高三化學(xué)第一輪復(fù)習(xí)筆記

1、學(xué)習(xí)必備歡迎下載學(xué)習(xí)必備歡迎下載高三化學(xué)第一輪復(fù)習(xí)筆記必需把握的化學(xué)思想與化學(xué)方法3第一部分基本概念與基本理論3一物質(zhì)的組成3二物質(zhì)的分類4三物質(zhì)的性質(zhì)和變化4四氧化仍原反應(yīng)5五離子反應(yīng)6六化學(xué)反應(yīng)中的能量變化7七物質(zhì)的量7八溶液和膠體8九原子組成與結(jié)構(gòu)9十元素周期表中的主要變化規(guī)律10十一 化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)10十二 化學(xué)平穩(wěn)11十三 電離平穩(wěn)12其次部分元素及其化合物14概述14一元素非金屬性的強(qiáng)弱規(guī)律15二鹵族元素15三氧族元素16四氮族元素16五碳族元素17六堿金屬18七幾種重要的金屬18第三部分有機(jī)化學(xué)基礎(chǔ)20一 同系物和同分異構(gòu)體20二 同分異構(gòu)體的類型及其判定21三 有機(jī)物的化學(xué)性

2、質(zhì)及推斷21四 烴及其衍生物的燃燒規(guī)律22五 有機(jī)物分子組成通式的應(yīng)用規(guī)律22六 葡萄糖223七 蛋白質(zhì)223第四部分化學(xué)試驗(yàn)24一 化學(xué)試驗(yàn)常用儀器24二 儀器的裝配和拆卸24三 物質(zhì)的分別與提純25四 化學(xué)試驗(yàn)設(shè)計(jì)與評(píng)判26學(xué)習(xí)必備歡迎下載必需把握的化學(xué)思想與化學(xué)方法1、 整體性原就：學(xué)會(huì)從整體動(dòng)身，全面考慮問(wèn)題；2、 守恒意識(shí)：三大守恒內(nèi)容：質(zhì)量守恒；電荷守恒；得失電子守恒3、平穩(wěn)意識(shí)：勒夏特列原理適用于一切平穩(wěn)體系（化學(xué)平穩(wěn)、電離平穩(wěn)、水解平穩(wěn)、溶解平穩(wěn)等）4、合理性原就要學(xué)會(huì)運(yùn)用常識(shí)、常懂得題，要學(xué)會(huì)識(shí)別社會(huì)常理；杜絕不合規(guī)律的常識(shí)性錯(cuò)誤5、綠色化學(xué)思想原子經(jīng)濟(jì)性；杜絕污染源6、組成

3、分析組合與拆分；反應(yīng)物、生成物的分子組成變化7、特點(diǎn)反應(yīng)（關(guān)注典型反應(yīng)）解決問(wèn)題的突破口；題眼、關(guān)鍵字8、詳細(xì)化可使問(wèn)題意外地簡(jiǎn)潔化學(xué)學(xué)問(wèn)體系網(wǎng)絡(luò)第一部分基本概念與基本理論一物質(zhì)的組成1、 分子和由分子構(gòu)成的物質(zhì)分子是構(gòu)成物質(zhì)的一種能獨(dú)立存在的微粒，它保持著這種物質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)分子有肯定的大小和質(zhì)量；分子間有肯定距離；分子在不停地運(yùn)動(dòng)著（物理變化是分子學(xué)習(xí)必備歡迎下載運(yùn)動(dòng)狀態(tài)轉(zhuǎn)變的結(jié)果） ；分子間有分子間作用（范德華力）；由分子構(gòu)成的物質(zhì)（在固態(tài)時(shí)為分子晶體）；一些非金屬單質(zhì)（如h2、o2、cl 2、s、惰性氣體等） ；氣態(tài)氫化物；酸酐（sio2 除外）；酸類和大多數(shù)有機(jī)物等；2、 原子和由原子

4、構(gòu)成的物質(zhì)原子是參與化學(xué)變化的最小微粒；化學(xué)反應(yīng)的實(shí)質(zhì)是原子的拆分和化合，是原子運(yùn)動(dòng)外形的變化原子有肯定的種類、大小和質(zhì)量；由原子構(gòu)成的物質(zhì)中原子間也有肯定間隔；原子不停地運(yùn)動(dòng)著；原子間有肯定的作用力；由原子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時(shí)為原子晶體）；金剛石、晶體硅、二氧化硅、碳化硅（sic）等；3、 離子和由離子構(gòu)成的物質(zhì)離子是帶有電荷的原子或原子團(tuán)；帶正電荷的陽(yáng)離子如na 、fe3 、 h3o 、nh 4 、346等；由離子構(gòu)成的物質(zhì)（固態(tài)時(shí)為離子晶體）；絕大多數(shù)鹽類（alcl 3 等除外）；強(qiáng)堿類和低價(jià)金屬氧化物等是由陽(yáng)離子和陰離子構(gòu)成的化合物；【留意】離子和原子的區(qū)分和聯(lián)系：離子和原子在結(jié)構(gòu)（電子

5、排布、電性、半徑）和性質(zhì)（顏色，對(duì)某物質(zhì)的不同反應(yīng)情形，氧化性或仍原性等）上均不相同；陽(yáng)離子得 ne 失 ne 原子得 ne 失 ne 陰離子（簡(jiǎn)潔陽(yáng)、陰離子）二物質(zhì)的分類1、 元素元素是具有相同核電荷數(shù)（即質(zhì)子數(shù)） 的同一類原子的總稱（元素的種類是由核電荷數(shù)或質(zhì)子數(shù)打算的） ；人們把具有肯定數(shù)目的質(zhì)子和肯定數(shù)目的中子的一種原子叫做核素，同一元素的不同核素之間互稱為同位素；元素存在狀態(tài)游離態(tài)在單質(zhì)中的元素由同種元素形成的不同單質(zhì)同素異形體，常有以下三種形成方式：組成分子的原子個(gè)數(shù)不同：如o2、o3；白磷（ p4）和紅磷等晶體晶格的原子排列方式不同：如金剛石和石墨晶體晶格的分子排列方式不同：如正

