淀（滕氏蓝）
Fe³⁺	加KSCN溶液	溶液立即变为血红色
Fe³⁺	加NaOH溶液	生成红褐色沉淀 Fe(OH)₃
Fe³⁺	加苯酚溶液	溶液显紫色
Fe³⁺	加K₄[Fe(CN)₆]（亚铁氰化钾）	蓝色沉淀（普鲁士蓝）

铁的氢氧化物

性质	Fe(OH)₂	Fe(OH)₃
颜色状态	白色沉淀	红褐色沉淀
溶解性	难溶于水	难溶于水
稳定性	不稳定，易被氧化：4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃	较稳定，受热分解：2Fe(OH)₃ →Δ Fe₂O₃ + 3H₂O
与酸反应	Fe(OH)₂ + 2HCl → FeCl₂ + 2H₂O	Fe(OH)₃ + 3HCl → FeCl₃ + 3H₂O
制备	Fe²⁺ + 2OH⁻ → Fe(OH)₂↓	Fe³⁺ + 3OH⁻ → Fe(OH)₃↓

制备Fe(OH)₂白色沉淀的操作要点：

① 用新制的FeSO₄溶液（防止Fe²⁺被氧化）

② 将NaOH溶液煮沸赶走溶解的O₂

③ 将胶头滴管伸入FeSO₄液面以下滴加NaOH

④ 可在液面上加一层苯或植物油隔绝空气

12.5 铜(Cu)及其化合物

铜的性质

• 紫红色金属，良好的导电导热性，延展性好
• 不与非氧化性酸（HCl、稀H₂SO₄）反应
• 与O₂反应：2Cu + O₂ →Δ 2CuO（黑色）
• 与Cl₂反应：Cu + Cl₂ →点燃 CuCl₂（棕色烟）
• 与S反应：2Cu + S →Δ Cu₂S（Cu⁺）
• 在潮湿空气中生锈：2Cu + O₂ + CO₂ + H₂O → Cu₂(OH)₂CO₃（铜绿，绿色）
• 与氧化性酸反应： Cu + 2H₂SO₄(浓) →Δ CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O Cu + 4HNO₃(浓) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O 3Cu + 8HNO₃(稀) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O
• 与FeCl₃溶液反应：Cu + 2FeCl₃ → CuCl₂ + 2FeCl₂（制作印刷电路板）
• 与AgNO₃溶液反应：Cu + 2AgNO₃ → Cu(NO₃)₂ + 2Ag（"铜丝变银树"）

铜的重要化合物

• CuO：黑色粉末，碱性氧化物，与酸反应生成Cu²⁺盐。可被H₂、CO、C还原为Cu。
• Cu₂O：砖红色固体，与稀H₂SO₄反应：Cu₂O + H₂SO₄ → Cu + CuSO₄ + H₂O（歧化反应）。是红色玻璃的着色剂。
• Cu(OH)₂：蓝色沉淀，弱碱，与酸反应。受热分解为CuO和H₂O。与新制Cu(OH)₂反应是醛基的特征反应（加热生成砖红色Cu₂O沉淀）。
• CuSO₄·5H₂O（胆矾/蓝矾）：蓝色晶体，受热失水变白：CuSO₄·5H₂O →Δ CuSO₄ + 5H₂O（白色）。无水CuSO₄可作水的检验试剂（白色→蓝色）。是波尔多液的成分之一（与Ca(OH)₂混合）。

12.6 金属的冶炼方法

方法	适用金属	原理	实例
热分解法	不活泼金属（Hg、Ag）	加热分解	2HgO →Δ 2Hg + O₂↑；2Ag₂O →Δ 4Ag + O₂↑
热还原法	中等活泼金属（Fe、Cu、Zn、W等）	用C、CO、H₂、Al等还原	Fe₂O₃ + 3CO →高温 2Fe + 3CO₂
电解法	活泼金属（K、Ca、Na、Mg、Al）	电解熔融盐或氧化物	2Al₂O₃ →电解 4Al + 3O₂↑
湿法冶金	如Cu、Au、Ag	溶液中的氧化还原	Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

第十三章 常见非金属元素

13.1 卤素(Cl、Br、I)及其化合物

氯气(Cl₂)的性质

• 黄绿色有刺激性气味的有毒气体，能溶于水（1:2），密度比空气大，可液化
• 与水反应（可逆）：Cl₂ + H₂O ⇌ HCl + HClO
• 与碱反应：Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O（制漂白液） 2Cl₂ + 2Ca(OH)₂ → CaCl₂ + Ca(ClO)₂ + 2H₂O（制漂白粉）
• 与金属反应：2Fe + 3Cl₂ →点燃 2FeCl₃（棕色烟）；Cu + Cl₂ →点燃 CuCl₂（棕黄色烟）；2Na + Cl₂ →点燃 2NaCl（白烟）
• 与H₂反应：H₂ + Cl₂ →点燃 2HCl（苍白色火焰，瓶口有白雾）；H₂ + Cl₂ →光照 2HCl（爆炸）
• 与还原性物质反应：Cl₂ + 2Fe²⁺ → 2Fe³⁺ + 2Cl⁻；Cl₂ + 2I⁻ → I₂ + 2Cl⁻；Cl₂ + SO₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HCl
• 与有机物反应：取代（CH₄ + Cl₂ →光照 CH₃Cl + HCl）、加成（CH₂=CH₂ + Cl₂ → CH₂ClCH₂Cl）

氯水的成分与性质

新制氯水中含有：

• 分子：Cl₂、HClO、H₂O
• 离子：H⁺、Cl⁻、ClO⁻、少量OH⁻

表现	起作用成分	现象
酸性	H⁺（主要来自HCl）	使石蕊试纸变红
漂白性	HClO（强氧化性）	使品红、石蕊褪色
氧化性	Cl₂、HClO	氧化Fe²⁺、I⁻、S²⁻等
沉淀Ag⁺	Cl⁻	加AgNO₃生成白色沉淀
颜色	Cl₂分子	黄绿色

氯水久置后：

HClO分解（2HClO →光照 2HCl + O₂↑），变为稀盐酸，失去漂白性和强氧化性，酸性增强。所以氯水要现配现用，避光保存。

次氯酸(HClO)的性质

• 弱酸，酸性弱于H₂CO₃（漂白粉露置空气中失效：Ca(ClO)₂ + CO₂ + H₂O → CaCO₃ + 2HClO）
• 不稳定，见光分解：2HClO →光照 2HCl + O₂↑
• 强氧化性（漂白、杀菌）

卤素单质的比较

性质	F₂	Cl₂	Br₂	I₂
颜色	淡黄绿色气体	黄绿色气体	深红棕色液体	紫黑色固体
状态	气体	气体	液体（易挥发）	固体（易升华）
溶解性	与水剧烈反应	溶于水（黄绿色）	微溶于水，易溶于有机溶剂（橙红色）	微溶于水，易溶于有机溶剂（紫色）
氧化性	最强	较强	中等	最弱
与H₂反应	暗处爆炸	光照爆炸	加热缓慢	持续加热缓慢，HI易分解

卤素单质置换：

F₂ > Cl₂ > Br₂ > I₂（氧化性由强到弱）

• Cl₂能把Br⁻、I⁻氧化：Cl₂ + 2Br⁻ → 2Cl⁻ + Br₂；Cl₂ + 2I⁻ → 2Cl⁻ + I₂

• Br₂能把I⁻氧化：Br₂ + 2I⁻ → 2Br⁻ + I₂

• F₂与水剧烈反应：2F₂ + 2H₂O → 4HF + O₂↑（不能在水溶液中置换其他卤素）

卤素离子的检验

加入AgNO₃溶液和稀HNO₃：

Cl⁻ + Ag⁺ → AgCl↓（白色，不溶于稀HNO₃）

Br⁻ + Ag⁺ → AgBr↓（淡黄色）

I⁻ + Ag⁺ → AgI↓（黄色）

感光性：AgCl、AgBr、AgI见光分解（AgBr用于胶卷）

Cl₂的实验室制法

药品：MnO₂ + 浓HCl

反应：MnO₂ + 4HCl(浓) →Δ MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

或：2KMnO₄ + 16HCl(浓) → 2KCl + 2MnCl₂ + 5Cl₂↑ + 8H₂O（不需加热）

装置：固+液加热（或常温）型

收集：向上排空气法或排饱和食盐水法（减少Cl₂溶解）

除杂：先通过饱和食盐水（除HCl），再通过浓H₂SO₄（除水蒸气）

尾气处理：用NaOH溶液吸收（Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O）

13.2 硫(S)及其化合物

硫单质(S)

• 黄色晶体（硫磺），难溶于水，微溶于酒精，易溶于CS₂
• 与O₂反应：S + O₂ →点燃 SO₂（淡蓝色火焰在空气中，蓝紫色火焰在O₂中）
• 与金属反应：Fe + S →Δ FeS（Fe²⁺）；2Cu + S →Δ Cu₂S（Cu⁺）；Hg + S → HgS（常温，处理汞泄漏）
• 与H₂反应：H₂ + S →Δ H₂S
• 与浓碱反应：3S + 6NaOH →Δ 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O（歧化反应）

