第一章 氮族元素
一、氮族元素 N（氮）、P（磷）、As（砷）、Sb（锑）、Bi（铋）
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相似性 |
递变性 |
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结构 |
最外层电子数都是5个 |
原子半径随N、P、As、Sb、Bi顺序逐渐增大，核对外层电子吸引力减弱 |
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性质 |
1． 最高价氧化物的通式为：R2O5 2． 最高价氧化物对应水化物通式为：HRO3或H3RO4 3． 气态氢化物通式为：RH3 4． 最高化合价+5，最低化合价-3 |
1． 单质从非金属过渡到金属,非金属性：N>P>As,金属性：Sb 2． 最高价氧化物对应水化物酸性逐渐减弱 酸性：HNO3>H3PO4>H3AsO4>H3SbO4 3． 与氢气反应越来越困难 4． 气态氢化物稳定性逐渐减弱 稳定性：NH3>PH3>AsH3 |
二、氮气（N2）
1、分子结构 电子式： 结构式：N≡N （分子里N≡N键很牢固，结构很稳定）
2、物理性质：无色无味气体，难溶于水，密度与空气接近（所以收集N2不能用排空气法！）
3、化学性质：(通常氮气的化学性质不活泼，很难与其他物质发生反应，只有在高温、高压、放电等条件下，才能使N2中的共价键断裂，从而与一些物质发生化学反应)
N2+3H2 
2NH3 N2+O2＝2NO 3Mg+N2 ＝Mg3N2 Mg3N2+6H2O＝3Mg(OH)2↓+2NH3↑
4、氮的固定：将氮气转化成氮的化合物，如豆科植物的根瘤菌天然固氮
三、氮氧化物（N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5）
N2O—笑气 硝酸酸酐—N2O5 亚硝酸酸酐—N2O3 重要的大气污染物—NO NO2
NO—无色气体，不溶于水，有毒（毒性同CO），有较强还原性 2NO+O2＝2NO2
NO2—红棕色气体(颜色同溴蒸气),有毒,易溶于水,有强氧化性,造成光化学烟雾的主要因素
3NO2+H2O＝2HNO3+NO 2NO2 
N2O4(无色) 302 ＝ 2O3(光化学烟雾的形成)
鉴别NO2与溴蒸气的方法:可用水或硝酸银溶液(具体方法及现象从略)
NO、NO2、O2溶于水的计算：用总方程式4NO2+O2+2H2O＝4HNO3 4NO+3O2+2H2O＝4HNO3进行计算
四、磷
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白 磷 |
红 磷 |
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不同点 |
1．分子结构 |
化学式为P4，正四面体结构， |
化学式为P，结构复杂，不作介绍 |
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2．颜色状态 |
白色蜡状固体 |
红棕色粉末状固体 |
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3．毒性 |
剧毒 |
无毒 |
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4．溶解性 |
不溶于水，可溶于CS2 |
不溶于水，不溶于CS2 |
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5．着火点 |
40℃ |
240℃ |
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6．保存方法 |
保存在盛水的容器中 |
密封保存 |
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相同点 |
1．与O2反应 |
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2．与Cl2反应 |
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转化 |