6、交硫和單斜硫化合態(tài)的元素在化合物中的元素【留意】元素和原子的區(qū)分，可從概念、含義、應(yīng)用范疇等方面加以區(qū)分；三物質(zhì)的性質(zhì)和變化物理變化和化學(xué)變化的比較比較物理變化化學(xué)變化概念沒(méi)有生成其他物質(zhì)的變化生成了其他物質(zhì)的變化實(shí)質(zhì)相伴現(xiàn)象范疇只是分子（原子或離子）間距離變化（集合狀態(tài)），分子組成、性質(zhì)不變分子種類不變物質(zhì)外形、狀態(tài)轉(zhuǎn)變蒸發(fā)、冷凝、熔化、液化、汽化、升華、變形等分子種類變化，原子重新組合，但原子種類、數(shù)目不變 放熱、發(fā)光、變色、放出氣體、生成沉淀等分解、化合、置換、復(fù)分解、燃燒、風(fēng)化、脫水、氧化、仍原等學(xué)習(xí)必備歡迎下載區(qū)分無(wú)新物質(zhì)生成有新物質(zhì)生成相互關(guān)系與性質(zhì)的關(guān)系化學(xué)變化中同時(shí)發(fā)生物理變化

7、、物理變化中不肯定有化學(xué)變化物質(zhì)的性質(zhì)打算物質(zhì)的變化，物質(zhì)的變化反映物質(zhì)的性質(zhì)四氧化仍原反應(yīng)1、氧化仍原反應(yīng)的特點(diǎn)：元素化合價(jià)有無(wú)升降，這是判定是否是氧化仍原反應(yīng)的依據(jù)；2、氧化仍原反應(yīng)各概念間的關(guān)系可用以下兩條線把握概念升失仍仍氧氧元素化合原子失去物質(zhì)是仍原劑具元素被仍原劑的產(chǎn)物價(jià)上升電子仍原劑有仍原性氧化是氧化產(chǎn)物降得氧氧仍仍元素化合原子得到物質(zhì)是氧化劑具元素被氧化劑的產(chǎn)物價(jià)降低電子氧化劑有氧化性仍原是仍原產(chǎn)物3、物質(zhì)有無(wú)氧化性或仍原性及其強(qiáng)弱的判定物質(zhì)有無(wú)氧化性或仍原性的判定元素為最高價(jià)態(tài)時(shí)，只具有氧化性，如fe3、h2so4分子中 6 價(jià)硫元素；元素為最低價(jià)態(tài)只具有仍原性，如 fe、s

8、2 等； 元素處于中間價(jià)態(tài)既有氧化性又具有仍原性，如 fe2+ 、so2、s 等；物質(zhì)氧化性或仍原性相對(duì)強(qiáng)弱的判定由元素的金屬性或非金屬性比較金屬陽(yáng)離子的氧化性隨單質(zhì)仍原性的增強(qiáng)而減弱，如以下四種陽(yáng)離子的氧化性由強(qiáng)到弱的次序是： ag cu 2 al 3 k ；非金屬陰離子的仍原性隨單質(zhì)氧化性的增強(qiáng)而減弱，如以下四種鹵素離子仍原性由強(qiáng)到弱的次序是：i br cl f ；由反應(yīng)條件的難易比較不同氧化劑與同一仍原劑反應(yīng)，反應(yīng)條件越易，氧化性越強(qiáng)；如f2 和 h2 混合在暗處就能猛烈化合而爆炸， 而 i 2 與 h2 需在不斷加熱的情形下才能緩慢化合， 因而 f2 的氧化性比 i 2 強(qiáng)；不同仍原劑

9、與同一氧化劑反應(yīng)，反應(yīng)條件越易，仍原性越強(qiáng)，如有兩種金屬m 和n 均能與水反應(yīng)，m 在常溫下能與水反應(yīng)產(chǎn)生氫氣，而n 需在高溫下才能與水蒸氣反應(yīng)，由此判定m 的仍原性比n 強(qiáng) ；由氧化仍原反應(yīng)方向比較仍原劑 a 氧化劑b氧化產(chǎn)物a仍原產(chǎn)物b，就：氧化性： b a仍原性： a b如：由 2fe2 br2 2fe3 2br 可知氧化性：br 2 fe3 ；仍原性： fe2 br 當(dāng)不同的仍原劑與同一氧化劑反應(yīng)時(shí)，可依據(jù)氧化劑被仍原的程度不同來(lái)判定仍原劑仍原性的強(qiáng)弱； 一般規(guī)律是氧化劑被仍原的程度越大，仍原劑的仍原性越強(qiáng)；同理當(dāng)不同氧化劑與同一仍原劑反應(yīng)時(shí)，仍原劑被氧化的程度越大，氧化劑的氧化性就越

10、強(qiáng)；如學(xué)習(xí)必備歡迎下載氯氣、硫兩種氧化劑分別與同一仍原劑鐵起反應(yīng)，氯氣可把鐵氧化為fecl 3，而硫只能把鐵氧化為fes，由此說(shuō)明氯氣的氧化性比硫強(qiáng)；【留意】仍原性的強(qiáng)弱是指物質(zhì)失電子才能的強(qiáng)弱，與失電子數(shù)目無(wú)關(guān)；如na 的仍原失 e 失 3e 性強(qiáng)于 al ，而 nana ，alal 3 ， al 失電子數(shù)比na 多 ；同理，氧化性的強(qiáng)弱是指物質(zhì)得電子才能的強(qiáng)弱，與得電子數(shù)目無(wú)關(guān)；如氧化性f2 2得 2e 得 4e o2，就 f22f ， o22o， o2 得電子數(shù)比f(wàn)2 多；4、 氧化仍原方程式配平原理： 氧化劑所含元素的化合價(jià)降低（或得電子） 的數(shù)值與仍原劑所含元素的化合價(jià)上升（或失電子

11、）的數(shù)值相等；步驟： 寫出反應(yīng)物和生成物的分子式，并列動(dòng)身生氧化仍原反應(yīng)元素的化合價(jià)（簡(jiǎn)稱標(biāo)價(jià)態(tài)）步驟：分別列出元素化合價(jià)上升數(shù)值（或失電子數(shù)）與元素化合價(jià)降低數(shù)值（或得電子數(shù)）；（簡(jiǎn)稱定得失）步驟：求化合價(jià)升降值（或得失電子數(shù)目）的最小公倍數(shù)；配平氧化劑、仍原劑、氧化產(chǎn)物、仍原產(chǎn)物的系數(shù)；步驟：用觀看法配平其他物質(zhì)的系數(shù)；五離子反應(yīng)1、離子反應(yīng)發(fā)生條件離子反應(yīng)發(fā)生條件（即為離子在溶液中不能大量共存的緣由）：離子間發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)3有沉淀生成；不溶于水的化合物可依據(jù)書后物質(zhì)的溶解性表判定，仍有以下物質(zhì)不溶于水： caf2、cac2o4（草酸鈣）等；有氣體生成；如co2 2h co2 h 2o有弱