二氧化硫(SO₂)

• 无色有刺激性气味的有毒气体，易溶于水（1:40），密度比空气大
• 与水反应：SO₂ + H₂O ⇌ H₂SO₃（亚硫酸，中强酸）
• 酸性氧化物：与碱反应：SO₂ + 2NaOH → Na₂SO₃ + H₂O（碱过量）；SO₂ + NaOH → NaHSO₃（SO₂过量）
• 漂白性：能使品红溶液褪色（与品红结合生成不稳定的无色物质，加热恢复红色）。区别于Cl₂漂白的不可逆。
• 还原性（+4价S可被氧化为+6）： SO₂ + Cl₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HCl 2SO₂ + O₂ ⇌催化剂,Δ 2SO₃（工业制H₂SO₄的关键步骤） SO₂ + Br₂ + 2H₂O → H₂SO₄ + 2HBr（使溴水褪色） 5SO₂ + 2MnO₄⁻ + 2H₂O → 5SO₄²⁻ + 2Mn²⁺ + 4H⁺（使KMnO₄褪色）
• 氧化性（+4价S可被还原为0）： SO₂ + 2H₂S → 3S↓ + 2H₂O（生成黄色沉淀）

⚠️ SO₂使品红、酸性KMnO₄、溴水褪色的原理不同：

• 使品红褪色 → 漂白性（可逆）

• 使酸性KMnO₄褪色 → 还原性

• 使溴水褪色 → 还原性

SO₂不能漂白指示剂（如石蕊），只能使其变红（酸性）

浓硫酸(H₂SO₄)的特性

• 无色油状液体，高沸点（338℃），难挥发，密度大（1.84 g/cm³），与水以任意比互溶（稀释时放出大量热）
• 稀H₂SO₄：具有酸的通性
• 浓H₂SO₄的三大特性：
  • 吸水性：吸收游离水（气体、液体、晶体中的水）。可作干燥剂（不能干燥NH₃、H₂S、HBr、HI等碱性或强还原性气体）。
  • 脱水性：将有机物中的H、O按2:1的比例脱去，留下C（炭化）。如使蔗糖、纸张、木材炭化。 实验：蔗糖(C₁₂H₂₂O₁₁)加入浓H₂SO₄，变黑膨胀成"黑面包"（脱水炭化+C与浓H₂SO₄反应生成CO₂、SO₂）
  • 强氧化性： Cu + 2H₂SO₄(浓) →Δ CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O（加热条件下） C + 2H₂SO₄(浓) →Δ CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O S + 2H₂SO₄(浓) →Δ 3SO₂↑ + 2H₂O
• 常温下使 Fe、Al 钝化（表面形成致密氧化膜），所以可以用铁、铝容器盛装冷的浓H₂SO₄
• 与活泼金属反应：随着反应进行，浓H₂SO₄变稀，稀H₂SO₄与金属反应放出H₂（所以足量Zn与一定量浓H₂SO₄反应，既有SO₂又有H₂）

⚠️ 浓H₂SO₄的稀释：

"酸入水，沿器壁，慢慢倒，不停搅"。绝对不能将水倒入浓硫酸中（会暴沸飞溅）。

SO₄²⁻ 的检验

先加稀盐酸（排除Ag⁺、CO₃²⁻、SO₃²⁻干扰），无明显现象后，再加BaCl₂溶液，若产生白色沉淀，则含SO₄²⁻

Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓（白色，不溶于稀盐酸）

13.3 氮(N)及其化合物

氮气(N₂)

• 无色无味的气体，难溶于水，化学性质稳定（N≡N三键键能946 kJ/mol，非常大）
• 高温高压催化剂下与H₂反应：N₂ + 3H₂ ⇌高温高压,催化剂 2NH₃（工业合成氨）
• 放电条件下与O₂反应：N₂ + O₂ →放电 2NO（雷雨天气产生NO）
• 与Mg反应：3Mg + N₂ →点燃 Mg₃N₂

氮的氧化物

性质	NO	NO₂
颜色	无色	红棕色
气味	无味	刺激性气味
毒性	有毒（与血红蛋白结合）	有毒
与水反应	不反应	3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO
与O₂反应	2NO + O₂ → 2NO₂（无色变红棕）	—
收集方法	排水法（不能用排空气法）	向上排空气法

NOₓ与O₂混合溶于水的计算

4NO₂ + O₂ + 2H₂O → 4HNO₃（NO₂:O₂ = 4:1时恰好完全吸收）

4NO + 3O₂ + 2H₂O → 4HNO₃（NO:O₂ = 4:3时恰好完全吸收）

NO₂ + NO + O₂ + H₂O → 2HNO₃（NO₂:NO:O₂ = 1:1:1时恰好完全吸收）

硝酸(HNO₃)

• 无色液体，有刺激性气味，与水以任意比互溶
• 强酸：具有酸的通性（稀HNO₃使石蕊变红）
• 不稳定性：4HNO₃ →光照或Δ 4NO₂↑ + O₂↑ + 2H₂O（浓硝酸常显黄色，因为溶有NO₂）
• 强氧化性（不论浓稀，HNO₃都具强氧化性，不放出H₂）： Cu + 4HNO₃(浓) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O（红棕色气体） 3Cu + 8HNO₃(稀) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O（无色气体，遇空气变红棕） C + 4HNO₃(浓) →Δ CO₂↑ + 4NO₂↑ + 2H₂O 3Fe²⁺ + NO₃⁻ + 4H⁺ → 3Fe³⁺ + NO↑ + 2H₂O（酸性条件下NO₃⁻具强氧化性）
• 常温下使 Fe、Al 钝化（可用铁、铝容器盛装冷浓HNO₃）
• 王水：浓HNO₃与浓HCl按体积比1:3混合，能溶解Au、Pt
• 与有机物：使蛋白质显黄色（黄蛋白反应，如皮肤接触硝酸变黄）

氨气(NH₃)

• 无色有刺激性气味的气体，极易溶于水（1体积水溶解700体积NH₃），密度比空气小
• 与水反应（可逆）：NH₃ + H₂O ⇌ NH₃·H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻（弱碱，使酚酞变红）
• 氨水成分：NH₃、H₂O、NH₃·H₂O（分子）；NH₄⁺、OH⁻、H⁺（离子）。氨水是混合物，NH₃·H₂O是弱电解质。
• 与酸反应：NH₃ + HCl → NH₄Cl（白烟）；NH₃ + HNO₃ → NH₄NO₃（白烟） 与挥发性酸相遇产生白烟，用于检验NH₃
• 还原性：4NH₃ + 5O₂ →催化剂,Δ 4NO + 6H₂O（催化氧化，工业制HNO₃第一步） 2NH₃ + 3CuO →Δ N₂ + 3Cu + 3H₂O 2NH₃ + 3Cl₂ → N₂ + 6HCl（过量NH₃：8NH₃ + 3Cl₂ → N₂ + 6NH₄Cl，用于检验Cl₂管道泄漏）
• 实验室制法： 药品：NH₄Cl + Ca(OH)₂（固体） 反应：2NH₄Cl + Ca(OH)₂ →Δ CaCl₂ + 2NH₃↑ + 2H₂O 装置：固+固加热型（与制O₂相同） 收集：向下排空气法（密度比空气小） 干燥：用碱石灰（不能用浓H₂SO₄、P₂O₅、CaCl₂等酸性或能形成配合物的干燥剂） 检验：湿润的红色石蕊试纸变蓝，或用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近产生白烟 尾气处理：用酸液吸收，导管口要防倒吸（倒置漏斗）
• 快速制NH₃：向浓氨水中加NaOH固体或生石灰（CaO），利用OH⁻抑制NH₃·H₂O电离，且溶解放热促进NH₃逸出

铵盐(NH₄⁺盐)

• 大多数是白色晶体，易溶于水
• 受热分解：NH₄Cl →Δ NH₃↑ + HCl↑（冷却又化合，"假升华"） NH₄HCO₃ →Δ NH₃↑ + CO₂↑ + H₂O↑
• 与碱反应：NH₄⁺ + OH⁻ →Δ NH₃↑ + H₂O（检验NH₄⁺的方法）
• 用途：氮肥（不能与碱性物质如草木灰混用）

13.4 碳(C)及其化合物

碳的同素异形体

同素异形体	结构	性质	用途
金刚石	每个C与4个C形成正四面体结构（sp³杂化）	硬度最大，不导电	切割、钻头
石墨	层状结构，层内每个C与3个C相连（sp²杂化），层间为范德华力	质软、导电、润滑	电极、铅笔芯、润滑剂
C₆₀	60个C组成足球状分子	分子晶体	超导材料
无定形碳	如木炭、活性炭、焦炭、炭黑	多孔、吸附性强	活性炭吸附、焦炭冶金

一氧化碳(CO)

