高考化學考點基礎大全

一、氧化還原反應

用雙線橋理解氧化還原反應的概念之間的關系

化合價降低得到電子，發(fā)生還原反應

-1生成

氧化劑+還原劑------還原產(chǎn)物+氧化產(chǎn)物

I1生成

化合價升高失去電子，發(fā)生氧化反應

概括為升失氧、降得還，劑性一致、其他相反。

(一)氧化性、還原性強弱的判斷依據(jù)

①金屬活動性順序

KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgptAt

由左到右，金屬性逐漸減弱，失電子能力逐漸減弱，還原性逐漸減弱

K+Ca?+Na，Mg2+A/Z/+Fe2+S/+Pb?+(H+)Cu?+Hg2+Ag+pt+At3+

由左到右，非金屬性逐漸增強，得電子能力逐漸增強，氧化性逐漸增強

②根據(jù)非金屬活動性順序來判斷：

一般來說，單質非金屬性越強，越易得到電子，氧化性越強；其對應陰離子越難失電子，還原性越弱。

FOClBrISF-O2'C「BfrS2'

非金屬原子的氧化性減弱非金屬陰離子的還原性增強

③典型粒子氧化(或還原)性強弱：

3+2-2+

氧化性：Br2>Fe>I2>S還原性：S>r>Fe>Br

氧化性：Fe3+>Ag+>Cu2+>Fe2+>Zn2+>A13+

④依據(jù)元素周期律及周期表中元素性質變化規(guī)律來判斷氧化性還原性的強弱

同周期，從左至右，核電荷數(shù)遞增，非金屬性逐漸增強，金屬性逐漸減弱，氧化性逐漸增強，還原性

逐漸減弱;

同主族，從上至下，核電荷數(shù)遞增，非金屬性逐漸減弱，金屬性逐漸增強，氧化性逐漸減弱，還原性

逐漸增強；

⑤根據(jù)原電池的正負極來判斷：

在原電池中，在色極反應的物質還厚性一般生作電做物質的還原性理。

（-）氧化還原反應的基本規(guī)律

1.守恒規(guī)律

（1）內容。

①質量守恒：反應前后元素的種類、原子的數(shù)目和質量不變。

②電子守恒：氧化還原反應中，氧化劑得到的電子總數(shù)等于還原劑失去的電子總數(shù)，表現(xiàn)為化合價升高的

總數(shù)等于化合價降低的總數(shù)。

③電荷守恒：離子方程式中反應物中各離子的電荷總數(shù)與產(chǎn)物中各離子的電荷總數(shù)相等。

（2）應用：運用“守恒規(guī)律”可進行氧化還原反應方程式的配平和相關計算。如用銅電極電解Na2s04溶液，

其陽、陰極產(chǎn)物及轉移電子關系式為：CM+?2e-?上?20H-。

2.價態(tài)律

當元素具有可變化合價時，一般處于最高價態(tài)時只具有氧化性，處于最低價態(tài)時只具有還原性，處于中間

價態(tài)時既具有氧化性又具有還原性。如：濃H2s04中的S只具有氧化性，H2s中的S只具有還原性，單質

S既具有氧化性又具有還原性。

3.強弱規(guī)律

在氧化還原反應中，強氧化劑+強還原劑=弱氧化劑（氧化產(chǎn)物）+弱還原劑（還原產(chǎn)物），即氧化劑的氧化性比

氧化產(chǎn)物強，還原劑的還原性比還原產(chǎn)物強。如由反應2FeCb+2KI==2FeC12+2KCl+l2可知，F(xiàn)eCb的氧化

性比h強，KI的還原性比FeCh強。

一般來說，含有同種元素不同價態(tài)的物質，價態(tài)越高氧化性越強（氯的含氧酸除外），價態(tài)越低還原性越強。

如氧化性：濃H2s04>SC）2（H2so3）>S：還原性：H2S>S>S02O

在金屬活動性順序表中，從左到右單質的還原性逐漸減弱，陽離子（鐵指Fe2+）的氧化性逐漸增強。

4.優(yōu)先律

在濃度相差不大的溶液中：

（1）同時含有幾種還原劑時加入氧化劑〉將按照還原性由強到弱的順序依次反應。

如向FeBn溶液中通入少量Ch時，因為還原性Fe2+>B「所以Fe?+先與CL反應。

加入還原劑

（2）同時含有幾種氧化劑時?將按照氧化性由強到弱的順序依次反應。

如在含有Fe3+、CM+的溶液中加入鐵粉，因為氧化性Fe3+>CM+,所以鐵粉先與

Fe3+反應，然后再與CiP+反應。

5.歸中規(guī)律

同種元素不同價態(tài)之間發(fā)生氧化還原反應時可總結為:

價態(tài)相鄰能共存，價態(tài)相間能歸中,

歸中價態(tài)不交叉，價升價降只靠攏。

如以下兩例:

失6e-

II

-2+60+4

誤解：H2S+H2sCh(濃)^SI+SOf+2HO,

IJ22

得6e-

⑴<

失2e-

正解：H2S+H2s。4(濃)Sl+SO2t+2H2Oo

I1

得2e-

失6e-

II

+5-1-10

誤解：KC1O3+6HC1(濃)=KCl+3Cl2t+3H2O

I1

得

⑵《6e-

失5e

[I

正解：KC1O3+6HC1(^)^=KCl+3Cl2t+3H2O

II

得5e-

6.歧化反應規(guī)律

發(fā)生在同一物質分子內、同一價態(tài)的同一元素之間的氧化還原反應，叫做歧化反應。其反應規(guī)律是：所得

產(chǎn)物中，該元素一部分價態(tài)升高，一部分價態(tài)降低，即“中間價T高價+低價”。具有多種價態(tài)的元素（如氯、

硫、氮和磷元素等）均可發(fā)生歧化反應。

二、離子反應

1、離子反應的條件

①生成沉淀：CaCCh、BaCCh、Ag2co3、AgCkAgBr、BaSCU、BaSCh、CaS03,

Mg(0H)2、CU(0H)2、Fe(0H)2>Fe(0H)3>Al(0H)3>H2SiO3

②生成氣體：SO2、C02、NH3、H2S、N02、NO、O2、H2

③生成弱電解質：弱酸一HC10、HF、H2S.H2sO3、H3P。4、H2co3、H2SQ3、H4SQ4、HNO2、CH3COOH

弱堿一NH3H2O、Mg(0H)2、CU(0H)2、Fe(0H)2>Fe(0H)3>Al(0H)3>AgOH

水一H2O

④氧化還原反應：反應前后離子中有元素化合價升降。

2、書寫離子方程式書寫規(guī)則

(1)用化學式或分子式表示的有：

單質、氧化物、難溶物、氣體、弱電解質(如弱酸、弱堿、水等)。

(2)滿足的守恒原則

①電荷守恒：方程式左右兩邊離子的電荷總數(shù)相等。

②原子守恒：反應前后各原子個數(shù)相等。

③電子守恒(價守恒)：對于氧化還原反應，反應過程中元素化合價升高總數(shù)與降低總數(shù)相等。

(3)酸式弱酸根離子屬于弱電解質部分，在離子方程式中不能拆寫。如NaHCCh溶液和稀硫酸反應：

+

HCO3^+H=CO2t+H2O

3、離子共存問題

A.同一溶液中若離子間符合下列任意一個條件就會發(fā)生離子反應，離子便不能大量共存.

(1)生成難溶物或微溶物：

Ba?+分別與CCh%、SO3”、SO42-反應生成沉淀；

2

Ca?+分別與CO32-、SO3-.SCU2-反應生成沉淀；

Ag+分別與Cl\Br\ICO32-,0H-反應生成沉淀；

0H-分別與Mg2+>Cu2\Fe2+>Fe3\Al3\Ag+反應生成沉淀；

CCh?-分別與Cu2+、Ca2\Fe2\Ba2\Ag+反應生成沉淀；

(2)生成氣體或揮發(fā)性物質：

NH4+與0H-生成氨氣；

2

H+分別與CO3”HCO3>S\HS-、HSOM、SO32-反應生成氣體;