12、電解質(zhì)生成；如弱堿nh 3· h2o；弱酸hf 、hclo 、 h2s、 h3po4 等；仍有水、ch 3coo 2pb、agnh 32、fescn 2 等難電離的物質(zhì)生成；離子間發(fā)生氧化仍原反應(yīng)：2如： fe3 與 i 在溶液中不能共存，2 fe3 2i 2fe2 i3s2 、so2 、h 三種離子在溶液中不能共存，2 s2 so2 6h 3s 3h2o 等32、 書寫離子方程式應(yīng)留意的問(wèn)題沒(méi)有自由移動(dòng)離子參與的反應(yīng)，不能寫離子方程式；如： cuh 2so4濃 ； nh 4cl （固） caoh 2； c h2so4濃反應(yīng)； nacl （固） h 2so4濃 ， 均因無(wú)自由移動(dòng)離子

13、參與反應(yīng)，故不行寫離子方程式；有離子生成的反應(yīng)可以寫離子方程式，如鈉和水、銅和濃硫酸、so2 通入溴水里、碳酸鈣溶于乙酸等；單質(zhì)、氧化物在離子方程式中一律寫成化學(xué)式；如： so2和 naoh 溶液反應(yīng)： so2 2oh so2 h oh hso 32o 或 so23酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆開寫；如nahco 3 溶液和稀鹽酸反應(yīng)：hco 3 h h2o co 2操作次序或反應(yīng)物相對(duì)量不同時(shí)離子方程式不同；例如caoh 2 中通入少量co 2，離子方程式為： ca2 2oh co2 caco3 h2o；caoh 2中通入過(guò)量co2，離子方程；式為： oh co hco23對(duì)于生成物是

14、易溶于水的氣體，要特殊留意反應(yīng)條件；學(xué)習(xí)必備歡迎下載如 naoh 溶液和 nh 4cl 溶液的反應(yīng)，當(dāng)濃度不大，又不加熱時(shí)，離子方程式為： oh nh · h ohnh 432o；當(dāng)為濃溶液， 又加熱時(shí)離子方程式為：nh 4nh 3 h2o對(duì)微溶物（通常指caso4、caoh 2、ag 2so4、mgco 3 等）要依據(jù)實(shí)際情形來(lái)判定；當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于溶液狀態(tài)時(shí)，應(yīng)寫成離子，如鹽酸加入澄清石灰水：h oh h 2o；當(dāng)反應(yīng)里有微溶物處于濁液或固態(tài)時(shí)，應(yīng)寫化學(xué)式，如在石灰乳中加入na2co3溶液： caoh22 co 3 caco3 2oh；在生成物中有微溶物析出時(shí)，微溶物用化學(xué)式

15、表示，如na2so4溶液中加入agno 3溶液： 2ag so42 ag2so4；對(duì)于中強(qiáng)酸（ h3po4、 h 2so3 等）在離子方程式中寫化學(xué)式；具有強(qiáng)氧化性的微粒與強(qiáng)仍原性微粒相遇時(shí)，第一要考慮氧化仍原反應(yīng)，不能只簡(jiǎn)潔地考慮復(fù)分解反應(yīng)； 3、 離子在溶液中不能大量共存幾種情形 h與全部弱酸陰離子和oh不能大量共存，因生成弱電解質(zhì)（弱酸）和水； oh與全部弱堿陽(yáng)離子、h、弱酸的酸式酸根離子不能大量共存，因生成弱堿、弱酸鹽和水；能發(fā)生復(fù)分解反應(yīng)生成弱電解質(zhì)、沉淀和氣體者不能大量共存；能發(fā)生氧化仍原反應(yīng)的離子不能大量共存，如fe3 、 與 s2 ， fe2 no（hs2 與33so 2 （h

16、 ）等；與3），某些弱酸根與弱堿根不能大量共存，如s2 、hco存；3 、alo2 、 co2與 fe3 、al 3 等不共發(fā)生絡(luò)合反應(yīng)的離子不能大量共存，如fe3 與 scn 、ag 與 nh3· h2o； al 3 與 alo2 、 nh+ 與 alo2 、nh+ 與 sio2 不能大量共存；443留意有色離子（有時(shí)作為試題附加條件）：cu 2（藍(lán)色）、fe3（棕黃色）、mno 4（紫色）、fescn 2（紅色）等；六化學(xué)反應(yīng)中的能量變化1、熱化學(xué)方程式概念：說(shuō)明反應(yīng)所放出或吸取熱量的化學(xué)方程式，叫做熱化學(xué)方程式；書寫熱化學(xué)方程式時(shí)留意事項(xiàng)； h 寫在方程式右邊或下邊，兩者之間用

17、“；”隔開，放出熱量h 為“”，吸取熱量h 為“”；要注明反應(yīng)物和生成物的狀態(tài)；固體用符號(hào)符號(hào)“s”表示、液體用符號(hào)“l(fā) ”表示，氣體用符號(hào)“ g”表示；熱化學(xué)方程各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)表示物質(zhì)的量的多少，因此， 它可以是整數(shù)，也可以是分?jǐn)?shù)；對(duì)于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)，h 也不同；2、反應(yīng)熱的有關(guān)運(yùn)算反應(yīng)熱物質(zhì)的量×1mol 物質(zhì)反應(yīng)吸取或放出的熱反應(yīng)熱反應(yīng)物的總鍵能生成物的總鍵能依據(jù)蓋斯定律：假如一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，各分步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱相同；某種物質(zhì)的狀態(tài)或晶型不同會(huì)引起反應(yīng)熱的差異，依據(jù)蓋斯定律， 可將熱化學(xué)方程式進(jìn)行 “加減”后，依據(jù)反