• 无色无味有毒气体，难溶于水，密度略小于空气
• 毒性：与血红蛋白结合，阻止氧气运输
• 可燃性：2CO + O₂ →点燃 2CO₂（蓝色火焰）
• 还原性：CO + CuO →Δ Cu + CO₂；3CO + Fe₂O₃ →高温 2Fe + 3CO₂（工业炼铁）
• 毒性尾气处理：点燃或用气球收集

二氧化碳(CO₂)

• 无色无味气体，密度比空气大，能溶于水（1:1），固体CO₂叫干冰（用于人工降雨）
• 酸性氧化物：CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃；CO₂ + 2NaOH → Na₂CO₃ + H₂O（碱过量）；CO₂ + NaOH → NaHCO₃（CO₂过量）
• 与Na₂O₂反应：2Na₂O₂ + 2CO₂ → 2Na₂CO₃ + O₂（呼吸面具供氧原理）
• 弱氧化性：CO₂ + C →高温 2CO；CO₂ + 2Mg →点燃 2MgO + C（镁在CO₂中燃烧）
• 实验室制法：CaCO₃ + 2HCl(稀) → CaCl₂ + H₂O + CO₂↑ （不用H₂SO₄：生成CaSO₄微溶，覆盖在CaCO₃表面阻止反应；不用浓盐酸：挥发出HCl使CO₂不纯）
• 检验：使澄清石灰水变浑浊：CO₂ + Ca(OH)₂ → CaCO₃↓ + H₂O（过量CO₂：CaCO₃ + H₂O + CO₂ → Ca(HCO₃)₂，浑浊消失）

碳酸盐与碳酸氢盐

• 正盐（CO₃²⁻）：一般难溶（Na₂CO₃、K₂CO₃、(NH₄)₂CO₃可溶），热稳定性好
• 酸式盐（HCO₃⁻）：大多可溶，受热易分解：2NaHCO₃ →Δ Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑
• 与酸反应：HCO₃⁻与酸反应比CO₃²⁻更快
• 转化：Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O → 2NaHCO₃（工业制纯碱的侯氏制碱法原理）

13.5 硅(Si)及其化合物

硅单质

• 灰黑色有金属光泽的固体，硬而脆，是良好的半导体材料
• 常温下化学性质不活泼，只与F₂、HF、强碱反应： Si + 2F₂ → SiF₄ Si + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂↑ Si + 2NaOH + H₂O → Na₂SiO₃ + 2H₂↑
• 加热时与O₂反应：Si + O₂ →Δ SiO₂
• 工业制备：SiO₂ + 2C →高温 Si(粗) + 2CO↑，再提纯
• 用途：芯片、太阳能电池、半导体器件

二氧化硅(SiO₂)

• 无色晶体（石英）或白色粉末（沙子），硬度大，熔点高（1713℃），不溶于水
• 酸性氧化物（但不与水反应）： SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O（所以NaOH溶液不能用磨口玻璃塞） SiO₂ + CaO →高温 CaSiO₃（炼铁除杂）
• 与HF反应：SiO₂ + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂O（刻蚀玻璃，HF保存在塑料瓶中）
• 与C反应：SiO₂ + 2C →高温 Si + 2CO↑；SiO₂ + 3C →高温 SiC + 2CO↑（金刚砂）
• 与Na₂CO₃、CaCO₃高温反应：SiO₂ + Na₂CO₃ →高温 Na₂SiO₃ + CO₂↑（玻璃制造原理，高温下反应因CO₂逸出而进行）
• 存在：石英、玛瑙（纯净石英叫水晶）、沙子
• 用途：光导纤维、石英玻璃、饰品

⚠️ 重要区别：

• SiO₂是原子晶体（每个Si与4个O形成共价键），不存在SiO₂分子

• CO₂是分子晶体（CO₂分子间靠范德华力结合）

• SiO₂不溶于水，不能直接制硅酸

• 硅酸制备：Na₂SiO₃ + 2HCl → H₂SiO₃↓（白色胶状）+ 2NaCl 或 Na₂SiO₃ + CO₂ + H₂O → H₂SiO₃↓ + Na₂CO₃（证明酸性：H₂CO₃ > H₂SiO₃）

硅酸钠(Na₂SiO₃)

• 俗称泡花碱，其水溶液叫水玻璃，是无色粘稠液体
• 是少数可溶性硅酸盐，是制备硅胶和木材防火剂的原料
• 与酸反应：Na₂SiO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂SiO₃↓
• 在空气中变质：Na₂SiO₃ + CO₂ + H₂O → Na₂CO₃ + H₂SiO₃↓
• 不能盛放在磨口玻璃塞瓶中（与玻璃中SiO₂缓慢反应生成Na₂SiO₃黏住瓶塞）

硅酸盐工业

产品	原料	主要成分	特点
普通玻璃	纯碱、石灰石、石英	Na₂SiO₃、CaSiO₃、SiO₂	非晶体（无固定熔点），透明
水泥	石灰石、黏土	硅酸三钙、硅酸二钙、铝酸三钙	水硬性，与水混合能凝固
陶瓷	黏土	复杂硅酸盐	耐高温、抗氧化

第十四章 晶体结构与性质

14.1 晶体与非晶体

性质	晶体	非晶体
内部结构	原子/分子/离子有序排列	无序排列
外形	规则几何外形（自范性）	不规则
熔点	固定	不固定（软化温度范围）
各向异性	有	无
X射线衍射	明锐衍射峰	弥散衍射峰
实例	NaCl、金刚石、冰、干冰	玻璃、橡胶、石蜡

14.2 四种晶体类型

类型	组成粒子	粒子间作用	熔沸点	硬度	导电性	实例
离子晶体	阴阳离子	离子键	较高	较大而脆	熔融态或水溶液导电	NaCl、KNO₃、NaOH、CaF₂
原子晶体	原子	共价键	很高	很大	一般不导电（硅是半导体）	金刚石、SiO₂、SiC、BN
分子晶体	分子	分子间作用力（或氢键）	较低	较小	一般不导电（电解质水溶液导电）	干冰、冰、I₂、H₂O、CO₂
金属晶体	金属阳离子+自由电子	金属键	差异大	差异大	导电导热	Fe、Cu、Na、Hg（液态）

晶体熔沸点比较规律

1. 不同类型：一般：原子晶体 > 离子晶体 > 分子晶体（金属晶体差异大）
2. 同是原子晶体：键长越短，键能越大，熔沸点越高。如：金刚石 > SiC > 晶体硅
3. 同是离子晶体：离子电荷越高、离子半径越小，熔沸点越高。如：MgO > NaCl > KCl
4. 同是分子晶体：
   • 组成结构相似，相对分子质量越大，熔沸点越高：HI > HBr > HCl
   • 存在氢键的熔沸点反常高：H₂O > H₂S
   • 同分异构体：支链越多，熔沸点越低
5. 同是金属晶体：金属阳离子电荷越高、半径越小，熔沸点越高。如：Al > Mg > Na

14.3 典型晶体结构分析

NaCl晶体（面心立方）

• 每个Na⁺周围等距离有6个Cl⁻（配位数6）
• 每个Cl⁻周围等距离有6个Na⁺
• 每个Na⁺周围等距离有12个Na⁺
• 1个晶胞含4个NaCl

金刚石晶体

• 每个C原子与4个C原子以共价键相连
• 最小环为6元环
• 1 mol 金刚石含 2 mol C—C键
• 1个晶胞含8个C原子

SiO₂晶体

• 每个Si与4个O相连
• 每个O与2个Si相连
• 1 mol SiO₂含 4 mol Si—O键
• 最小环含12个原子

冰(H₂O)晶体

• 每个H₂O分子与4个H₂O分子形成氢键
• 1 mol 冰含 2 mol 氢键
• 冰的密度小于水

14.4 晶胞的计算

顶点、棱、面、体原子对晶胞的贡献

原子位置	被几个晶胞共享	贡献给1个晶胞
顶点	8	1/8
棱上	4	1/4
面上	2	1/2
体内	1	1

晶体密度的计算

ρ = (Z × M) / (Nₐ × a³)

其中：Z为晶胞中原子（分子）数，M为摩尔质量，Nₐ为阿伏加德罗常数，a为晶胞边长

第十五章 烃

15.1 有机化学基本概念

• 有机物：含碳化合物（CO、CO₂、碳酸盐等除外）
• 烃：仅由碳和氢两种元素组成的有机物
• 同系物：结构相似，分子组成相差一个或多个CH₂原子团的物质互称同系物
• 同分异构体：分子式相同但结构不同的化合物

15.2 烷烃

通式：CₙH₂ₙ₊₂ (n≥1)

• 只含C—C单键和C—H键，属于饱和烃
• 化学性质稳定，主要发生取代反应
• 甲烷(CH₄)是最简单的烷烃

甲烷的性质

• 无色无味的气体，难溶于水，密度比空气小
• 取代反应（与Cl₂光照条件下逐步取代）
• 氧化反应（燃烧）：CH₄ + 2O₂ →点燃 CO₂ + 2H₂O

15.3 烯烃

通式：CₙH₂ₙ (n≥2)，含C=C双键，属于不饱和烃

乙烯(C₂H₄)的性质

• 无色稍有气味的气体，难溶于水
• 加成反应、氧化反应、加聚反应
• 使溴水、酸性KMnO₄褪色

15.4 炔烃

通式：CₙH₂ₙ₋₂ (n≥2)，含C≡C三键

乙炔(C₂H₂)：HC≡CH，无色无味气体

15.5 苯(C₆H₆)