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五、氨气
1、物理性质：无色有刺激性气味的气体，比空气轻，易液化(作致冷剂)，极易溶于水(1:700)
2、分子结构：电子式： 结构式： （极性分子，三角锥型，键角107°18′）
3、化学性质：NH3+H2O
NH3·H2O
NH4++OH-
（注意喷泉实验、NH3溶于水后浓度的计算、加热的成分、氨水与液氨）
NH3+HCl＝NH4Cl(白烟，检验氨气) 4NH3+5O2 === 4NO+6H2O
4、实验室制法（重点实验） 2NH4Cl+Ca(OH)2＝2NH3↑+CaCl2+2H2O（该反应不能改为离子方程式？）
发生装置：固+固（加热）→气，同制O2 收集：向下排空气法（不能用排水法）
检验：用湿润的红色石蕊试纸靠近容器口（试纸变蓝）或将蘸有浓盐酸的玻璃棒接近容器口（产生白烟）
干燥：碱石灰（装在干燥管里）[不能用浓硫酸、无水氯化钙、P2O5等干燥剂]
注意事项：试管口塞一团棉花（防止空气对流，影响氨的纯度）或塞一团用稀硫酸浸湿的棉花（吸收多余氨气，防止污染大气）
氨气的其他制法：加热浓氨水，浓氨水与烧碱（或CaO）固体混合等方法
5、铵盐 白色晶体，易溶于水，受热分解，与碱反应放出氨气（加热）。
NH4Cl＝NH3↑+HCl↑(NH3+HCl＝NH4Cl) NH4HCO3＝NH3↑+H2O↑+CO2↑(写出碳酸铵的分解反应)
NH4+的检验：加入碱液（如NaOH溶液）后共热，产生的气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝
六、极性分子和非极性分子
1、由同种原子形成的共价键是非极性键，如H—H、Cl—Cl键；有不同种原子形成的共价键是极性键如H-F，C=O等。
2、极性分子和非极性分子的判断
所有的双原子单质都是非极性分子如H2、Cl2、N2 等，所有的双原子化合物都是极性分子，如HF、HCl等。多原子分子，若分子结构是中心对称的，则是非极性分子；否则如H2O、NH3等就是极性分子。以下为常见的多原子非极性分子：CO2、CS2、BeCl2（直线型），BF3、BCl3、SO3（正三角型），CH4、CCl4（正四面体）
判断ABn型分子极性经验规律：若中心原子A的化合价绝对值等于该元素所在主族序数，则该分子为非极性分子，否则为极性分子。
七、硝酸
1、物理性质：无色易挥发、低沸点，69%的为浓硝酸，98%的为发烟硝酸。
2、化学性质：
（1）强酸性 如稀硝酸可使石蕊试液变红，而浓硝酸可使石蕊试液先变红后褪色（Why？）
（2）不稳定性：见光或加热易分解，硝酸浓度越大，越不稳定。4HNO3 ＝ 4NO2↑+O2↑+2H2O
浓硝酸呈黄色是因为硝酸分解产生的NO2溶于硝酸中，所以应把它保存在棕色瓶中，并放在阴凉处（注意不能用橡胶塞，因为硝酸会腐蚀橡胶）。[工业盐酸因含有Fe3+而呈黄色]
（3）强氧化性 硝酸越浓，氧化性越强，硝酸与金属反应一般不放出氢气。
3Cu+8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O Cu+4HNO3(浓)＝Cu(NO3)2+NO2↑+2H2O
C+4HNO3（浓）＝4NO2↑+CO2↑+2H2O
注意：1、钝化：冷的浓硝酸和浓硫酸可使Fe、Al发生钝化（强氧化性的表现）
2、王水：体积比为1：3的浓硝酸和浓盐酸的混合物，可溶解Au、Pt等不活泼金属
3、硝酸和铜反应时，硝酸既做氧化剂又起酸性作用。制取硝酸铜的最佳途径是：Cu
→CuO→Cu(NO3)2 （消耗硝酸最少，且不产生污染物） ，而用浓硝酸不仅消耗的硝酸
最多，且产生最多污染气体;稀硝酸次之。
4、注意分析Cu和HNO3反应的分析和计算。
3、实验室制法： NaNO3+H 2SO4(浓)＝NaHSO4+HNO3↑
八、氧化还原反应方程式的配平
1、原则：化合价升降总数相等 2、步骤：划好价→列变化→求总数→配系数→细检查
3、有关氧化还原反应的计算：用电子守恒去做，注意格式
利用电子守恒列式的基本方法：
（1）找出氧化剂和还原剂以及各自的还原产物和氧化产物；
（2）找准1个原子（或1个离子）得失电子数（注意：化学式中粒子数）
（3）由题中各物质的物质的量，根据电子守恒列式：