18、應(yīng)過(guò)程的反應(yīng)熱比較其大?。晃镔|(zhì)的量不同引起的反應(yīng)熱差異，可依據(jù)反應(yīng)熱的物質(zhì)的量之間的正比例關(guān)系比較；七物質(zhì)的量學(xué)習(xí)必備歡迎下載1、物質(zhì)的量及其單位摩爾（mol ）物質(zhì)的量是七個(gè)基本的物理量之一；它的物理意義是含肯定數(shù)目粒子的集體，符號(hào)為n；物質(zhì)的量的單位為摩爾，簡(jiǎn)稱摩，符號(hào)為mol ；物質(zhì)的量和摩爾的關(guān)系正如時(shí)間和秒、長(zhǎng)度和米、電流和安培的關(guān)系，不能混用；使用物質(zhì)的量及其單位時(shí)的留意事項(xiàng)“物質(zhì)的量”四個(gè)字是一個(gè)整體，不能拆開，如“時(shí)間”拆開說(shuō)明的意義也就變了；寫成“物質(zhì)的質(zhì)量” 、“物質(zhì)量” 、“物質(zhì)的數(shù)量”也都不對(duì)；不能懂得為物質(zhì)的數(shù)量或質(zhì)量；摩爾是用來(lái)表示微觀粒子（原子、分子、離子、質(zhì)子、

19、中子、電子等）或它們特定組合的物質(zhì)的量的單位，它不能用來(lái)表示宏觀物體，如不能說(shuō)1mol蘋果等；使用摩爾時(shí)，應(yīng)注明粒子的化學(xué)式，而不能用該粒子的中文名稱；目的是防止指代不清引起混淆；例如：使用1mol 氧就會(huì)含義不清，到底是指1mol o 仍是1mol o 2 呢？2、阿伏加德羅定律及其重要推論打算物質(zhì)體積大小的因素（1mol ）1 摩固體、液體體積不同，由于固體、液體里分子、原子、離子間距離小，其體積主要打算于構(gòu)成物質(zhì)的這些微粒的直徑大小，而不同的分子、原子、離子的直徑大小不同，因而所占體積不同；氣體分子間距離較大，氣體體積主要取決于分子間的平均距離，而這平均距離又主要取決于氣體的壓強(qiáng)與溫度，

20、因此當(dāng)溫度、壓強(qiáng)相同時(shí)，氣體分子間平均距離大致相同，其所占體積相同；阿伏加德羅定律：在相同溫度、壓強(qiáng)下，同體積的氣體中含有相同分子數(shù)定義中的“四個(gè)同” ，如有“三個(gè)同”成立，第四個(gè)“同”才能成立；3、阿伏加德羅定律推論：同溫、同壓：v1v2同溫、同體積：p1p2n1n1n2n2n1n1n2n2v 1同溫、同壓、等質(zhì)量：v2同溫、同壓、同體積：m1m 2八溶液和膠體膠體定義m 22m11m 11m22分散質(zhì)微粒的直徑大小在109 107 m 之間的分散系叫膠體；膠體的類型氣溶膠：煙、云、霧；液溶膠： agi 水溶膠、 feoh 3 等；固溶膠：煙水晶、有色玻璃等；滲析因膠體粒子不能透過(guò)半透膜，所

21、以把混有離子或分子雜質(zhì)的膠體裝入半透膜的袋里，并把此袋放在溶劑中，從而使離子或分子從膠體溶液里分別的操作叫做滲析，常用于精制某些膠體；膠體的制備方法物理分散法：把難溶于水的物質(zhì)顆粒分散成1nm 100nm 的膠粒溶于水，如研磨分散法；學(xué)習(xí)必備歡迎下載化學(xué)凝結(jié)法：通過(guò)復(fù)分解反應(yīng)使產(chǎn)物分子逐步凝結(jié)為膠體；如 ： agno 3 kiagi 膠體 kno 3fecl3 3h 2o eoh 3膠體 3hcl等等膠體的性質(zhì)丁達(dá)爾效應(yīng)： 讓光線透過(guò)膠體時(shí)由于膠體微粒對(duì)光線有散射作用，所以從入射光的垂直方向（或從側(cè)面）可以看到一道光的“通路”，此現(xiàn)象叫丁達(dá)爾現(xiàn)象；溶液無(wú)此現(xiàn)象，用此法 可鑒別膠體和溶液；布朗運(yùn)

22、動(dòng)： 在膠體里由于分散劑分子從各個(gè)方向撞擊膠體微粒而形成的不停的、無(wú)秩序的運(yùn)動(dòng)叫布朗運(yùn)動(dòng)；電泳：在外加電場(chǎng)的作用下膠體里的微粒在分散劑里向陰極或陽(yáng)極做定向移動(dòng)的現(xiàn)象叫做電泳；電泳證明白膠粒帶電荷，常用于分別膠?；蛱峒兡z體；聚沉： 在肯定條件下，使膠粒集合成較大的顆粒形成沉淀，從分散劑里析出的過(guò)程叫膠體聚沉，其方法有：a、加熱； b、加入強(qiáng)電解質(zhì)溶液；c、加入帶相反電荷的另一種膠體；膠體微粒所帶的電荷膠體表面積大，具有很強(qiáng)的吸附作用，可吸附膠體中的陰離子或陽(yáng)離子而帶電；一般來(lái)說(shuō)，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠粒吸附陽(yáng)離子，膠體微粒帶正電荷；非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體微粒吸附陰離子，膠體微粒帶負(fù)

23、電荷；同一溶膠微粒帶有同種電荷具有靜電斥力，這是膠體穩(wěn)固的主要緣由，布朗運(yùn)動(dòng)是膠體較穩(wěn)固的次要緣由；幾點(diǎn)說(shuō)明膠體的電荷是指膠體中膠體微粒帶有的電荷，而不是膠體帶電荷，整個(gè)膠體是電中性的；分子膠體微粒大都不帶電，如淀粉溶液；書寫膠體制備的反應(yīng)方程式時(shí)生成的不溶物質(zhì)不寫“” 符號(hào)， 這是由于膠粒帶同種電荷相互排斥，沒(méi)有凝集成大顆粒而沉淀下來(lái)；制備 feoh 3 膠體溶液是向沸水中滴加fecl 3 飽和溶液；其離子方程式為：fe3 3h2o feoh3膠體 3h制備 agi 膠體是將810 滴 0.01mol/l 的 agno 3 溶 液 滴入10ml0.01mol/l的 ki 溶液中（濃度不能大，