• 无色有特殊气味的液体，不溶于水，密度比水小
• "易取代、难加成、难氧化"
• 不能使溴水、酸性KMnO₄褪色

第十六章 烃的衍生物

16.1 乙醇(C₂H₅OH)

• 无色有特殊香味的液体，与水以任意比互溶
• 官能团：—OH（羟基）
• 与Na反应、催化氧化、消去反应、酯化反应

16.2 乙醛(CH₃CHO)

• 官能团：—CHO（醛基）
• 银镜反应、与新制Cu(OH)₂反应（醛的特征反应）

16.3 乙酸(CH₃COOH)

• 官能团：—COOH（羧基）
• 弱酸性、酯化反应

16.4 酯与油脂

酯类水解反应、油脂皂化反应

16.5 糖类

葡萄糖、果糖、蔗糖、麦芽糖、淀粉、纤维素

16.6 氨基酸与蛋白质

氨基酸两性、蛋白质变性与盐析

第十七章 有机化学进阶

17.1 同分异构体的书写

碳链异构、位置异构、官能团异构

17.2 有机反应类型总结

取代、加成、消去、氧化、还原、加聚、缩聚

17.3 有机合成路线设计

逆推法、官能团的引入与转化

17.4 高分子化合物

加聚反应、缩聚反应、常见合成材料

第十八章 有机反应机理与合成

18.1 重要有机反应机理

亲电加成机理（烯烃加HBr）

步骤1：π电子进攻H⁺，生成碳正离子中间体

CH₂=CH₂ + H⁺ → CH₃CH₂⁺

步骤2：Br⁻进攻碳正离子

CH₃CH₂⁺ + Br⁻ → CH₃CH₂Br

马氏规则的解释：更稳定的碳正离子优先生成

CH₃CH=CH₂ + H⁺ → CH₃CH⁺CH₃（仲碳正离子，更稳定）

而不是 CH₃CH₂CH₂⁺（伯碳正离子，不稳定）

碳正离子稳定性

叔碳正离子(3°) > 仲碳正离子(2°) > 伯碳正离子(1°) > 甲基碳正离子

原因：烷基的给电子效应（超共轭效应和诱导效应）稳定正电荷

亲核取代机理（SN1和SN2）

特征	SN1（单分子亲核取代）	SN2（双分子亲核取代）
步骤	两步：先离解成碳正离子，再与亲核试剂结合	一步：亲核试剂从背面进攻，同时离去基团离开
速率方程	v = k[RX]	v = k[RX][Nu⁻]
立体化学	外消旋化	构型翻转（Walden反转）
适用底物	叔卤代烃 > 仲卤代烃	伯卤代烃 > 仲卤代烃

消去反应机理（E1和E2）

E1（单分子消去）：先形成碳正离子，再失去β-H

E2（双分子消去）：碱夺取β-H，同时离去基团离去

扎伊采夫规则：消去反应主要生成取代基较多的烯烃（更稳定）

例：CH₃CH₂CHBrCH₃ + NaOH/醇 → CH₃CH=CHCH₃（主要）+ CH₃CH₂CH=CH₂（次要）

18.2 重要人名反应

羟醛缩合（Aldol缩合）

含α-H的醛在稀碱条件下缩合：

2CH₃CHO →稀NaOH CH₃CH(OH)CH₂CHO（3-羟基丁醛）

加热脱水：CH₃CH(OH)CH₂CHO →Δ CH₃CH=CHCHO（巴豆醛）+ H₂O

机理：碱夺取α-H形成碳负离子，进攻另一分子醛的羰基碳

坎尼扎罗反应（Cannizzaro反应）

无α-H的醛在浓碱条件下歧化：

2HCHO + NaOH(浓) → HCOONa + CH₃OH

2C₆H₅CHO + NaOH(浓) → C₆H₅COONa + C₆H₅CH₂OH

一分子醛被氧化为酸，另一分子被还原为醇

酯化反应机理

酸脱羟基醇脱氢（同位素示踪证明）：

CH₃COOH + C₂H₅¹⁸OH ⇌ CH₃CO¹⁸OC₂H₅ + H₂O

机理：羧酸中C=O被H⁺质子化，醇进攻羰基碳，经四面体中间体，脱去H₂O

Diels-Alder反应（狄尔斯-阿尔德反应）

共轭二烯 + 亲二烯体 → 六元环

CH₂=CH-CH=CH₂ + CH₂=CH₂ →Δ 环己烯

这是一个[4+2]环加成反应，立体专一性（顺式加成）

18.3 有机合成策略

官能团的保护

在多步合成中，某些官能团需要在特定步骤中避免反应，需要进行保护。

官能团	保护方法	脱保护
—OH	转化为醚（如甲醚、苄醚）	HI或催化氢化
—CHO	转化为缩醛	酸性水解
—NH₂	转化为酰胺	酸性或碱性水解
C=C	加成Br₂	Zn还原

碳链增长的方法

方法	反应	增长碳数
炔烃与HCN加成	HC≡CH + HCN → CH₂=CHCN	+1
卤代烃与NaCN	RX + NaCN → RCN →水解 RCOOH	+1
格氏试剂与羰基	RMgX + R'CHO → RR'CHOH	+n
羟醛缩合	2RCH₂CHO → RCH₂CH(OH)CH(R)CHO	×2
酯化	RCOOH + R'OH → RCOOR'	合并

碳链缩短的方法

方法	反应
烯烃KMnO₄氧化	RCH=CHR' →KMnO₄,H⁺ RCOOH + R'COOH
脱羧反应	RCOONa + NaOH →CaO,Δ RH + Na₂CO₃
卤仿反应	RCOCH₃ + 3I₂ + 4NaOH → RCOONa + CHI₃↓ + 3NaI + 3H₂O

18.4 综合合成例题

例：

以乙烯为唯一有机原料，合成乙酸乙酯。

解：

逆推分析：

乙酸乙酯 ← 乙酸 + 乙醇

乙酸 ← 乙醛 ← 乙醇 ← 乙烯

合成路线：

① CH₂=CH₂ + H₂O →催化剂 CH₃CH₂OH（乙醇）

② 2CH₃CH₂OH + O₂ →Cu,Δ 2CH₃CHO + 2H₂O（乙醛）

③ 2CH₃CHO + O₂ →催化剂 2CH₃COOH（乙酸）

④ CH₃COOH + CH₃CH₂OH ⇌浓H₂SO₄,Δ CH₃COOC₂H₅ + H₂O（乙酸乙酯）

例：

以苯和丙烯为原料合成苯酚和丙酮。

解：

异丙苯法（工业方法）：

① C₆H₆ + CH₃CH=CH₂ →AlCl₃ C₆H₅CH(CH₃)₂（异丙苯）

② C₆H₅CH(CH₃)₂ + O₂ → C₆H₅C(CH₃)₂OOH（过氧化氢异丙苯）

③ C₆H₅C(CH₃)₂OOH →H⁺ C₆H₅OH + CH₃COCH₃（苯酚 + 丙酮）

第十九章 化学实验基础

19.1 常用仪器

试管、烧杯、容量瓶、滴定管等的用途和注意事项。

19.2 基本实验操作

药品取用、加热、过滤、蒸发、萃取、分液、蒸馏等。

19.3 气体的制备与收集

常见气体的实验室制法、收集方法、净化与干燥。

19.4 酸碱中和滴定

原理、操作步骤、指示剂选择、误差分析。

19.5 物质的鉴别与检验

常见离子、气体、有机物的检验方法。

19.6 实验安全

安全规则、常见事故处理方法。

第二十章 化学与生活

20.1 化学与健康

人体必需元素、六大营养素、维生素、药物。

20.2 化学与环境

大气污染、水污染、土壤污染及治理。

20.3 材料化学

金属材料、无机非金属材料、有机高分子材料、复合材料。

20.4 能源与化学

化石能源、新能源、化学电池。

20.5 绿色化学

原子经济性、12条原则。

20.6 生活中的化学常识

明矾净水、食醋除垢、干燥剂、焰色反应等。

第二十一章 化学计算专题

21.1 守恒法

质量守恒、元素守恒、电子守恒、电荷守恒。

21.2 差量法

利用反应前后差量进行计算。

21.3 关系式法

多步反应中找首尾关系。

21.4 平均值法与十字交叉法

混合物的平均量分析。

21.5 极值法

极端假设分析。

21.6 讨论法

过量问题分类讨论。

第二十二章 过渡金属与配位化学

22.1 过渡金属元素概述

过渡金属是指d区元素（ⅢB~ⅡB族），包括Sc到Zn（第四周期）、Y到Cd（第五周期）等。

过渡金属的通性

• 多为高熔点、高硬度的金属（Cr最硬，W熔点最高3410℃）
• 具有多种化合价（因为ns和(n-1)d电子都能参与成键）
• 形成的化合物多有颜色（d-d跃迁）
• 易形成配合物
• 许多过渡金属及其化合物具有催化活性