n（氧化剂）×变价原子个数×化合价变化值== n（还原剂）×变价原子个数×化合价变化值
九、有关化学方程式的计算
（1）过量计算：先判断谁过量，再按不足的进行计算，有时需要讨论。
（2）多步反应的计算—关系法：先通过化学方程式或元素守恒找到关系式，再计算。
常见的关系式：工业制硫酸：S—H2SO4 (或FeS2—2H2SO4) 工业制硝酸：NH3—HNO3
第二章 化学平衡
一、化学反应速率
1．意义：化学反应速率是表示化学反应快慢程度的物理量。
2．表示方法：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。
单位：mol/(L·min)或mol/(L·S)
3．计算公式：
v=△c/△t, v表示反应速率，△c表示变化的浓度，△t表示变化的时间，
①是某一段时间内的平均速率，而不是指瞬时速率。
②同一反应，可用不同物质表示，数值可以不同。
4、特点 ③不能用固体或纯液体来表示反应速率
④同一反应中，不同物质的速率之比等于相应的化学计量数（即系数）之比。如化学反应 mA（g）+ nB（g）= pC（g）+ qD（g）
v（A）∶v（B）∶v（C）∶v（D）=m∶n∶p∶q
注意：比较反应速率时，可将不同物质表示的速率转换成同一物质表示的速率，再比较。
2、影响反应速率的因素
（1）内因：参加反应的物质的性质
（2）外因：同一化学反应，外界条件不同，反应速率不同。
①浓度对反应速率的影响：其它条件一定时，增大反应物浓度，反应速率增大；减少反应物浓度，反应速率减少。
注意：纯固体（如碳）、纯液体（如水）没有浓度变化，改变它们用量的多少，其v不变。但固体的表面积越大，则v增大。
②压强对反应速率的影响：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率增大，减少压强，反应速率减少。
注意：a．增大压强实际上是增加了气态物质的浓度，因此压强对v的影响实质上是反应物的浓度对v的影响。
b．如果容器的体积固定不变，向体系中加入与反应无关的稀有气体，虽然体系总压强增大，但实际上各反应物浓度不变，故v不变。
③温度对反应速率的影响：其他条件不变时，升温，通常使反应速率增大；降温，使反应速
率减小。
注意：一般每升高10℃，v大约增大2～4倍。实际情况中，大多通过控制温度来控制v。
④催化剂对反应速率的影响：催化剂可以成千上万地增大反应速率。
注意：a．催化剂在反应前后本身质量和化学性质都不改变，但物理性质如颗粒大小、形状
可以改变。
b．催化剂具有高效、专一性，但应防止催化剂中毒，工业生产上要对原料气进行净化处理。
3、用有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响（了解，详细见课本）
二、化学平衡
1．研究对象：可逆反应在一定条件下进行的程度问题
2．定义：一定条件下的可逆反应，当正、逆反应速率相等，反应物和生成物的浓度保持不变的状态。
3．本质：v正＝v逆≠0
4．标志：平衡混合物中各物质浓度或百分含量保持不变。
5．特点：逆、等、定、动、变、同
重点：1、判断可逆反应达到平衡状态的本质标志是v正＝v逆,即同一物质的消耗速率等于生
成速率。其他标志还包括各组分的浓度、含量保持不变，有颜色的体系颜色不变等。
2、化学平衡的有关计算
（1）常用公式：转化率=已转化量（n、C、V、m等）/转化前总量 ×100%
产率=实际产量/理论产量×100% M=m总/n总（求平均摩尔质量）
阿伏加德罗定律的重要推论（具体从略）
（2）常用方法：三段分析法（列出初始量、转化量、平衡量）、差量法
2、化学平衡移动
（1）移动原因：外界条件改变，使V正≠V逆
（2）移动方向：V正﹥V逆，向正反应方向移动；V正﹤V逆，向逆反应方向移动
（3）移动结果：反应速率、各组分浓度、百分含量发生一定的变化
（4）影响因素：浓度、压强、温度等，其规律符合平衡移动原理，即勒沙特列原理。
浓度：在其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生产物浓度，平衡向正反应方向移动；减
小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。
压强：对于反应前后气体总体积发生变化的反应，在其他条件不变时，增大压强，会使平衡