24、否就要產(chǎn)生agi 沉淀）電解質(zhì)溶液聚沉作用大小除和電解質(zhì)溶液及電解質(zhì)離子本性有關(guān)外，一般是： 離子的電荷數(shù)越多，離子半徑越小，聚沉才能越大；如使帶負(fù)電荷膠粒聚沉的陽(yáng)離子al 3 fe3 ；使帶正電荷膠粒聚沉的陰離子才能fecn4 fecn 3，但淀粉膠體微粒因不吸附66離子而不帶電荷，所以加入少量電解質(zhì)不凝結(jié)，也無(wú)電泳現(xiàn)象；九原子組成與結(jié)構(gòu)1、常見等電子體核外電子總數(shù)為2 個(gè)的粒子： he 、h、li、 be2 ；核外電子總數(shù)為10 個(gè)的粒子： ne 、 hf、 h2o、nh 3、ch4（分子類）；na 、 mg 2 、al43 、 nh、h （陽(yáng)離子類） ；n 3、o2 、f 、oh 、nh

25、 （陰離子類） ；233o核外電子總數(shù)為18 個(gè)電子的粒子： ar 、hcl 、h2s、ph3、f2、h2o2、c2h 6、ch 3oh 、n2h 4、ch 3nh2、nh2oh 、chf（分子類）， k +、ca2+、（陽(yáng)離子類） ； p3、s2 、cl （陰離子類） ；2、元素、核素、同位素的比較學(xué)習(xí)必備歡迎下載元素核素同位素具有相同數(shù)目的質(zhì)概具有肯定核電荷數(shù)（質(zhì)子念數(shù)）的同類原子的總稱宏觀概念，對(duì)同類原子而范言，既有游離態(tài)又有化合圍態(tài)特主要通過(guò)形成的單質(zhì)或性化合的來(lái)表達(dá)實(shí)h、 o例子和肯定數(shù)目的中子的一種原子微觀概念，對(duì)某種元素的一種原子而言不同的核素可能質(zhì) 子數(shù)相同或中子數(shù) 相同，或質(zhì)

26、量數(shù)相 同，或各類數(shù)均不 相同6h 、d 、t ；12 c、2412 mg 不同核素質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的原子或同一元素的不同核素微觀概念， 對(duì)某種元素的原子而言；因同位素的存在而使原子種類多于 元素種類同位素養(yǎng)量數(shù)不同，化學(xué)性質(zhì)相同；自然同位素所占原子百分含量一般不變；同位素構(gòu)成的化合物如h2o、 d2o、t 2o 物理性質(zhì)不同， 但化學(xué)性質(zhì)相同h、t 、d 為 h 的三種同位素十元素周期表中的主要變化規(guī)律（左右）（上下）原核外荷數(shù)逐步增加增加子電子層數(shù)相同增多結(jié)原子半徑逐步增小逐步增大構(gòu)最外層電子數(shù)逐步增多相等項(xiàng)目同周期同主族化合價(jià)元素的金屬性和非金屬性性最高正價(jià)由1 7；負(fù)價(jià)

27、數(shù)族序數(shù)8金屬性逐步減弱、非金屬性逐步增強(qiáng)最高正價(jià)、 負(fù)價(jià)數(shù)相同， 最高正價(jià)族序數(shù)金屬性逐步增強(qiáng)、 非金屬性逐步減弱質(zhì)單質(zhì)的氧化性、仍原性仍原性減弱、氧化性增強(qiáng)氧化性減弱、仍原性增強(qiáng)最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物的酸堿性堿性減弱、酸性增強(qiáng)酸性減弱、堿性增強(qiáng)氣態(tài)氫化物穩(wěn)固性漸增漸減十一 化學(xué)鍵與分子結(jié)構(gòu)1、非極性分子和極性分子非極性分子： 分子中正負(fù)電荷中心重合，從整體來(lái)看電荷分布是勻稱的，對(duì)稱的；這樣的分子為非極性分子； 當(dāng)分子中各鍵均為非極性鍵時(shí)， 分子是非極性分子； 當(dāng)一個(gè)分子中各個(gè)鍵都相同，均為極性鍵，但該分子的構(gòu)型是對(duì)稱的，就分子內(nèi)正負(fù)電荷中心可以重合；這樣的分子是非極性分子，如ch 4 、

28、co2；總之，非極性分子中不肯定只含非極性鍵；極性分子： 分子中正負(fù)電荷中心不能重合， 從整個(gè)分子來(lái)看， 電荷的分布是不勻稱的、不對(duì)稱的； 這樣的分子為極性分子， 以極性鍵結(jié)合的雙原子分子， 必為極性分子， 以極性鍵結(jié)合的多原子分子， 如分子的構(gòu)型不完全對(duì)稱， 就分子內(nèi)正負(fù)電荷必定不重合， 就為極性分子；總之，極性分子中必定會(huì)有極性鍵；但含有極性鍵的分子不肯定是極性分子；常見分子的構(gòu)型及分子極性學(xué)習(xí)必備歡迎下載判定 ab n 型分子極性的體會(huì)規(guī)律如中心原子a 的化合價(jià)的肯定值等于該元素所在的主族序數(shù)就為非極性分子，如不等就為極性分子；如bh 3、bf3、ch 4、ccl4 、co2、cs2、p

29、cl5、so3 等均為非極性分子，nh 3 、ph3、pcl 3、h2o、h 2s、so2 等均為極性分子；ab n 分子內(nèi)中心原子a 如有孤對(duì)電子（未參與成鍵的電子對(duì)）就分子為極性分子，如無(wú)孤對(duì)電子就為非極性分子；2、化學(xué)鍵與物質(zhì)類別關(guān)系規(guī)律只含非極性共價(jià)鍵的物質(zhì)：同種非金屬元素構(gòu)成的單質(zhì)，如i 2、h2、p4、金剛石、晶體硅等；只含有極性共價(jià)鍵的物質(zhì)：一般是不同非金屬元素構(gòu)成的共價(jià)化合物；如 ccl 4 、nh 3、sio 2、cs2 等；既有極性鍵又有非極性鍵的物質(zhì)：如h 2o2 、c2h 2、ch 3ch 3、c6h 6（苯）等只含有離子鍵的物質(zhì)：活潑非金屬元素與活潑金屬元素形成的化合