重要过渡金属

元素	常见价态	特征	重要化合物
Ti（钛）	+4	"太空金属"，密度小、强度高、耐腐蚀	TiO₂（钛白粉，白色颜料）
V（钒）	+2,+3,+4,+5	"维生素"，少量加入钢中提高强度	V₂O₅（硫酸工业催化剂）
Cr（铬）	+3,+6	硬度最大的金属，耐腐蚀	K₂Cr₂O₇（重铬酸钾，强氧化剂）
Mn（锰）	+2,+4,+7	钢铁工业重要添加剂	KMnO₄（高锰酸钾，强氧化剂）
Fe（铁）	+2,+3	最重要的金属	Fe₂O₃、Fe₃O₄、FeCl₃
Co（钴）	+2,+3	磁性材料	CoCl₂（干燥剂指示剂，蓝↔粉）
Ni（镍）	+2	耐腐蚀，合金	Ni催化剂
Cu（铜）	+1,+2	优良导体	CuSO₄·5H₂O、CuO
Zn（锌）	+2	镀锌防腐	ZnO（锌白）、ZnSO₄
Ag（银）	+1	贵金属，导电性最好	AgNO₃、AgCl

22.2 配位化合物

配合物的组成

配合物 = 中心原子/离子 + 配体（配位体）

例：[Cu(NH₃)₄]SO₄

• 中心离子：Cu²⁺

• 配体：NH₃（提供孤对电子的分子或离子）

• 配位原子：N（直接与中心原子结合的原子）

• 配位数：4（配位原子的数目）

• 内界：[Cu(NH₃)₄]²⁺（方括号内）

• 外界：SO₄²⁻

常见配体

配体	配位原子	齿数	名称
H₂O	O	单齿	水
NH₃	N	单齿	氨
Cl⁻	Cl	单齿	氯
CN⁻	C	单齿	氰
SCN⁻	S或N	单齿	硫氰酸根
OH⁻	O	单齿	羟基
CO	C	单齿	羰基
en (H₂NCH₂CH₂NH₂)	N,N	双齿	乙二胺
EDTA	N,N,O,O,O,O	六齿	乙二胺四乙酸
C₂O₄²⁻	O,O	双齿	草酸根

配合物的命名

规则：配体数-配体名-合-中心原子名(氧化数)

配体顺序：先无机后有机，先阴离子后中性分子

例：

[Cu(NH₃)₄]SO₄ → 硫酸四氨合铜(II)

[Ag(NH₃)₂]Cl → 氯化二氨合银(I)

K₃[Fe(CN)₆] → 六氰合铁(III)酸钾

K₄[Fe(CN)₆] → 六氰合铁(II)酸钾

[Co(NH₃)₅Cl]Cl₂ → 二氯化一氯·五氨合钴(III)

[Pt(NH₃)₂Cl₂] → 二氯·二氨合铂(II)

重要配合物

配合物	颜色	应用
[Cu(NH₃)₄]²⁺	深蓝色	检验Cu²⁺
[Fe(SCN)]²⁺	血红色	检验Fe³⁺
[Ag(NH₃)₂]⁺	无色	银镜反应
[Fe(CN)₆]⁴⁻	黄色	亚铁氰化钾
[Fe(CN)₆]³⁻	红色	铁氰化钾
血红蛋白	红色	运输O₂（Fe²⁺与卟啉配位）
叶绿素	绿色	光合作用（Mg²⁺与卟啉配位）

配合物的应用

• 离子的分离与检验：利用形成有色配合物检验金属离子
• 湿法冶金：用CN⁻溶解Au、Ag形成配合物提取贵金属
• 电镀：利用配合物控制金属离子浓度，获得均匀镀层
• 医药：顺铂[Pt(NH₃)₂Cl₂]是抗癌药物；EDTA用于重金属中毒解毒
• 摄影：Na₂S₂O₃（海波）溶解未曝光的AgBr形成配合物
• 水处理：EDTA螯合金属离子软化硬水

22.3 过渡金属离子的颜色

离子	电子构型	水合离子颜色
Sc³⁺	3d⁰	无色
Ti³⁺	3d¹	紫色
V³⁺	3d²	绿色
Cr³⁺	3d³	绿色/紫色
Mn²⁺	3d⁵	浅粉色（很淡）
Fe²⁺	3d⁶	浅绿色
Fe³⁺	3d⁵	黄色/棕黄色
Co²⁺	3d⁷	粉红色
Ni²⁺	3d⁸	绿色
Cu²⁺	3d⁹	蓝色
Zn²⁺	3d¹⁰	无色

颜色产生的原因：

过渡金属离子的d轨道在配体场作用下分裂，d电子在分裂后的d轨道间跃迁（d-d跃迁），吸收可见光中某些波长的光，从而呈现互补色。d⁰和d¹⁰构型的离子无d-d跃迁，故无色。

22.4 铬的重要化合物

Cr(III)化合物

Cr³⁺ + 3OH⁻ → Cr(OH)₃↓（灰绿色，两性氢氧化物）

Cr(OH)₃ + 3HCl → CrCl₃ + 3H₂O

Cr(OH)₃ + NaOH → NaCrO₂ + 2H₂O（亚铬酸钠）

Cr(VI)化合物

CrO₄²⁻（铬酸根，黄色）⇌ Cr₂O₇²⁻（重铬酸根，橙色）

2CrO₄²⁻ + 2H⁺ ⇌ Cr₂O₇²⁻ + H₂O

（加酸变橙色，加碱变黄色）

K₂Cr₂O₇是强氧化剂（酸性条件下）：

Cr₂O₇²⁻ + 14H⁺ + 6e⁻ → 2Cr³⁺ + 7H₂O

可氧化Fe²⁺、I⁻、SO₃²⁻、C₂H₅OH等

检验酒精：K₂Cr₂O₇(橙) + C₂H₅OH → Cr³⁺(绿)（呼气酒精检测原理）

22.5 锰的重要化合物

KMnO₄（高锰酸钾）

• 紫黑色晶体，水溶液呈紫色
• 强氧化剂，在不同条件下还原产物不同：
  • 酸性：MnO₄⁻ → Mn²⁺（无色，得5e⁻）
  • 中性：MnO₄⁻ → MnO₂（棕色沉淀，得3e⁻）
  • 碱性：MnO₄⁻ → MnO₄²⁻（绿色，得1e⁻）
• 可氧化：Fe²⁺、C₂O₄²⁻、H₂O₂、SO₂、H₂S、I⁻、乙烯等
• 分解：2KMnO₄ →Δ K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂↑
• 用途：消毒剂、氧化剂、滴定分析

MnO₂（二氧化锰）

• 黑色粉末，不溶于水
• 催化剂：催化KClO₃分解、H₂O₂分解
• 氧化剂：MnO₂ + 4HCl(浓) →Δ MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O
• 干电池正极材料

第二十三章 工业化学专题

23.1 合成氨工业（Haber-Bosch法）

反应原理

N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) ΔH = -92.4 kJ/mol

特点：正反应放热、气体分子数减少、可逆反应

条件选择

条件	选择	原因
温度	400~500℃	兼顾速率和平衡（温度低有利于平衡但速率慢）；催化剂最适温度
压强	10~30 MPa	高压有利于平衡，但设备成本限制
催化剂	铁触媒（Fe + K₂O + Al₂O₃）	降低活化能，加快速率
浓度	及时分离NH₃，循环使用未反应的N₂、H₂	提高转化率

原料气的制备

N₂：从空气中分离（液化分馏）

H₂：天然气/水煤气法

CH₄ + H₂O →高温,催化剂 CO + 3H₂

CO + H₂O →催化剂 CO₂ + H₂（水煤气变换）

除去CO₂（用碱液吸收）

工艺流程

原料气制备 → 净化（脱硫、脱CO）→ 压缩 → 合成塔（400~500℃，铁触媒）→ 冷凝分离NH₃ → 未反应气体循环

23.2 硫酸工业（接触法）

三个主要步骤

步骤	反应	设备	条件
① 造气	4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂ 或 S + O₂ → SO₂	沸腾炉	高温
② 接触氧化	2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃ ΔH = -196.6 kJ/mol	接触室	400~500℃，V₂O₅催化
③ 吸收	SO₃ + H₂O → H₂SO₄	吸收塔	用98.3%浓硫酸吸收（不用水）