向体积缩小的方向移动；减小压强，会使平衡向体积增大的方向移动。但对于反应前
后气体总体积不改变的反应，改变压强平衡不移动。
温度：在其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热反应的方向移动；降低温度，平衡向放热
反应的方向移动。
注意：1、在影响化学平衡的因素中，只有温度改变一定可使平衡移动，其他则不一定
2、催化剂能缩短达到化学平衡所需的时间，但不能使平衡移动。
（5）勒沙特列原理：对于已达到平衡的系统（可以是化学平衡、溶解平衡或电离平衡等），
如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能
够减弱这种改变的方向移动。
（6）化学平衡图象问题：一看横纵坐标的意义，二看曲线变化趋势，三看关键点（起始点、最高点、最低点、拐点等），四看是否需要作辅助线（等温线、等压线）。另外，对于相同条件下的同一反应，温度越高，压强越大，达到平衡所需时间越短。
（7）等效平衡：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），对可逆反应，只是起始时加入物质的物质的量不同，而达到平衡时，同种物质的百分含量相同，这样的平衡互称为等效平衡。等效平衡的三种情况：
a、在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数不等的可逆反应，只改变起始加入物质的物质的量，如通过可逆反应的化学计量数换算成同一边的物质的量与原平衡相同，则两平衡等效。
b、在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数不变的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，则两平衡等效。
c、在定温定压条件下，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学计量数换算成同一边的物质的量之比与原平衡相同，则两平衡等效。
3、合成氨工业
1、原料：焦炭、水蒸气、空气 2、主要设备：合成塔 3、适宜条件：500℃，20MPa～50MPa,催化剂（铁触媒），不断补充N2、H2，及时将氨气液化分离出去，循环操作
4、本章重要反应：Fe3++3SCN- 
Fe(SCN)3 2H2O2 ＝ 2H2O+O2↑
N2+3H2 
2NH3(正反应放热) 2NO2（红棕色）
N2O4(无色)[正反应放热]
C+H2O(g) 
CO+H2 CO+H2O(g) 
CO2+H2
第三章 电离平衡
一、强弱电解质的判断
1、电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不是电解质又不是非电解质。
2、判断电解质的关键要看该化合物能否自身电离。如NH3、SO2等就不是电解质。
3、电解质的强弱要看它能否完全电离（在水溶液或熔化时），与其溶解性、导电性无关。
4、离子化合物都是强电解质如NaCl、BaSO4等，共价化合物部分是强电解质如HCl、H2SO4
等，部分是弱电解质如HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3·H2O等，
部分是非电解质如酒精、蔗糖等。
二、电离平衡
1、弱电解质才有电离平衡，如水：2H2O 
H3O++OH-。
2、电离平衡的特征：等（V电离=V结合≠0） 动（动态平衡） 定（各微粒浓度一定） 变
3、影响电离平衡的外界条件：温度越高，浓度越小，越有利于电离。加入和弱电解质具有
相同离子的强电解质，能抑制弱电解质的电离。
4、电离方程式：（1）强电解质完全电离，用等号，如：HCl=H++Cl_ NaHSO4=Na++H++SO42-
(2)弱电解质部分电离,用可逆符号;多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，电离级数越大越困难；且各步电离不能合并。如:H3PO4 
H++H2PO4- H2PO4- 
H++HPO42- HPO42-
H++PO43-
三、水的离子积（Kw）
1、由水的电离方程式可知：任何情况下，水所电离出的H+与OH-的量相等.