30、物，如na2s、cscl 、 k 2o、nah 等既有離子鍵又有非極性鍵的物質(zhì)，如na2o2、na 2sx、cac2 等由離子鍵、共價(jià)鍵、配位鍵構(gòu)成的物質(zhì)，如nh 4cl 等無(wú)化學(xué)鍵的物質(zhì)：稀有氣體（單原子分子）；十二 化學(xué)平穩(wěn)1、影響化學(xué)反應(yīng)速率的因素內(nèi)因（打算因素）化學(xué)反應(yīng)速率是由參與反應(yīng)的物質(zhì)的性質(zhì)打算的；外因（影響因素）濃度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，增大反應(yīng)物的濃度，反應(yīng)速率加快；留意： 增加固體物質(zhì)或純液體的量，因其濃度是個(gè)定值，故不影響反應(yīng)速率（不考慮表面積的影響）；壓強(qiáng)：對(duì)于有氣體參與的反應(yīng)，當(dāng)其他條件不變時(shí)，增大壓強(qiáng)，氣體的體積減小，濃度增大，反應(yīng)速率加快；留意：由于壓強(qiáng)對(duì)固體、液體

31、的體積幾乎無(wú)影響，因此，對(duì)無(wú)氣體參與的反應(yīng)，壓強(qiáng)對(duì)反應(yīng)速率的影響可忽視不計(jì)；溫度：當(dāng)其他條件不變時(shí)，上升溫度，反應(yīng)速率加快；一般來(lái)說(shuō)，溫度每上升10，反應(yīng)速率增大到原先的2 4 倍；催化劑：催化劑有正負(fù)之分；使用正催化劑，反應(yīng)速率顯著增大；使用負(fù)催化劑，反應(yīng)速率顯著減慢；不特殊指明時(shí)，指的是正催化劑；2、外界條件同時(shí)對(duì)v 正 、v 逆的影響增大反應(yīng)物濃度，v 正急劇增大， v 逆逐步增大；減小反應(yīng)物的濃度，v 正急劇減小，v 逆 逐步減小加壓對(duì)有氣體參與或生成的可逆反應(yīng)， v 正、v 逆 均增大，氣體分子數(shù)大的一側(cè)增大的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)增大的倍數(shù)；降壓v 正、 v 逆 均減小，氣體分

32、子數(shù)大的一側(cè)減小的倍數(shù)大于氣體分子數(shù)小的一側(cè)減小的倍數(shù)；升溫， v 正 、v 逆一般均加快， 吸熱反應(yīng)增大的倍數(shù)大于放熱反應(yīng)增加的倍數(shù)；降溫， v 正 、v 逆 一般均減小，吸熱反應(yīng)減小的倍數(shù)大于放熱反應(yīng)減小的倍數(shù)；加催化劑可同倍地轉(zhuǎn)變v 正、v 逆3、可逆反應(yīng)達(dá)到平穩(wěn)狀態(tài)的標(biāo)志v 正 v 逆，如對(duì)反應(yīng)ma g nb gpc g學(xué)習(xí)必備歡迎下載生 成 a的速率與消耗a 的速率相等；生 成 a的速率與消耗b 的速率之比為m： n；生 成 b的速率與生成c 的速率之比為n：p；各組成成分的量保持不變這些量包括：各組成成分的物質(zhì)的量、體積、濃度、體積分?jǐn)?shù)、物質(zhì)的量分?jǐn)?shù)、反應(yīng)的轉(zhuǎn)化率等；混合體系的某些

33、總量保持不變對(duì)于反應(yīng)前后氣體體積發(fā)生變化的可逆反應(yīng)，混合氣體的總壓強(qiáng)、總體積、總物質(zhì)的量及體系平均相對(duì)分子質(zhì)量、密度等不變；十三 電離平穩(wěn)1、水的電離和溶液的ph 計(jì) 算水的電離水是極弱的電解質(zhì)，純水中存在著電離平穩(wěn)，其電離方程式為：2h2oh3ooh，通常簡(jiǎn)寫成h2oh oh ， 25時(shí)， ch coh 1× 107mol· l；水的離子積常數(shù)k w 14k w ch · coh ，25時(shí)， kw 1× 10；k w 的意義kw 是一個(gè)很重要的常數(shù)，它反映了肯定溫度下的水中h 濃 度和oh濃度之間的關(guān)系；轉(zhuǎn)變條件對(duì)水的電離平穩(wěn)的影響變 化平穩(wěn)移動(dòng)改ch

34、的coh的ch 與 cohk w溶液的變方向變化變化的關(guān)系性質(zhì)上升溫度向右增大增大ch加入少量向左增大減小chh2so4加入少量向左減小增大chnaoh增 coh大中性不 coh酸性變不 coh堿性變有關(guān) ph 運(yùn)算的主要題型及運(yùn)算方法依據(jù) ph lg ch ，因此運(yùn)算溶液的ph 的關(guān)鍵是運(yùn)算溶液中h 的濃度；常見的題型有：有關(guān)酸堿溶液稀釋后ph 的運(yùn)算a、酸稀釋后，先求稀釋后ch ，再求ph ；堿稀釋后，先求稀釋后coh ，依據(jù)k w ch ·coh ，求出 ch ，最終再求ph；b、肯定濃度的強(qiáng)酸或強(qiáng)堿溶液用水稀釋10a 倍體積，溶液中ch 或 coh 也被稀釋到同樣倍數(shù)，濃度變

35、為原先的1/10a，就溶液的ph 將增大或減小a 個(gè)單位；c 、肯定濃度的弱酸或弱堿用水稀釋10 a 倍體積，由于電離程度增大，使得ch 或coh 減小的不到1/10a，因此 ph 增大或減小不到a 個(gè)單位；d、稀酸、稀堿無(wú)限稀釋后，因水的電離已是影響ph 的主要因素，因此ph 接近于 7；即稀酸無(wú)限稀釋后，ph 不行能大于7，弱堿無(wú)限稀釋后ph 不行能小于7；有關(guān)酸堿混合ph 的運(yùn)算a、 兩種強(qiáng)酸混合，先運(yùn)算混合后ch ，再運(yùn)算ph；混合后學(xué)習(xí)必備歡迎下載ch c1h ·v1c2h ·v2v1 v2b、 兩種強(qiáng)堿混合，先運(yùn)算混合后coh，然后運(yùn)算ch，最終運(yùn)算ph；混合后