(3)生成難電離物質(弱電解質)：

22

H+分別與CH3co0-、F\CO.3>HCOy、S\HS\HSO3>SO3%、C6H6。?生成弱酸；

OH?分別與NH4+、Mg2+、Cu2\Fe2\Fe3\Al3\Ag+反應生成弱堿；

H"與OH-反應生成水。

(4)發(fā)生雙水解：

2

AF+分別與A102,CO3\HCOy、S3、HS-發(fā)生雙水解

Fe3+分別與CCb"、HCOcS”、發(fā)生雙水解

(5)發(fā)生氧化還原反應：

Fe3+分別與S'I-發(fā)生氧化還原反應；

NO3吩別與S”、「、Fe2\SO3-在酸性溶液中發(fā)生氧化還原反應；

MnCh-分別與S1r、Fe2\SO3-在酸性溶液中發(fā)生氧化還原反應：

分別與S'「、Fe2\SO3-在酸性溶液中發(fā)生氧化還原反應；

(6)形成配合物：如Fe3+與SCN-反應生成配合物而不能大量共存。

B.審題時應注意題中給出的附加條件，如：

(1)暗示酸(或堿)性溶液的條件：

①酸性溶液一FT,使紫色石蕊試液變紅；

②堿性溶液一OH使紫色石蕊試液變藍；使酚醜試液變紅；

③加入鋁粉后放出可燃性氣體的溶液——可能是酸，也可能是強堿

④由水電離出的H+或OH-濃度為lxio-amo|/L(a>7)的溶液——可能是酸，也可能是堿。

(2)有色離子：MnO「一紫色，F(xiàn)e3+—黃色，F(xiàn)e?+—淺綠色，Cu"—藍色。

(3)MnO「、NO3,O2O72一等在酸性條件下具有強氧化性。

(4)注意題目要求“一定大量共存”、“可能大量共存”還是“不能大量共存”等要求。

三、化學反應中的能量變化

當反應物的總能量高于生成物的總能量時，為放熱反應；當反應物的總能量低于生成物的總能量時,

為吸熱反應。

能量

反應物的

總能量

生成物的

總能最

0

放熱反應

熱化學方程式

1、反應熱——在化學反應過程中放出或吸收的熱量、通常叫做反應熱。符號：AH；單位：kJ/moL

2、熱化學方程式的書寫規(guī)則：

(1)需注明反應的溫度和壓強，若不注明條件，一般指常溫常壓下。

(2)要注明反應物和生成物的狀態(tài)。

（3）放熱反應:△H<0,即△!!為

（4）吸熱反應：厶!!〉。，即AH為“+”；

（5）熱化學方程式各物質前的化學計量數(shù)表示物質的量，它可以是整數(shù)也可以是分數(shù)。對于相同物質

的反應，當化學計量數(shù)不同時，其也不同。

3、燃燒熱——在lOlKPa時，Imol物質完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物時所放出的熱量，為該物質的燃燒熱。

4、中和熱——在稀溶液中，強酸和強堿發(fā)生中和反應生成Imol液態(tài)HzO時，所表現(xiàn)的反應熱。

四、物質的量

Ntnm

n=——M=—n=—m-M?n

叫?“Mn2N?

VV

氣體摩爾體積：v=-

mn=——昨匕“?n

n囁

標準狀況下，Vn=22.4L/molM-=22.40

①同溫同壓下，五=2=8

匕〃2M

同溫同壓下，a=M-=D

（D為自對夕2的相對密度）

PiM?