2、Kw=c(H+)·c(OH-),25℃时，Kw=1×10-14。Kw只与温度有关，温度越高，Kw越大。
四、溶液的pH
1、pH=-lg{c(H+)},溶液的酸碱性与pH的关系（25℃）：中性溶液：C（H＋）＝C（OH－）＝1×10－7mol／L pH＝7 ，酸性溶液：C（H＋）>C（OH－） pH<7， 碱性溶液：C（H＋）
2、用pH试纸测定溶液pH的方法：把一小块pH试纸放在玻璃片（或表面皿或点滴板）上，用蘸有待测溶液的玻璃棒点试纸的中部，试纸变色后，与标准比色卡比较来粗略确定溶液的pH。注意：pH试纸不能事先润湿（会稀释待测液，但不一定产生误差，如中性溶液），pH读数只能取整数。（要精确测定pH，应用pH计）
3、pH的有关计算：（1）不同温度下纯水或中性溶液的pH：只有25℃才是7，其余温度用
条件计算 （2）强酸、强碱溶液的pH （3）已知水所电离出的C（H＋）或C（OH－），求
溶液的pH：需要分溶液显酸性或碱性进行讨论 （4）强酸与强酸混合，先算混合后的c(H+),
再算pH；强碱与强碱混合，先算混合后的c(OH_)，再求c(H+),pH。[注意：绝对不能先直接求c(H+),再按之来算pH] 经验公式：已知pH的两强酸等体积混合，混合液的pH=pH小+0.3；
已知pH的两强碱等体积混合，混合液的pH=pH大-0.3。（5）强酸与强碱混合，要先判断谁过量，溶液显什么性质，再去计算 （6）溶液的稀释问题
4、一元强酸和一元弱酸的有关问题：对于c相同的一元强酸和一元弱酸，弱酸的pH较大；对于pH相同的一元强酸和一元弱酸，弱酸的c远大于强酸。对于弱酸和强酸，稀释相同倍数，强酸的c或pH变化较大
五、盐类的水解
1、水解的实质：盐所电离出的离子与水所电离出的H+或OH—结合成弱电解质的过程，水解
可看作中和反应的逆反应。温度越高，浓度越小，越有利于水解。
2、水解规律：“有弱才水解，无弱不水解，越弱越水解，都弱双水解，谁强显谁性，同强显中性” 注意：a、因水解而溶液呈酸性的盐：NH4Cl FeCl3 MgCl2 CuCl2 (NH4)2SO3等，因水解而溶液呈碱性的盐：CH3COONa Na2CO3 (NH4)2CO3 Na2S NH4CN、NH4HCO3等，因水解而溶液呈中性的盐：CH3COONH4。 b、弱酸的酸式酸根既电离又水解，若电离大于水解，则溶液显酸性如HSO3-、H2PO4-等；若水解大于电离，则溶液显碱性如HCO3-、HPO42-、HS-等。
3、水解方程式：一般用可逆符号，且无气体或沉淀生成。多元弱酸根分步水解，以第一步水解为主，各步水解不能合并。注意水解方程式和电离方程式的区别。
4、剧烈的双水解：可水解完全，一般用等号，且要写“↑”或“↓”，记住常见的例子：Al3+与AlO2- CO32- HCO3- ClO- S2- HS- 等，Fe3+与AlO2- CO32- HCO3- ClO-等，NH4+与AlO2- SiO32-等，Mg2+ Cu2+与AlO2-等。常用离子方程式：Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓ Al3++3HCO3-=Al(OH)3↓+3CO2↑ 2Al3++3CO32-+3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑ 2Al3++3S2-+6H2O=2Al(OH)3↓+3H2S↑
5、水解的应用：判断溶液的酸碱性、某些物质如FeCl3的溶液的配制、离子共存问题、离子浓度大小的比较、某些盐溶液的加热蒸干及灼烧问题、一些生活问题如明矾净水、泡沫灭火器的工作原理、热的纯碱去污能力更强、草木灰不能与铵态氮肥混施等。离子浓度大小的比较要会书写电荷守恒式和物料守恒式。
六、酸碱中和滴定（重点实验）
1、原理：H++OH-=H2O 完全中和时酸和碱的物质的量之比等于它们的化学计量数之比。
2、主要仪器：酸式滴定管、碱式滴定管、滴定管夹、铁架台、锥形瓶、烧杯等
3、滴定管的构造：滴定管上的刻度分布是：自上而下由小到大，“0”刻度在上部但未到最上端，最大刻度在下但未到活塞（或阀）处。滴定管的全部容积大于它的最大刻度值。普通滴定管的规格有25mL和50mL，刻度的最小分度为0.1mL，可以估读到0.01mL。滴定管上标有使用温度（一般为20℃）和规格。酸式滴定管可装酸性、中性或氧化性溶液，但不能装碱性溶液；碱式滴定管可装碱性、中性溶液，但不能装酸性、氧化性溶液（会腐蚀橡胶）。