36、coh c1 oh ·v1c2oh ·v2v1 v2c h kwcoh ph lg ch；c、 強(qiáng)酸、強(qiáng)堿混合后，要發(fā)生酸堿中和反應(yīng)，因此需判定后再運(yùn)算如 n h noh，酸堿恰好完全反應(yīng)，就ph 7；如 n h noh，就酸過(guò)量，先求反應(yīng)后溶液中ch，再運(yùn)算ph ，此時(shí) ph 7如 n h noh，就堿過(guò)量，先求反應(yīng)后溶液中coh，再求出ch，然后運(yùn)算ph ，此 時(shí) ph 72、鹽類水解方程式的書寫方法由于鹽類水解與酸堿中和互為可逆過(guò)程，所以鹽類水解一般不完全，書寫離子反應(yīng)方程式時(shí)，只能用“”，而不能用“”，生成的不溶物不記“”，生成的氣態(tài)產(chǎn)物也不記“”符號(hào)，如alcl水

37、解的離子方程式為al 3 3h2oaloh 3 3h3多元弱酸的電離是分步進(jìn)行的，多元弱酸形成的鹽水解時(shí)也是分步進(jìn)行的，如h2co 3h + hco3 ， 而 na2co 3的水解，第一co32 h2ohco3 oh，生成的 hco3再水解 hco3 h2 oh；2oco 3323較易水解的陽(yáng)離子如al 3+、fe3+ 等，較易水解的陰離子如co2 （ 或 hco ）、alo 等，在溶液中雙水解非常猛烈，可完全水解，此時(shí)應(yīng)用“”并標(biāo)明“”及“”符號(hào)；fe3+ 3hco3feoh3 3co，2al 3 3s2 6h2o2aloh3 3h2s23、守恒法在處理溶液?jiǎn)栴}的應(yīng)用在解答電解質(zhì)溶液中微粒濃

38、度之間的關(guān)系的有關(guān)問(wèn)題，特殊是等式關(guān)系時(shí)，常常用到守恒原理；電荷守恒： 溶液中陽(yáng)離子所帶的總正電荷數(shù)與陰離子所帶的總負(fù)電荷數(shù)相等，整個(gè)溶液顯電中性；如 na2s 溶液中： cna ch 2 cs2 chs coh 物料守恒：在電解質(zhì)溶液中，某物質(zhì)（或微粒）的總濃度等于該物質(zhì)電離或水解所產(chǎn)生的各物質(zhì)平穩(wěn)濃度之和；質(zhì)守恒：溶液中得質(zhì)子的微粒得質(zhì)子的總數(shù)與失質(zhì)子的微粒失去質(zhì)子的總數(shù)相等；質(zhì)子守恒式一般可由上述電荷守恒式、物料守恒式聯(lián)立求得；4、 中和滴定誤差分析（以標(biāo)準(zhǔn)鹽酸滴定naoh 溶液為例）編號(hào)操作錯(cuò)誤待測(cè)值理由v2 v 1 v（酸）1未用標(biāo)準(zhǔn)鹽酸洗滴定管偏高v （酸）變大2滴定速度過(guò)快，未搖

39、勻，指示劑已變色偏高v （酸）變大3滴定管尖嘴部分有氣泡，滴定后消逝偏高v （酸）讀數(shù)變大4滴定前讀數(shù)正確，滴定后俯視讀數(shù)偏低v （酸）讀數(shù)變小5滴定前讀數(shù)正確，滴定后仰視讀數(shù)偏高v （酸）讀數(shù)變大6未用待測(cè)堿液洗移液管偏低v （酸）量減小7滴定前，用待測(cè)堿液潤(rùn)洗錐形瓶偏高v （酸）量增大8快速滴定后，立刻讀數(shù)偏高v （酸）量增大學(xué)習(xí)必備歡迎下載5、電解時(shí)，溶液中陰、陽(yáng)兩極離子的放電次序電解時(shí)兩極的放電次序，與電極材料（非惰性金屬為陽(yáng)極，陽(yáng)極本身放電），電鍍、電解質(zhì)溶液中離子本身的氧化性、仍原性（本性） 、離子濃度 電鍍鋅時(shí)，因 czn 2 比 ch 大得多， zn2 放電而 h 未放電 等因

40、素有關(guān)；如以惰性電極進(jìn)行電解，其陰陽(yáng)兩極各離子放電順序在不考慮濃度大小影響時(shí)，一般為： 陰極（陽(yáng)離子）放電次序（氧化性）au3 ag hg2 cu2 h pb2 sn2 ni 2 fe2 zn 2 mn 2 al mg 2na ca2 k陽(yáng)極（陰離子）放電次序（仍原性）2 i br oh no so2 fs34、6、以惰性電極電解的類型及ph 變化規(guī)律以惰性電極電解時(shí)，按其中oh、h放電情形的不同，電解可分如下幾種類型：、oh、h均放電，相當(dāng)于只電解水；凡含氧酸，可溶性強(qiáng)堿，活潑金屬的含氧酸鹽等電解均屬于此種類型，其電解方程式均為：2h 2o電解2h 2 o2；其電解后ph 變化規(guī)律為：含氧酸

41、，電解后ph 變?。粡?qiáng)堿，電解后ph 變大；鹽，電解后ph 基本不變；、只有 h放電，而oh不放電，此類因h放電消耗，會(huì)使電解后溶液的ph 上升；凡活潑金屬的無(wú)氧酸鹽 （除氟化物外） 均屬此類， 如電解nacl 溶液：2nacl 2h 2o電解2naoh電解h 2 cl 2；電解鹽酸：2hclh2 cl 2等、只有 oh放電，而 h不放電；此類因oh放電而消耗，使電解溶液的ph 下降，凡不電解活潑金屬的含氧酸鹽均如此；如電解cuso4 溶液： 2cuso4 2h2 o2h 2so4；2cu o2、oh、h均未放電，相當(dāng)只電解電解質(zhì)，凡不活潑金屬無(wú)氧酸鹽（除氟化物外）均屬此類，因該類大多水解呈酸