②同溫同容積下，二=厶=從

nn

物質的量濃度：c=—n-cVV=

Vc

X溶液稀釋定律：

對于已知物質的量的濃度的稀釋，溶質的物質的量稀釋前后不變，即.匕=。2/=〃（質）

五、物質結構元素周期律晶體類型

1、原子是由居于原子中心的帶雙電荷的原子核和核外帶竺電荷的電子構成的。

2、原子序數(shù)=核電荷數(shù)（Z）=核內質子數(shù)=核外電子數(shù)。

3、原子中，A代表質量數(shù)，z代表質子數(shù)，則中子數(shù)（N）=A-Z

4、質量數(shù)（A）=質子數(shù)（Z）+中子數(shù)（N）

①在陽離子（翼中：核外電子數(shù)=z-n

②在陰離子?X1"一）中：核外電子數(shù)=z+m

5、原子結構和離子結構示意圖的認識

離子與原子示意圖的區(qū)別：若質子數(shù)=電子數(shù)，則為原子結構示意圖

若質子數(shù)聲電子數(shù)，則為離子結構示意圖

鈉原子（Na）鎂離子（Mg2+）氟離子（F-）

原子：質子數(shù)=電子數(shù)；不顯電性

陽離子：質子數(shù)＞電子數(shù)；顯正電性

陰離子：質子數(shù)〈電子數(shù)；顯負電性

6、氧化鋁（ALOQ既能與亂反應，又能與堿_反應，它是典型的兩性氧化物。如：

AI2O3+6HQ_2Ale13+3H2O；AI2O3+2NaOH==2NaAKh+H2O。

7、氫氧化鋁（AKOHO）既能與電反應，又能與堿_反應，它是典型的兩性氫氧化物。如：

A1（OH）3+3HC1==AlCb+3H2。：AKOHb+NaOH=NaAKh+2H2O。

8、元素周期律和周期表

（1）元素周期律

①元素周期律內容：元素的性質（最外層電子數(shù)、原子半徑、主要化合價、金屬性及非金屬性等）

隨著元素原子序數(shù)遞增而呈周期性變化的規(guī)律。

②元素性質周期性變化的實質是元素原子核外電子排布呈周期性變化。

（2）元素、同位素

①元素：具有般畫的顯理（即核電舊））的則二等厚子旳豆稱叫不素。

②同位素：將原子里具有加回的質壬數(shù)（即核電茍教）和不回中子數(shù)的一類號于互稱為同位素

（3）元素周期表

①元素周期表的結構

（1）周期（7個橫行，7個周期）

短周期長周期

序號1234567

元素種數(shù)28818183232（若排滿）

0族元素原子

21018365486118(若排滿)

序數(shù)

(2)族(18個縱行，16個族)

列序121314151617

主族

族序IAIIAIIIAIVAVAVIAVHA

列序345671112

副族

族序IIIBIVBVBVIBVHBIBIIB

vin族第8、9、10共3個縱行

0族第18縱行

②元素周期表與原子結構的關系

原子序數(shù)=核電荷數(shù)=核內質子數(shù)=核外電子數(shù)

周期序數(shù)=電子層數(shù)

主族族序數(shù)=最外層電子數(shù)=元素最高正價數(shù)

最低負價數(shù)=8—最高正價數(shù)=8一最外層電子數(shù)

或最低負價=最高正價一8

(3)元素性質在周期表中的遞變規(guī)律

①同一周期元素從左至右，隨著核電荷數(shù)增多，原子半徑減??；

失電子能力：Na>Mg>Al金屬性：Na>Mg>Al置換氫：Na>Mg>Al

最高價氧化物的水化物堿性：NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3

得電子能力：Si<P<S<Cl非金屬性：Si<P<S<Cl與氫化合：Si<P<S<Cl

氫化物的穩(wěn)定性：SiH4<PH3<H2S<HCl

最高價氧化物的水化物酸性：HzSi03VH3P04VH2SO4VHe104

②同一主族元素從上往下，隨著核電荷數(shù)增多，電子層數(shù)增多，原子半徑增大;

失電子能力：Li<Na<K<Rb<Cs金屬性：Li<Na<K<Rb<Cs

置換氫：Li<Na<K<Rb<Cs

最高價氧化物的水化物堿性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH

得電子能力：F>Cl>Br>I非金屬性：F>Cl>Br>I

與氫化合：F>Cl>Br>I

氫化物的穩(wěn)定性：HF>HCl>HBr>HI最高價氧化物的水化物酸性：HCIO4>HBrO4>HIO4

③在元素周期表中，左下方的元素飽(Cs)是金屬性最強的元素；右上方的元素氟(F)是非金屬性最強的

元素；

9、使陰、陽離子結合成化合物的靜電作用，叫做離子鍵。

一般，活潑金屬與活潑的非金屬化合時,形成離子鍵；如，NaCl、KC1、CaCb、MgCL、NaBr、

MgBr2o

NaCl的電子式為：Na[?：]：MgCL的電子式為：Mg2+[?：]_。

10、原子之間通過共用電子對所形成的相互作用，叫做共價鍵。

一般，同種或不同種非金屬元素化合時,形成的是共價鍵。

例如，H2、C12、02、N2、HCkHBr、HI、H2O、82、CH4等。

11、一些物質中既有共價鍵，又有離子鍵。例如，NaOH、KOH、Ca(OH)2>NH4cl等。

(1)極性鍵形成的一般條件：不同種原子間形成的共價鍵。

(2)非極性鍵形成的一般條件：同種原子間形成的共價鍵。

12、離子晶體、分子晶體和原子晶體性質比較

類型離子晶體原子晶體分子晶體金屬晶體

構成晶體的微粒陰離子、陽離子原子分子陽離子、自由電子

結

分子間作用力(氫

構相互作用離子鍵共價鍵金屬鍵

鍵)

性硬度較大且脆很大很小差距較大

熔沸點較高很高很低差距較大

固體不導電，融一般不導電(Si半

導電傳熱一般不導電良好導電性

化或溶于水導電導體)

質溶解性易溶于極性溶劑難溶相似相溶難溶

非金屬單質、氫化

金剛石、二氧化硅、

實例鹽、強堿等物、氧化物和酸等金屬單質、合金

晶體硅、碳化硅

晶體。

13、晶體溶沸點高低的比較

（1）不同類型晶體

原子晶體>離子晶體>分子晶體

（2）分子晶體：

①組成和結構相似的分子晶體，相對分子質量越大，一般分子間作用力越大，熔沸點越高。

如：HI>HBr>HClo

②在同分異構體中，一般說，支鏈越多，熔沸點越低，如正戊烷〉異戊烷>新戊烷。

③若分子間存在氫鍵，則物質的熔沸點較高。如：HF>HC1,H2O>H2S,NH3>PH3

六、化學平衡

1、化學反應速率：v（B尸生型

A/

2、影響化學反應速率的條件：

①增加反應物的濃度，化學反應速率增大，反之減小。

②增大壓強，化學反應速率增大，反之減小。

③升高溫度，化學反應速率增大，反之減小.