为什么用98.3%浓硫酸吸收SO₃而不用水？

用水吸收SO₃会形成酸雾，不利于吸收完全。用98.3%浓硫酸吸收效率高，得到发烟硫酸(H₂SO₄·SO₃)，再加水稀释得到各种浓度的硫酸。

尾气处理

用氨水吸收尾气中的SO₂：

SO₂ + 2NH₃ + H₂O → (NH₄)₂SO₃

(NH₄)₂SO₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄ + SO₂↑ + H₂O

既可回收SO₂，又能得到化肥(NH₄)₂SO₄

23.3 硝酸工业（氨氧化法/Ostwald法）

三个主要步骤

步骤	反应	设备
① 氨的催化氧化	4NH₃ + 5O₂ →Pt-Rh,800℃ 4NO + 6H₂O	氧化炉
② NO的氧化	2NO + O₂ → 2NO₂	冷却塔
③ NO₂的吸收	3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO	吸收塔

总反应（理论）：NH₃ + 2O₂ → HNO₃ + H₂O

吸收过程中产生的NO循环利用

最终得到约60%的浓硝酸

加Mg(NO₃)₂脱水可得到98%的浓硝酸

23.4 纯碱工业（侯氏制碱法/联合制碱法）

原理

NaCl + NH₃ + CO₂ + H₂O → NaHCO₃↓ + NH₄Cl

（利用NaHCO₃溶解度较小而析出）

2NaHCO₃ →Δ Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑

工艺流程

饱和食盐水 → 通入NH₃（先通NH₃是因为NH₃溶解度大，形成碱性溶液有利于吸收CO₂）→ 通入CO₂ → 析出NaHCO₃ → 过滤 → 煅烧得Na₂CO₃

母液（含NH₄Cl）→ 加NaCl固体（利用同离子效应使NH₄Cl析出）→ 过滤得NH₄Cl（化肥）→ 母液循环使用

侯氏制碱法的优点

• 将制碱与合成氨联合，原料利用率高
• 副产品NH₄Cl是优质氮肥
• 无CaCl₂废渣（区别于索尔维法）
• NaCl利用率高达96%以上

23.5 氯碱工业

电解饱和食盐水

2NaCl + 2H₂O →电解 2NaOH + Cl₂↑ + H₂↑

阳极（石墨/Ti涂RuO₂）：2Cl⁻ - 2e⁻ → Cl₂↑

阴极（铁网）：2H₂O + 2e⁻ → H₂↑ + 2OH⁻

离子交换膜法

现代氯碱工业使用离子交换膜电解槽：

• 阳离子交换膜只允许Na⁺通过，阻止Cl⁻和OH⁻通过
• 防止Cl₂与NaOH反应（Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O）
• 防止H₂与Cl₂混合爆炸
• 得到高纯度的NaOH溶液

产品用途

• Cl₂：制PVC、漂白剂、农药、有机溶剂
• H₂：合成HCl、加氢反应、燃料
• NaOH：造纸、制皂、纺织、石油精炼

23.6 钢铁工业

高炉炼铁

原料：铁矿石（Fe₂O₃/Fe₃O₄）、焦炭、石灰石、热空气

主要反应：

C + O₂ → CO₂（放热，提供能量）

CO₂ + C → 2CO（生成还原剂）

Fe₂O₃ + 3CO →高温 2Fe + 3CO₂（还原铁矿石）

CaCO₃ → CaO + CO₂↑

CaO + SiO₂ → CaSiO₃（炉渣，除去脉石）

转炉炼钢

目的：降低生铁中C含量，除去S、P等杂质

方法：向熔融生铁中吹入O₂

C + O₂ → CO₂（降碳）

S + O₂ → SO₂（脱硫）

加CaO除P：2P + 5CaO + 5/2O₂ → Ca₃(PO₄)₂ + ...（进入炉渣）

最后加脱氧剂（Si、Mn、Al）脱去溶解的O₂

23.7 铝的冶炼

拜耳法提纯氧化铝

铝土矿（含Al₂O₃、Fe₂O₃、SiO₂）→ NaOH溶液溶解 → NaAlO₂溶液

Al₂O₃ + 2NaOH → 2NaAlO₂ + H₂O

Fe₂O₃不溶（过滤除去），SiO₂形成Na₂SiO₃与NaAlO₂反应生成沉淀除去

NaAlO₂溶液通CO₂：2NaAlO₂ + CO₂ + 3H₂O → 2Al(OH)₃↓ + Na₂CO₃

煅烧：2Al(OH)₃ →Δ Al₂O₃ + 3H₂O

电解氧化铝

2Al₂O₃ →电解(熔融) 4Al + 3O₂↑

加冰晶石Na₃AlF₆降低熔点（Al₂O₃熔点2054℃，加冰晶石后约960℃）

阳极（碳）：2O²⁻ - 4e⁻ → O₂↑（O₂与碳阳极反应，需定期更换）

阴极（碳）：Al³⁺ + 3e⁻ → Al

23.8 石油炼制

过程	原理	变化类型	产品
常压分馏	利用沸点不同	物理变化	石油气、汽油、煤油、柴油、重油
减压分馏	降低沸点防止分解	物理变化	润滑油、石蜡、沥青
催化裂化	长链断裂为短链	化学变化	提高汽油产量和质量
裂解	更高温度深度裂化	化学变化	乙烯、丙烯等化工原料
催化重整	链烃变环烃/芳烃	化学变化	苯、甲苯、高辛烷值汽油

第二十四章 核化学初步

24.1 放射性衰变

三种射线

射线	本质	电荷	速度	穿透力	电离能力
α射线	氦核(⁴₂He)	+2	约c/10	弱（纸可挡）	强
β射线	电子(⁰₋₁e)	-1	约0.9c	中（铝板可挡）	中
γ射线	光子（电磁波）	0	c	强（需厚铅板）	弱

衰变类型

α衰变：释放α粒子（⁴₂He），原子序数减2，质量数减4

²³⁸₉₂U → ²³⁴₉₀Th + ⁴₂He

β衰变：中子变为质子，释放电子，原子序数加1，质量数不变

¹⁴₆C → ¹⁴₇N + ⁰₋₁e

γ衰变：释放γ光子，原子序数和质量数都不变（常伴随α或β衰变）

半衰期

半衰期(T₁/₂)：放射性元素的原子核有半数发生衰变所需的时间

N = N₀ × (1/2)^(t/T₁/₂)

m = m₀ × (1/2)^(t/T₁/₂)

半衰期只与核素本身有关，不受外界条件（温度、压强、化学状态）影响

常见半衰期：

¹⁴C：5730年（考古测年）

²³⁸U：4.5×10⁹年（地质测年）

¹³¹I：8天（医学诊断）

⁶⁰Co：5.27年（放射治疗）

例：

¹⁴C的半衰期为5730年，测得某古木样品中¹⁴C含量为活树的1/8，求古木的年代。

解：

1/8 = (1/2)³，说明经过了3个半衰期

t = 3 × 5730 = 17190年

答：

该古木距今约17190年。

24.2 核反应

人工核反应

第一次人工核反应（卢瑟福，1919年）：

¹⁴₇N + ⁴₂He → ¹⁷₈O + ¹₁H（发现质子）

发现中子（查德威克，1932年）：

⁹₄Be + ⁴₂He → ¹²₆C + ¹₀n

人工放射性同位素的制备：

²⁷₁₃Al + ⁴₂He → ³⁰₁₅P + ¹₀n

³⁰P是人工放射性同位素，β衰变：³⁰₁₅P → ³⁰₁₄Si + ⁰₊₁e

核裂变

重核分裂为中等质量核，释放巨大能量

²³⁵₉₂U + ¹₀n → ¹⁴¹₅₆Ba + ⁹²₃₆Kr + 3¹₀n + 能量

²³⁵₉₂U + ¹₀n → ⁹⁰₃₈Sr + ¹⁴³₅₄Xe + 3¹₀n + 能量

链式反应：释放的中子引发更多U-235裂变

临界质量：维持链式反应所需的最小质量

应用：

• 原子弹（不可控链式反应）

• 核电站（可控链式反应，用控制棒吸收多余中子）

核聚变

轻核结合为较重核，释放更大能量

²₁H + ³₁H → ⁴₂He + ¹₀n + 能量（氘氚聚变）

²₁H + ²₁H → ³₂He + ¹₀n + 能量

条件：极高温度（>10⁸ K），使原子核具有足够动能克服库仑斥力

应用：

• 氢弹（用原子弹引爆提供高温）

• 太阳能量来源

• 可控核聚变（"人造太阳"，仍在研究中）

24.3 质能关系与核能

质量亏损

核反应中，生成物的总质量小于反应物的总质量，差值称为质量亏损Δm

Δm = m(反应物) - m(生成物)

根据爱因斯坦质能方程：

ΔE = Δm × c²

或使用原子质量单位：1u = 931.5 MeV/c²

ΔE = Δm × 931.5 MeV（Δm以u为单位）

例：

计算氘核(²H)的结合能。

已知：m(¹H) = 1.007825 u，m(n) = 1.008665 u，m(²H) = 2.014102 u

解：

氘核由1个质子和1个中子组成

Δm = m(¹H) + m(n) - m(²H)