4、中和滴定的步骤：准备→滴定→读数→重复操作2～3次，取平均值进行计算
（1）准备阶段：包括：查漏、洗涤、润洗、注液、赶气泡、调整液面、加液（待测液和指示剂），注意：每一步操作的具体描述（略）、润洗的目的、锥形瓶不能润洗。
（2）滴定：左手控制活塞（或阀），右手摇动锥形瓶，眼睛注视锥形瓶内溶液颜色的变化。
注意：a、锥形瓶下垫一张白纸的作用：便于观察溶液颜色的变化，减少滴定误差。
b、指示剂的选用：记住指示剂的变色范围（略）。强酸、强碱互滴可选择酚酞或甲
基橙作指示剂，不能用石蕊。强酸滴弱碱用甲基橙，强碱滴弱酸用酚酞。注意常考的
终点颜色变化：强酸滴强碱（用酚酞作指示剂）—溶液由粉红色变成无色，强碱滴强
酸（用酚酞作指示剂）—溶液由无色变成粉红色，且在半分钟内不褪色。
5、误差分析及计算：误差分析从公式考虑V标的变化，计算注意格式规范及有效数字。
第四章 几种重要的金属
一、金属
1、金属的通性：一般为不透明、有金属光泽的固体，有良好的延展性、导电性和导热性。
2、合金：一般来说，合金的熔点比各成分金属的都低，硬度比各成分金属的都大。
3、金属的冶炼：冶炼步骤：富集→还原→精炼 冶炼方法：K、Ca、Na、Mg、Al（电解法），Zn、Fe、Sn、Pb、Cu（热还原法），Hg、Ag（热分解法）等。
二、镁及其化合物
1、镁的主要用途是制造各种轻合金（用于飞机、汽车等）。
2、重要方程式：Mg+O2 ＝ 2MgO Mg+2H2O＝Mg(OH)2+2H2↑ 2Mg+CO2＝2MgO+C
MgO+H2O＝Mg(OH)2 MgCO3＝MgO+CO2↑(煅烧菱镁矿制MgO) MgCl2(熔融) ＝ Mg+Cl2↑
三、铝及其化合物
1、铝的重要反应：4Al+3O2＝2Al2O3 2Al+3S＝Al2S3 2Al+6H2O＝2Al(OH)3+3H2↑
2Al+2NaOH+2H2O＝2NaAlO2+3H2↑（重点反应） 2Al+6HCl＝2AlCl3+3H2↑2Al+Fe2O3＝Al2O3+2Fe(铝热反应，用于冶炼难熔金属和焊接钢轨) 2Al2O3(熔融)＝2Al+3O2↑[工业炼铝]
2、Al2O3和Al(OH)3:中学化学唯一的两性氧化物和两性氢氧化物。
重要反应：Al2O3+6H+＝2Al3++3H2O Al2O3+2OH-＝2AlO2-+H20 Al(OH)3+3H+＝Al3++2H2O
Al(OH)3+OH-＝AlO2-+2H2O H++AlO2-+H2O
Al(OH)3
Al3++3OH-(氢氧化铝的电离)
3、明矾：KAl(SO4)2·12H2O,是一种复盐，作净水剂（简单解释原因）。明矾与Ba(OH)2反应
（难点）：当Al3+恰好完全沉淀时：2KAl(SO4)2 + 3Ba(OH)2=2Al(OH)3↓+3BaSO4↓+K2SO4,
当SO42-恰好完全沉淀时：KAl(SO4)2 + 2Ba(OH)2= =KAlO2+2BaSO4↓+2H2O。
4、氢氧化铝的制备：可以用铝盐与过量氨水（强碱不好因不易控制用量）或铝盐与偏铝酸盐双水解或偏铝酸盐与过量的CO2反应。Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+ ,
Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓,AlO2-+CO2+H2O=HCO3-+Al(OH)3↓
5、有关Al3+与OH-反应的图象、互滴及计算：要会画两种情况的图象，知道互滴现象，会进行有关计算（计算时需要讨论Al3+与OH-谁过量）。（计算中如果有Mg2+,要注意使用守恒法。）
四、铁及其化合物
1、铁的位置：原子序数为26，位于第四周期Ⅷ族，属过渡元素，原子结构示意图为：
2、铁的氧化物及氢氧化物的对比（见参考书绿色通道），注意：氧化铁—红棕色，Fe3O4中Fe的化合价，Fe(OH)3—红褐色 Fe(OH)2的制备—胶头滴管违反常规操作的原因（？）等
3、重要反应:3Fe+2O2＝Fe3O4 3Fe+4H2O(g)＝Fe3O4+4H2 2Fe+3Cl2＝2FeCl3(棕黄色烟) 2Fe3++Fe=3Fe2+ Fe2++2OH_=Fe(OH)2↓ 4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3(白色沉淀迅速变成灰绿色，最终变成红褐色) Fe(OH)3＝Fe2O3+3H2O Fe3++3SCN_＝Fe(SCN)3[溶液变红色，检验Fe3+]