④使用催化劑可以增大化學反應速率。

⑤反應物顆粒越小，化學反應速率越大。

3,化學平衡主要特征：

①正反應和逆反應的速率相等

②反應混合物中各組分的濃度（或體積分數(shù)或百分含量等）保持不變的狀態(tài)。

4、影響化學平衡的條件：

①增大反應物的濃度或減小生成物的濃度，化學平衡向正反應方向（或向右）移動

②對于反應前后氣體總體積發(fā)生變化的反應，增大壓強，會使化學平衡向著氣體體積縮小的方向移

動；減小壓強，會使化學平衡向著氣體體積增大的方向移動。

反應前后氣態(tài)物質的總體積相等，增大或減小壓強，化學平衡丕_移動。

例如，對于反應：2HI（g）=H2（g）+h（g），若增大或減小壓強，上述平衡不移動。

③溫度升高,化學平衡向吸熱反應方向移動；溫度降低,化學平衡向放熱反應方向移動。

例如，對于反應：2NO2(g)==N2O4(g)(正反應為放熱反應)，若升高溫度，上述平衡向逆反應方

向(或向左)移動,混合氣體的顏色變深；若降低溫度，上述平衡向正反應方向(或向右)移

動，混合氣體的顏色變淺。

④使用催化劑，化學平衡丕—移動。

5、化學平衡的計算一般模型：

假如反應向正方向進行，則：

對于反應：mA(g)+nB(g)==pc(g)+qD(g)

起始濃度：c(A)c(B)c(C)c(D)

變化濃度：AUA)Ac(B)△c(C)△c(D)

平衡濃度：cr(B)

(1)Ac(A)：Ac(B)：Ac(C)：Ac(D)=m:n:p:q

(2)Ac(A)=c(A)-c'(A);Ac(B)=c(B)-

△c(C)=cXQc(C)；Ac(D)=c'(D>c(D)

(3)反應物轉化率的計算式：

A氣體的轉化率a(A尸包⑷；B氣體的轉化率a(B尸生@

c(A)c(8)

注意：若是分解反應，反應物的分解率即轉化率

(4)A所占的平衡分數(shù)：A%=xlOO<M

七、電離平衡

(一)常見弱電解質：NH3H2O、CU(OH)2>Mg(0H)2、Fe(0H)3、A1(OH)3>Fe(0H)2、AgOH(難溶堿都

是弱堿)；HF、HC1O、H2S、H2so3、H2co3、H2SQ3、H4SiO4>H3Po4、HNO2、有機酸、水是一種極弱的

電解質。

(-)弱電解的電離平衡

1、電離平衡：在一定條件下，弱電解質分子電離成離子的速率和離子結合成分子的速率相等，溶液未

電離的分子濃度和己電離成離子的濃度保持不變的狀態(tài)

2、電離平衡的特征：

逆：弱電解質的電離是可逆的(不完全電離)

動：達平衡時.，v也肉v結月0

定：外界條件一定，溶液中分子、離子濃度一定

變：影響平衡的條件改變時，平衡發(fā)生移動。

(三)水的電離

+-

1、水的電離：H2O<H+OH(簡寫)

2、水的離子積

Kw=c(H+)-c(OH)=lxi(yi4

3、常溫時，溶液的酸堿性

中性溶液中，c(H+)=C(OFT),pH=7；

酸性溶液中，c(H+)>C(OH),pH<7；

堿性溶液中，c(H-)<C(OH),pH>7o

(四)鹽類水解：在溶液中鹽電離岀來的離子跟水電離出來的OH」或H+結合生成弱電解質的反應。

1、強酸弱堿鹽水解，溶液呈酸性；

2、強堿弱酸鹽水解，溶液呈堿性；

3、強酸強堿鹽不水解，溶液呈中性。

【口訣】“無弱不水解，有弱才水解，越弱越水解，誰強顯誰性”