42、性，電解時(shí)ph 略增大或基本不變，如電解cucl 2 溶液：電解cucl 2cu cl 2其次部分元素及其化合物概述1、元素化合物學(xué)問(wèn)包括金屬和非金屬兩部分，是高中化學(xué)的基礎(chǔ)學(xué)問(wèn)之一；學(xué)問(wèn)特點(diǎn)是作為化學(xué)基本概念、原理、試驗(yàn)和運(yùn)算的載體，其信息量大，反應(yīng)復(fù)雜，常作為綜合試題的知識(shí)背景或突破思維的解題題眼；2、留意處理好兩個(gè)關(guān)系，必需先處理好元素化合物學(xué)問(wèn)的內(nèi)部關(guān)系，方法是：“抓重點(diǎn)，理關(guān)系，用規(guī)律，全考慮”；抓重點(diǎn)：以每族典型元素為代表，以化學(xué)性質(zhì)為抓手，依次學(xué)習(xí)其存在、制法、用途、檢驗(yàn)等“一條龍”學(xué)問(wèn)，做到牽一發(fā)而動(dòng)全身理關(guān)系： 依據(jù)學(xué)問(wèn)內(nèi)在聯(lián)系，按單質(zhì)氧化物氧化物的水化物鹽的次序，將零碎的學(xué)

43、問(wèn)編織成網(wǎng)絡(luò)，建立起完整的學(xué)問(wèn)結(jié)構(gòu)，做到滴水不漏用規(guī)律：用好化學(xué)反應(yīng)特有的規(guī)律，如以強(qiáng)置弱等規(guī)律，弄清物質(zhì)間相互反應(yīng)；全考慮： 將元素化合物作為一個(gè)整體、一個(gè)系統(tǒng)懂得，從而達(dá)到解綜合試題時(shí)能將所需學(xué)習(xí)必備歡迎下載的元素化合物學(xué)問(wèn)信手拈來(lái)；另一方面是處理好元素化合物學(xué)問(wèn)與本學(xué)科理論、運(yùn)算或跨學(xué)科學(xué)問(wèn)間的外部關(guān)系，實(shí)行的方法是“分析與綜合、抽象與詳細(xì)”；分析：將綜合試題拆分摸索；綜合：將分散的“點(diǎn)”連接到已有的元素化合物學(xué)問(wèn)“塊”中；抽象：在分析綜合基礎(chǔ)上，提取相關(guān)信息；詳細(xì)：將提取出的信息詳細(xì)化，連接到綜合試題中，從而完整解題；一 元素非金屬性的強(qiáng)弱規(guī)律常見非金屬元素的非金屬性由強(qiáng)到弱的次序如下

44、：f、o、cl 、n 、br、i、s、p、c、si 、h；元素非金屬性與非金屬單質(zhì)活潑性的區(qū)分：元素的非金屬性是元素的原子吸引電子的才能，影響其強(qiáng)弱的結(jié)構(gòu)因素有：原子半徑： 原子半徑越小，吸引電子才能越強(qiáng)；核電荷數(shù)：核電荷數(shù)越大，吸引電子才能越強(qiáng)；最外層電子數(shù)： 同周期元素， 最外層電子越多，吸引電子才能越強(qiáng)；但由于某些非金屬單質(zhì)是雙原子分子，原子是以強(qiáng)列的共價(jià)鍵相結(jié)合（如nn 等），當(dāng)參與化學(xué)反應(yīng)時(shí)，必需消耗很大的能量才能形成原子，表現(xiàn)為單質(zhì)的穩(wěn)固性；這種現(xiàn)象不肯定說(shuō)明這種元素的非金屬性弱；非金屬性強(qiáng)弱的判定依據(jù)及其應(yīng)用元素的非金屬性的本質(zhì)是元素的原子吸引電子的才能；這種才能的大小取決于原子

45、半徑、核電荷數(shù)、最外層電子數(shù)，題目常通過(guò)以下幾方面比較元素的非金屬性；非金屬單質(zhì)與h 2 化合的條件及難易程度；氫化物的穩(wěn)固性；最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)水化物的酸性；非金屬間的置換反應(yīng)；非金屬單質(zhì)對(duì)應(yīng)陰離子的仍原性；與變價(jià)金屬反應(yīng)時(shí)，金屬所出現(xiàn)的化合價(jià)；元素在化合物中化合價(jià)的相對(duì)高低（如在hclo 中，氯元素顯正價(jià)，氧元素顯負(fù)價(jià)，就說(shuō)明氧的非金屬性比氯強(qiáng)）等；二 鹵族元素1、鹵族元素主要性質(zhì)的遞變性（從f i）單質(zhì)顏色逐步變深，熔沸點(diǎn)上升，水中溶解性逐步減小；元素非金屬性減弱，單質(zhì)氧化性減弱，鹵離子仍原性增強(qiáng)；與 h 2 化合，與h 2o 反應(yīng)由易到難；氣態(tài)氫化物穩(wěn)固性減弱，仍原性增強(qiáng)，水溶液酸性增強(qiáng)

46、；最高價(jià)氧化物的水化物酸性減弱；前面元素的單質(zhì)能把后面元素從它們的化合物中置換出來(lái)；2、鹵化氫均為無(wú)色有刺激性氣味的氣體，極易溶于水，在空氣中形成酸霧；氟化氫（ hf）：很穩(wěn)固，高溫極難分解，其水溶液是氫氟酸，弱酸，有劇毒，能腐蝕玻璃；氯化氫（ hcl ）：穩(wěn)固，在1000以上少量分解，其水溶液為氫氯酸，俗稱鹽酸，強(qiáng)酸溴化氫（hbr ）：較不穩(wěn)固，加熱時(shí)少量分解，其水溶液為氫溴酸，酸性比鹽酸強(qiáng)，hbr仍原性比hcl 強(qiáng)，遇濃硫酸被氧化為單質(zhì)溴（br 2）；碘化氫（ hi ）：很不穩(wěn)固，受熱分解，其水溶液為氫碘酸，酸性比氫溴酸強(qiáng)，hi 是強(qiáng)仍原劑，遇濃硫酸易被氧化為單質(zhì)硫；3、鹵素及其化合物主要特性學(xué)習(xí)必備歡迎下載氟及其化合物的特殊性質(zhì)鹵素單質(zhì)cl 2 、br 2、i2 與 h2 化合都需要肯定條件，只有 f2 在黑暗處就可與h2 化合爆炸；鹵素單質(zhì)cl 2 、br 2、i2 與水反應(yīng)的通式為：x 2 h2ohx hxo（i 2 與水反應(yīng)極弱） ，但 f2 與 h2o 反應(yīng)卻是： 2f 2 2h 2o4hf o2氟無(wú)正價(jià)，其他都有正價(jià)hf 有毒，其水溶液為弱酸，其他氫鹵酸為強(qiáng)酸，hf 能