Δm = 1.007825 + 1.008665 - 2.014102 = 0.002388 u

ΔE = 0.002388 × 931.5 = 2.22 MeV

答：

氘核的结合能为2.22 MeV。

比结合能

比结合能 = 结合能 / 核子数

比结合能越大，原子核越稳定

Fe-56的比结合能最大（约8.8 MeV/核子），最稳定

轻核聚变和重核裂变都使产物的比结合能增大，释放能量

24.4 放射性同位素的应用

应用领域	同位素	用途
医学	¹³¹I	诊断和治疗甲状腺疾病
医学	⁶⁰Co	γ射线放射治疗癌症
医学	⁹⁹ᵐTc	核医学显像诊断
考古	¹⁴C	测定文物年代（5万年以内）
地质	²³⁸U、⁴⁰K	测定岩石年龄
农业	⁶⁰Co	辐射育种、食品保鲜
工业	各种	探伤、测厚、示踪
能源	²³⁵U	核电站燃料
能源	²H、³H	聚变燃料

24.5 核安全与防护

辐射防护三原则

1. 时间防护：减少接触时间
2. 距离防护：增大与放射源的距离
3. 屏蔽防护：用适当材料阻挡射线

辐射剂量单位

物理量	单位	含义
放射性活度	Bq（贝克勒尔）	每秒衰变次数，1 Bq = 1次/s
吸收剂量	Gy（戈瑞）	每千克物质吸收1焦耳能量
当量剂量	Sv（希沃特）	考虑射线类型的生物效应

安全标准：

公众年辐射剂量限值为1 mSv（不包括天然本底辐射和医疗辐射）。天然本底辐射约2.4 mSv/年。

核废料处理

• 低放废料：埋入浅层地下
• 中放废料：固化后深层地质处置
• 高放废料：玻璃固化，深层地质处置（需隔离数万年以上）
• 乏燃料后处理：回收可用的U和Pu，减少废料量

附录A：重要化学方程式速查表

金属相关

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑

2Na + O₂ →点燃 Na₂O₂

2Na₂O₂ + 2H₂O → 4NaOH + O₂↑

2Na₂O₂ + 2CO₂ → 2Na₂CO₃ + O₂

2NaHCO₃ →Δ Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑

Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O → 2NaHCO₃

2Mg + CO₂ →点燃 2MgO + C

3Mg + N₂ →点燃 Mg₃N₂

2Al + 2NaOH + 2H₂O → 2NaAlO₂ + 3H₂↑

2Al + Fe₂O₃ →高温 Al₂O₃ + 2Fe（铝热反应）

3Fe + 2O₂ →点燃 Fe₃O₄

3Fe + 4H₂O(g) →高温 Fe₃O₄ + 4H₂

Fe + CuSO₄ → FeSO₄ + Cu

2FeCl₃ + Fe → 3FeCl₂

2FeCl₃ + Cu → 2FeCl₂ + CuCl₂

4Fe(OH)₂ + O₂ + 2H₂O → 4Fe(OH)₃

非金属相关

Cl₂ + H₂O ⇌ HCl + HClO

Cl₂ + 2NaOH → NaCl + NaClO + H₂O

2Cl₂ + 2Ca(OH)₂ → CaCl₂ + Ca(ClO)₂ + 2H₂O

MnO₂ + 4HCl(浓) →Δ MnCl₂ + Cl₂↑ + 2H₂O

2HClO →光照 2HCl + O₂↑

SO₂ + 2H₂S → 3S↓ + 2H₂O

2SO₂ + O₂ ⇌催化剂,Δ 2SO₃

Cu + 2H₂SO₄(浓) →Δ CuSO₄ + SO₂↑ + 2H₂O

C + 2H₂SO₄(浓) →Δ CO₂↑ + 2SO₂↑ + 2H₂O

N₂ + O₂ →放电 2NO

2NO + O₂ → 2NO₂

3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO

4NH₃ + 5O₂ →催化剂,Δ 4NO + 6H₂O

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Cu + 4HNO₃(浓) → Cu(NO₃)₂ + 2NO₂↑ + 2H₂O

3Cu + 8HNO₃(稀) → 3Cu(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

SiO₂ + 4HF → SiF₄↑ + 2H₂O

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O

有机反应

CH₄ + Cl₂ →光照 CH₃Cl + HCl

CH₂=CH₂ + Br₂ → CH₂BrCH₂Br

CH₂=CH₂ + H₂O →催化剂 CH₃CH₂OH

nCH₂=CH₂ →催化剂 [—CH₂—CH₂—]ₙ

C₆H₆ + Br₂ →FeBr₃ C₆H₅Br + HBr

CH₃CH₂OH →浓H₂SO₄,170℃ CH₂=CH₂↑ + H₂O

2CH₃CH₂OH + O₂ →Cu/Ag,Δ 2CH₃CHO + 2H₂O

CH₃CHO + 2[Ag(NH₃)₂]OH →Δ CH₃COONH₄ + 2Ag↓ + 3NH₃ + H₂O

CH₃COOH + C₂H₅OH ⇌浓H₂SO₄,Δ CH₃COOC₂H₅ + H₂O

CaC₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + C₂H₂↑

电化学

锌铜原电池：(-)Zn - 2e⁻ → Zn²⁺ | (+)2H⁺ + 2e⁻ → H₂↑

电解NaCl溶液：2NaCl + 2H₂O →电解 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑

电解CuSO₄：2CuSO₄ + 2H₂O →电解 2Cu + O₂↑ + 2H₂SO₄

氢氧燃料电池（碱性）：(-)H₂ + 2OH⁻ - 2e⁻ → 2H₂O | (+)O₂ + 2H₂O + 4e⁻ → 4OH⁻

热化学

H₂(g) + ½O₂(g) → H₂O(l) ΔH = -285.8 kJ/mol

C(s) + O₂(g) → CO₂(g) ΔH = -393.5 kJ/mol

CH₄(g) + 2O₂(g) → CO₂(g) + 2H₂O(l) ΔH = -890.3 kJ/mol

N₂(g) + 3H₂(g) ⇌ 2NH₃(g) ΔH = -92.4 kJ/mol

工业制备

合成氨：N₂ + 3H₂ ⇌高温高压,催化剂 2NH₃

工业制硫酸：4FeS₂ + 11O₂ → 2Fe₂O₃ + 8SO₂；2SO₂ + O₂ → 2SO₃；SO₃ + H₂O → H₂SO₄

工业制硝酸：4NH₃ + 5O₂ → 4NO + 6H₂O；2NO + O₂ → 2NO₂；3NO₂ + H₂O → 2HNO₃ + NO

侯氏制碱法：NaCl + NH₃ + CO₂ + H₂O → NaHCO₃↓ + NH₄Cl

工业炼铁：Fe₂O₃ + 3CO →高温 2Fe + 3CO₂

工业制铝：2Al₂O₃ →电解(熔融) 4Al + 3O₂↑

附录B：常数与数据表

基本物理常数

常数	符号	数值
阿伏加德罗常数	Nₐ	6.022×10²³ mol⁻¹
气体常数	R	8.314 J/(mol·K)
法拉第常数	F	96485 C/mol
标准状况气体摩尔体积	Vₘ	22.4 L/mol
水的离子积(25℃)	Kw	1.0×10⁻¹⁴

常见元素相对原子质量

元素	Ar	元素	Ar	元素	Ar
H	1	Na	23	Fe	56
C	12	Mg	24	Cu	64
N	14	Al	27	Zn	65
O	16	Si	28	Ag	108
F	19	P	31	Ba	137
Ne	20	S	32	Pb	207
Cl	35.5	K	39	—	—
Ca	40	Cr	52	—	—

常见物质溶解性表（20℃）

—	OH⁻	Cl⁻	SO₄²⁻	CO₃²⁻	NO₃⁻
K⁺, Na⁺, NH₄⁺	溶	溶	溶	溶	溶
Ba²⁺	溶	溶	不	不	溶
Ca²⁺	微	溶	微	不	溶
Mg²⁺	不	溶	溶	微	溶
Al³⁺	不	溶	溶	—	溶
Fe²⁺	不	溶	溶	不	溶
Fe³⁺	不	溶	溶	—	溶
Cu²⁺	不	溶	溶	不	溶
Ag⁺	—	不	微	不	溶

常见指示剂变色范围

指示剂	pH范围	酸色	碱色
甲基橙	3.1~4.4	红色	黄色
石蕊	5.0~8.0	红色	蓝色
酚酞	8.2~10.0	无色	红色

金属活动性顺序

K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au

还原性：逐渐减弱

对应阳离子氧化性：逐渐增强

元素电负性表（Pauling标度）

元素	电负性	元素	电负性	元素	电负性
F	4.0	Cl	3.0	C	2.5
O	3.5	N	3.0	H	2.1
Br	2.8	S	2.5	P	2.1
I	2.5	Si	1.8	Na	0.9

常见干燥剂

干燥剂	性质	可干燥气体	不可干燥
浓H₂SO₄	酸性、氧化性	H₂、O₂、CO₂、Cl₂、HCl、SO₂	NH₃、H₂S、HBr、HI
无水CaCl₂	中性	大多数气体	NH₃
碱石灰	碱性	H₂、O₂、NH₃、CH₄	CO₂、SO₂、HCl、Cl₂
P₂O₅	酸性	H₂、O₂、CO₂、SO₂	NH₃