(五)溶液中離子濃度比較

1、根據(jù)水解原理判斷

①弱酸(或弱堿)離子的水解程度是微弱的(雙水解除外)，因此，水解產(chǎn)物濃度極小。

如NH4C1溶液中：

++

c(Cr)>c(NH4)>c(H)>c(OH)

②多元弱酸根離子的水解要分步進行，其主要是第一步水解，以后的每一步水解程度非常小。

如在Na2cCh溶液中：

2

C(CO3")>C(HCO3)>C(H2COJ)

2、電荷守恒：電解質溶液中所有陽離子所帶有的正電荷總數(shù)與所有陰離子所帶的負電荷總數(shù)相等。

如在Na2cCh溶液中：

++2

c(Na)+C(H)=C(HCO3)+2C(CO3-)+C(OH)..

3、物料守恒：電解質溶液中由于電離或水解因素，離子會發(fā)生變化，變成其他離子或分子等，但離子或分

子中某特定元素的原子總數(shù)是不會改變的。

如NaHCCh溶液中n(Na+):n(C)=1:1,根據(jù)“C”原子守恒，可推出：

+2

c(Na)=C(HCO3)+C(CO3-)+C(H2CO3).

4、質子守恒：如NaHCCh溶液中，由水電離出的c(H+)，k=c(OH-)水，根據(jù)水電離的“H”守恒得:

+

c(OH)=c(H)+c(HCO3)+2c(H2cCh)