4、重要补充反应：2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+ 2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl_ 2Fe3++H2S=2Fe2++S↓+2H+
Fe+4HNO3(稀)=Fe(NO3)3+NO↑+2H2O(铁不足) 3Fe+8HNO3(稀)=3Fe(NO3)2+2NO↑+4H2O(铁过量)
5、其他问题：包括计算(注意差量法和守恒法)、氧化还原反应的先后顺序问题、Fe2+的保存（防止水解及被氧化的措施：加少量稀酸和铁粉）等。重点提示：铁的转化最容易出现在推断题中，以Fe2O3的红棕色及Fe(OH)2→Fe(OH)3的明显现象作为突破口，有时会牵涉到铝热反应以及铁与盐酸、氯气反应分别生成FeCl2、FeCl3等知识点。
五、原电池的化学原理
1．原电池是将化学能转化为电能的装置。
2．电子流出的一极是负极，通常是活泼性较强的金属，电极被氧化，发生氧化反应。
电子流人的一极是正极，通常是活泼性较弱的金属或非金属导体，电极上发生还原反应。
如 铜—锌原电池 （电解液是稀硫酸） 负极（锌片）：Zn － 2e－ ＝ Zn2＋（氧化反应）
正极（铜片）：2H＋＋ 2e－ ＝ H2↑（还原反应）
3．原电池中电子从负极流出，流入正极，与电流方向相反。
六、常见化学电源：
七、金属的电化学腐蚀
1、化学腐蚀与电化学腐蚀的比较
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化学腐蚀 |
电化学腐蚀 |
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条件 |
金属与非电解质等直接接触 |
不纯金属或合金与电解质溶液接触 |
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现象 |
无电流产生 |
有微弱电流产生 |
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本质 |
金属被氧化的过程 |
较活泼的金属被氧化的过程 |
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相互关系 |
两者同时发生，但电化腐蚀更普遍，危害更严重 |
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2、钢铁的析氢腐蚀与吸氧腐蚀的比较
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析氢腐蚀（为次） |
吸氧腐蚀（为主） |
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条件 |
水膜酸性较强 |
水膜酸性很弱，或中性，或碱性 |
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正极反应 |
2H＋＋2e－＝H2 |
O2＋2H2O＋4e－＝4OH－ |
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负极反应 |
Fe －2e－＝Fe2＋ |
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溶液反应 |
Fe2+＋2OH－＝Fe(OH)2↓ 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝4Fe（OH）3↓ |
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3、防止金属被腐蚀的方法：
（1）加保护层（表面涂油脂、喷漆、复盖搪瓷、电镀、喷镀、表面钝化等）。
（2）改变金属内部结构（制成不锈钢，如镍铬钢）。
（3）电化学保护法，如牺牲阳极法（在海轮船体吃水线下装上一定数量的锌块，防止船壳被腐蚀）。
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