附录C：高考题型精练

C.1 阿伏加德罗常数专题

例1：

设Nₐ为阿伏加德罗常数的值，下列说法正确的是：

A. 标准状况下，22.4 L SO₃含有Nₐ个SO₃分子

B. 1 mol Na₂O₂固体中阴离子数为2Nₐ

C. 1 mol Fe与足量Cl₂反应，转移电子数为2Nₐ

D. 常温常压下，14 g N₂含有Nₐ个N原子

解析：

A. 错误。标况下SO₃是固体，不能用22.4 L/mol

B. 错误。Na₂O₂中阴离子是O₂²⁻，1mol Na₂O₂含1mol阴离子，即Nₐ个

C. 错误。Fe与Cl₂反应生成FeCl₃，Fe(0→+3)，1mol Fe转移3Nₐ个电子

D. 正确。14g N₂ = 0.5 mol N₂ = 1 mol N原子 = Nₐ个N原子

答案：D

例2：

设Nₐ为阿伏加德罗常数的值，下列说法正确的是：

A. 1 L 0.1 mol/L CH₃COOH溶液中含有0.1Nₐ个H⁺

B. 78 g Na₂O₂与足量水反应，转移电子数为2Nₐ

C. 1 mol SiO₂中含有4Nₐ个Si—O键

D. 标准状况下，11.2 L NO和11.2 L O₂混合后气体分子总数为Nₐ

解析：

A. 错误。CH₃COOH是弱酸，部分电离，H⁺数 < 0.1Nₐ

B. 错误。78g Na₂O₂ = 1mol，与水反应转移1mol电子（歧化反应）

C. 正确。SiO₂中每个Si与4个O成键，1mol SiO₂含4mol Si—O键

D. 错误。NO + ½O₂ → NO₂，0.5mol NO + 0.5mol O₂ → 0.5mol NO₂ + 0.25mol O₂ = 0.75mol，且2NO₂ ⇌ N₂O₄，分子数 < 0.75Nₐ

答案：C

C.2 离子共存专题

例3：

下列各组离子在指定条件下能大量共存的是：

A. 酸性溶液中：K⁺、Fe²⁺、NO₃⁻、Cl⁻

B. 碱性溶液中：Na⁺、K⁺、AlO₂⁻、CO₃²⁻

C. 无色溶液中：Na⁺、Fe³⁺、Cl⁻、SCN⁻

D. c(H⁺) = 0.1 mol/L的溶液中：Na⁺、K⁺、SiO₃²⁻、NO₃⁻

解析：

A. 错误。酸性条件下NO₃⁻具强氧化性，会氧化Fe²⁺

B. 正确。四种离子在碱性条件下都不反应

C. 错误。Fe³⁺有色（黄色），且Fe³⁺与SCN⁻反应生成Fe(SCN)₃

D. 错误。SiO₃²⁻与H⁺反应生成H₂SiO₃沉淀

答案：B

C.3 电化学专题

例4：

如图所示装置，a、b都是惰性电极，通电一段时间后，b极附近溶液呈红色。下列说法正确的是：

（CuSO₄溶液 + NaCl溶液 + 酚酞，串联）

A. X是正极，Y是负极

B. a极的电极反应为：2H₂O - 4e⁻ → O₂↑ + 4H⁺

C. CuSO₄溶液的pH增大

D. 若a极产生22.4 mL气体（标况），则b极析出0.128 g铜

解析：

b极附近变红说明b极产生OH⁻，b是阴极，Y是负极，X是正极

A. 正确。X是正极

B. a是阳极，电解CuSO₄：2H₂O - 4e⁻ → O₂↑ + 4H⁺ 正确

C. 错误。电解CuSO₄产生H₂SO₄，pH减小

D. a极产生O₂：22.4mL = 0.001mol，转移0.004mol电子

b极析出Cu：0.004/2 = 0.002mol = 0.128g ✓

答案：ABD

C.4 化学平衡专题

例5：

在一定温度下，向容积为2L的密闭容器中充入2mol SO₂和1mol O₂，发生反应 2SO₂ + O₂ ⇌ 2SO₃ ΔH = -196.6 kJ/mol。5min后达到平衡，测得SO₃为1.6mol。

(1) 5min内v(O₂) = ？

(2) 平衡时SO₂的转化率 = ？

(3) 该温度下的平衡常数K = ？

(4) 若升高温度，K值如何变化？

解：

三段式：

—	2SO₂	O₂	2SO₃
起始	2	1	0
变化	-1.6	-0.8	+1.6
平衡	0.4	0.2	1.6

(1) v(O₂) = 0.8/(2×5) = 0.08 mol/(L·min)

(2) SO₂转化率 = 1.6/2 × 100% = 80%

(3) K = [SO₃]²/([SO₂]²[O₂]) = (0.8)²/((0.2)²×0.1) = 0.64/0.004 = 160 L/mol

(4) 正反应放热，升温K减小

C.5 有机推断专题

例6：

有机物A（分子式C₄H₈O₂）具有以下性质：

① 能与Na反应放出H₂

② 能与Na₂CO₃反应放出CO₂

③ 不能发生银镜反应

写出A可能的结构简式。

解析：

• 能与Na₂CO₃反应放出CO₂ → 含—COOH

• 不能发生银镜反应 → 不含—CHO

• 分子式C₄H₈O₂，含—COOH，剩余部分为C₃H₇—

• C₃H₇—有两种：正丙基CH₃CH₂CH₂—和异丙基(CH₃)₂CH—

A的可能结构：

① CH₃CH₂CH₂COOH（丁酸）

② (CH₃)₂CHCOOH（2-甲基丙酸/异丁酸）

C.6 实验设计专题

例7：

设计实验证明某混合气体中含有CO₂、CO、H₂O(气)。

设计方案：

气体 → ①无水CuSO₄（检验H₂O，白色变蓝）→ ②澄清石灰水（检验CO₂，变浑浊）→ ③NaOH溶液（除去CO₂）→ ④浓H₂SO₄（干燥）→ ⑤灼热CuO（CO和H₂还原CuO）→ ⑥无水CuSO₄（检验生成的H₂O，证明有H₂）→ ⑦澄清石灰水（检验生成的CO₂，证明有CO）

注意顺序：

先检验H₂O，再检验CO₂，然后除净CO₂和H₂O，最后检验CO和H₂的氧化产物。

C.7 综合计算专题

例8：

将一定量的铁粉加入到100 mL某浓度的稀硝酸中，充分反应后，铁粉有剩余，收集到标准状况下的气体336 mL。向反应后的溶液中加入2 mol/L的NaOH溶液，至沉淀质量不再增加，共用去NaOH溶液150 mL。求：

(1) 原稀硝酸的物质的量浓度

(2) 剩余铁粉的质量至少为多少

解：

铁粉有剩余，说明Fe过量，硝酸全部反应，Fe被氧化为Fe²⁺

3Fe + 8HNO₃(稀) → 3Fe(NO₃)₂ + 2NO↑ + 4H₂O

气体为NO：n(NO) = 0.336/22.4 = 0.015 mol

n(HNO₃)总 = n(NO₃⁻在Fe(NO₃)₂中) + n(NO) = 2n(Fe²⁺) + n(NO)

加入NaOH至沉淀不再增加，Fe²⁺全部转化为Fe(OH)₂：

Fe(NO₃)₂ + 2NaOH → Fe(OH)₂↓ + 2NaNO₃

n(NaOH) = 2 × 0.15 = 0.3 mol

n(Fe²⁺) = 0.3/2 = 0.15 mol

(1) n(HNO₃) = 2×0.15 + 0.015 = 0.315 mol

c(HNO₃) = 0.315/0.1 = 3.15 mol/L

(2) 参加反应的Fe = 0.15 mol = 8.4 g

剩余铁粉至少 > 0（题目说"有剩余"，至少略大于0）

如果问参加反应的铁粉质量：8.4 g

C.8 易错知识点总结

知识点	易错点	正确理解
Na₂O₂与水反应	认为O从-2变为0	O从-1变为-2和0（歧化）
Fe与Cl₂反应	认为生成FeCl₂	只生成FeCl₃（Cl₂是强氧化剂）
Fe与稀HNO₃	认为只生成Fe³⁺	Fe少量→Fe³⁺；Fe过量→Fe²⁺
Al(OH)₃制备	用过量NaOH	用氨水（过量也不溶解）
SO₂漂白	认为与Cl₂漂白原理相同	SO₂可逆，Cl₂不可逆
浓H₂SO₄与Cu	认为常温反应	需加热才反应
Fe(OH)₂制备	不注意隔绝空气	需液面下加NaOH，表面加油层
配制FeCl₃溶液	直接溶于水	先溶于盐酸再加水（抑制水解）
电解NaCl溶液	认为得到Na	得到NaOH、Cl₂、H₂
酯化反应	认为酸脱H醇脱OH	酸脱OH醇脱H