八、電化學

1、原電池、電解池、電鍍池的判斷規(guī)律

(1)若無外接電源，又具備組成原電池的三個條件：①有活潑性不同的兩個電極；②兩極用導線互相連接

成直接插入連通的電解質溶液里；③較活潑金屬與電解質溶液能發(fā)生氧化還原反應(有時是與水電離產(chǎn)生

的H+作用)，只要同時具備這三個條件即為原電池。

(2)若有外接電源，兩極插入電解質溶液中，則可能是電解池或電鍍池：當陰極為金屬，陽極亦為金屬且

與電解質溶液中的金屬離子屬同種元素時，則為電鍍池。

(3)若多個單池相互串聯(lián)，又有外接電源時，則與電源相連接的裝置為電解池成電鍍池。若無外接電源時,

先選較活潑金屬電極為原電池的負極(電子輸出極)，有關裝置為原電池，其余為電鍍池或電解池。

2、三池(原電池、電解池、電鍍池)的辨析比較

原電池電解池電鍍池

將化學能轉化為電能的將電能轉化為化學能的利用電解原理在某些金

裝置裝置屬(或非金屬)制品表面

定義

鍍上一層其他金屬或合

金的裝置

Zr二11tnt

裝置舉例

匚--住二二二二3

稀硫酸CuCl2溶液CuSO4溶液

(1)兩個活動性不同的(1)與直流電源相連的(1)鍍層金屬接電源正

電極；兩個電極；極，鍍件接電源負極；

(2)電解質溶液(電極(2)兩電極插入電解質(2)電鍍液中必須含有

形成條件插入其中并與其發(fā)生反溶液中；鍍層金屬離子

應)；(3)形成閉合回路

(3)形成閉合回路；

(4)自發(fā)發(fā)生的氧化還

原反應

負極：較活潑金屬；陽極：與電源正極相連的陽極：鍍層金屬；

正極：較不活潑金屬（或電極；陰極：與電源負極陰極：鍍件

電極名稱

非金屬導體及金屬氧化相連的電極

物等）

負極（氧化反應）：金屬陽極（氧化反應）：溶液陽極（氧化反應）：金屬

原子失電子；中的陰離子失電子，或金電極失電子；

電極反應正極（還原反應）：溶液屬電極本身失電子；陰極（還原反應）：電鍍

中的陽離子得電子陰極（還原反應）：溶液液中陽離子得電子

中的陽離子得電子

負極導者正極電源負極整陰極；電源負極導線陰極；

電子流向

電源正極型陽極電源正極型陽極

陽離子向正極移動；陽離子向陰極移動；陽離子向陰極移動；

離子流向

陰離子向負極移動陰離子向陽極移動陰離子向陽極移動

九、堿金屬

（-）鈉和鈉的化合物

1、鈉在空氣中與氧氣反應生成白色的氧化鈉（NazO）：4Na+Ch===2g0

鈉在空氣中燃燒，生成淡黃色的過氧化鈉（NazCh）：2Na+O2^^NaaCh

2、鈉與水反應生成氫氧化鈉和氫氣，其反應的化學方程式為：2Na+2H2O-2NaOH+。

3、過氧化與水反應生成氫氧化鈉和氧氣:2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2T。

4、過氧化鈉可用在呼吸面具中和潛水艇里作為氧氣的來源:2Na2O2+2CCh=2Na2cO3+0?3

5、碳酸鈉的化學式為:NazCCh,俗名純堿或蘇打；與鹽酸反應：Na2CO3+2HCl=2NaCl+CO2t+H2O

6、碳酸氫鈉的化學式為:NaHCO3,俗名小蘇打：與鹽酸反應：NaHCO3+HCl==NaCl+CO2t+H2O

NaHCCh與鹽酸的反應比Na2cO3與鹽酸反應劇烈。

7、氫氧化鈉的化學式為:NaOH,俗名燒堿、火堿或瞥鈉。

8、NaHCCh受熱分解，其反應的化學方程式為：2NaHCCh=Na2co3+CO2T+氏0。

（二）堿金屬

1、金屬性：Li<Na<K<Rb<Cs氧化性（得電子能力）：Li+>Na+>K+>Rb">Cs

還原性(失電子能力)：Li<Na<K<Rb<Cs堿性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH

與水反應轉換出氫：從難一易2M+2H2Q==2MOH+H2T

2、與氧氣反應：4Li+0,型2LiQ2Na+0,磐NaQ,K+0,整KO,

3、鈉或鈉的化合物灼燒時火焰呈現(xiàn)黃色,鉀或鉀的化合物灼燒時火焰呈現(xiàn)紫色。

十、鎂、鋁、鐵

1、鎂在二氧化碳中燃燒：2Mg+CO2=^=2MgO+C

2、鋁與強堿反應：2A1+2NaOH+2H2。=2NaAlCh+3H2T

3、氧化鋁(ALC>3)既能與酸反應，又能與堿反應：

AI2O3+6HC1=2Aleb+3H2O；

ALCh+2NaOH==2NaAlC>2+HzO

4、氫氧化鋁(A1(OH)3)既能與酸反應，又能與堿反應：

AKOHb+3HC1=AlCb+3H2。

AKOHb+NaOH=NaAlCh+2H2O

5、向偏鋁酸鈉溶液中滴加適量的酸：AQ-+2H2。+H+=A1(OH)3

向偏鋁酸鈉溶液中滴加過量的酸：A。-+4H'=A即+2H2O

6、向偏鋁酸鈉溶液中通入二氧化碳氣體：2A1O2-+CO2+3H2O=2A1(OH)31+CO3”

7、雙水解反應：2Al3+3HQ+3CQ2==2Al(OHb1+3cO2

AP++3HCO3-=Al(OH)3l+3co2T

AF-+6H2O+3A1O2-=4A1(OH)31

8、電解氧化鋁：2Al2O3一通電-4A1+302T

9、鋁熱反應：2AI+Fe2O3型AbO3+2Fe

10、鐵和水蒸氣反應：3Fe+4H2水蒸仝:FeaCU+4H?

11、FeS04和NaOH反應的化學方程式為：FeSCU+2NaOH=Fe(OH)：d+Na2sO4;

12、Fe(OH)2被氧化：4Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3。

13、FeCb遇到KSCN溶液生成紅色Fe(SCNb：FeCL?+3KSCN=Fe(SCNb+3KC1。

14、Fe3+的氧化性:

3+2+2+3l2t3+24

Fe+Cu=Fe+Cu2Fe+Fe=3Fe2Fe+2I-==2Fe+I2

15、Fe2+的還原性:

2+3+2+3+2++3+

2Fe+Ch=2Fe+2Cl-2Fe+Br2=2Fe+2Br3Fe+4H+NO3()==3Fe+NOt+2H2O

16、Fe的還原性：

2l2，+2++2+

Fe+Cu=Fe+CuFe+2H==Fe+H2Fe+2Ag==Fe+2Ag

17、濃硫酸、濃硝酸使鋁或鐵的表面鈍化

十一、氧族元素環(huán)境保護

（一）氧族元素

（1）位置：第VIA族。包括氧（0）、硫（S）、硒（Se）、磽（Te）、針（P。）五種非金屬元素

（2）原子結構特點：最外層電子數(shù)為6

（3）主要性質

①相似性：最高價態(tài)為+6,最低負價為-2,0無正價；最高價氧化物水化物H2RO4,均呈酸性。

②遞變性：同主族，從上到下，原子半徑由小到大；

最高價含氧酸的酸性：H2SO4>H2SeO4>H2TeO4i氫化物穩(wěn)定性：H2O>H2S>H2Se>H2Te

非金屬性：0>S>Se>Te氧化性：02>S>Se>Te

還原性：02ys2-<Se2一<Te2-

MnCh

2H2O2.:2H2O+O2T

（二）硫和硫的化合物

1、鐵與硫反應時生成FeS（硫化亞鐵）：Fe+S=FeS；

2、鐵在氯氣中燃燒時生成FeCLs（氯化鐵）：2Fe+3cl2==2FeCh。

3、S02與水反應生成亞硫酸（H2SO3）:SO2+岀。==H2s

4、S02具有漂白性:與有色物質化合成無色物質（非氧化還原反應）

5、S02+X2+2H2O=H2SO4+2HX（X為Cl、Br、I）

6、濃硫酸具有吸水性、脫水性、強氧化性

7、濃硫酸可以與銅反應：Cu+2H2so月濃）KCUSW+SO2T+2H2O

8,2H2so?濃）+C獸=2sO2T+CO2T+2H2。

9、SO42-的檢驗：在檢驗溶液中是否含有SCU2-時，常常先用鹽酸把溶液酸化,以排除CQF等可能造

成的干擾。再加入BaCL溶液,如果有白色沉淀出現(xiàn),則說明原溶液中有SO’?-存在。

十二、碳族元素無機非金屬材料

(一)碳族元素

(1)位置：第IVA族。包括碳(C)、硅(Si)、錯(Ge)、錫(Sn)、鉛(Pb)

(2)原子結構特點：最外層電子數(shù)為4

(3)主要性質

①相似性：最高價態(tài)為+4,最低負價為4；最高價氧化物水化物H2RO3。

②遞變性：同主族，從上到下，原子半徑由小到大;

最高價含氧酸的酸性：H2cCh>H2siCh>Ge(0H)4；氫化物穩(wěn)定性：CH4>SiH4>GeH4

(二)硅及其化合物

1、硅的性質：

與非金屬反應

Si+O2SiO2

與氫氟酸反應

Si+4HF=SiF4f+2H2t

與強堿溶液反應Si+2NaOH+H20=Na2SiO3+2H2T

粗硅工業(yè)制取

SiO2+2C-Si+2C0f

2、二氧化硅(SiO2)性質：

與氫氟酸反應SiO2+4HF=SiF4+2H2O

與強堿溶液反應SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H20

3、硅酸(H2SiO3)性質

與強堿溶液反應H2SiO3+2NaOH=Na2SiO3+2H2O

加熱H2Si0.3=^=H20+SiO2

實驗室制取原理Na2SiO3+2HC1=H2SiO31+2NaCl

Na2SiO3+CO2+H2O=HzSiChJ+Na2cCh

十三、氮族元素

(一)氮族元素

(1)位置：第VA族。包括氮(N)、磷(P)、碑(As)、鍬Sb)、鈿(Bi)

(2)原子結構特點：最外層電子數(shù)為￡

(3)主要性質

①相似性：最高價態(tài)為+5,最低負價為-3；最高價氧化物的水化物H3RC>4(氮的最高價含氧酸：HNOs)?

②遞變性：同主族，從上到下，原子半徑由小到大；

最高價含氧酸的酸性：HNCh>H3P04>H3As04：氫化物穩(wěn)定性：NH3>PH3>ASH3

(二)氮和氮的化合物

放申

1、在放電條件下，N,與0,直接化合生成一氧化氮(NO)氣體:N2+O2=2NO

2、常溫下，NO很容易與空氣中的Ch化合，生成紅棕色二氧化氮(NO?)：2NO+O2=2NO2

3、NO2易溶于水，它與水反應=3NO2+H2O==2HNOI+NO。

4、常溫常壓下，氨水顯弱堿性,它能使酚醜試液變紅色,原因是：NW+==NH3H2O=NH4士

+OH-o

5、用兩根玻璃棒分別在濃氨水和濃鹽酸里蘸一下，然后將兩根玻璃棒接近，其現(xiàn)象為產(chǎn)生大量的白

煙，其反應的化學方程式為：HCl+NH,==NHQ。

6、鍍鹽與堿共熱都能產(chǎn)生NH3：Ca(OH?+2NH』Q==CaCL+2NH-+2%O

△

7、NH4HCO3受熱分解：NHsHCCh=NH3T+CCM+H20n，

8、錢鹽的檢驗方法是：加氫氧化鈉溶液，加熱，將濕潤的紅色石蕊試紙放在試管口，若試紙變藍色，

說