②有离子生成的反应可以写离子方程式，如钠和水、铜和浓硫酸、SO2通入溴水里、碳酸钙溶于乙酸等。
③单质、氧化物在离子方程式中一律写成化学式。
－－－－
如：SO2和NaOH溶液反应：SO2 ＋2OH ＝＝＝ SO32＋H2O或 SO2＋OH＝＝＝ HSO3 ④酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。如NaHCO3溶液和稀盐酸反应：
－＋
HCO3＋H ＝＝＝ H2O＋CO2↑
⑤操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同。例如 Ca(OH)2中通入少量CO2，离子
＋－
方程式为：Ca2＋2OH＋CO2＝＝＝ CaCO3↓＋H2O；Ca(OH)2中通入过量CO2，离子方程
－－
式为：OH＋CO2＝＝＝ HCO3。
⑥对于生成物是易溶于水的气体，要特别注意反应条件。
如NaOH溶液和NH4Cl溶液的反应，当浓度不大，又不加热时，离子方程式为： NH4＋OH＝＝＝ NH3· H2O；当为浓溶液，又加热时离子方程式为：NH4＋OH
＋
－
＋
－
△NH3
↑＋H2O
⑦对微溶物（通常指CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4、MgCO3等）要根据实际情况来判断。
＋－
当反应里有微溶物处于溶液状态时，应写成离子，如盐酸加入澄清石灰水：H＋OH ＝＝＝ H2O；当反应里有微溶物处于浊液或固态时，应写化学式，如在石灰乳中加入Na2CO3
－－
溶液：Ca(OH)2＋CO32 ＝＝＝ CaCO3＋2OH；在生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学
＋－
式表示，如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液：2Ag＋SO42＝＝＝ Ag2SO4↓。对于中强酸（H3PO4、H2SO3等）在离子方程式中写化学式。 ⑧具有强氧化性的微粒与强还原性微粒相遇时，首先要考虑氧化——还原反应，不能只简单地考虑复分解反应。
3、 离子在溶液中不能大量共存几种情况
＋—
⑴H与所有弱酸阴离子和OH不能大量共存，因生成弱电解质（弱酸）和水。
－＋
⑵OH与所有弱碱阳离子、H、弱酸的酸式酸根离子不能大量共存，因生成弱碱、弱酸盐和水。
⑶能发生复分解反应生成弱电解质、沉淀和气体者不能大量共存。
＋、－＋—＋－
⑷能发生氧化还原反应的离子不能大量共存，如Fe3与S2，Fe2与NO3（H），S2与
－＋
SO32（H）等。
－－－－＋＋
⑸某些弱酸根与弱碱根不能大量共存，如S2、HCO3、AlO2、CO32与Fe3、Al3等不共存。
＋—＋
⑹发生络合反应的离子不能大量共存，如 Fe3与SCN、Ag与NH3· H2O。
＋－－－
⑺Al3与AlO2、NH4+与AlO2、NH4+与SiO32不能大量共存。
＋＋－
⑻注意有色离子（有时作为试题附加条件）：Cu2（蓝色）、Fe3（棕黄色）、MnO4（紫色）、
＋
Fe(SCN)2（红色）等。 (六) 化学反应中的能量变化 1、热化学方程式
⑴概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式。 ⑵书写热化学方程式时注意事项。
①△H写在方程式右边或下边，两者之间用“；”隔开，放出热量△H为“－”，吸收热量△H为“＋”。
②要注明反应物和生成物的状态。固体用符号符号“s”表示、液体用符号“l”表示，气体用符号“g”表示。
③热化学方程各物质前的化学计量数表示物质的量的多少，因此，它可以是整数，也可以是
6
分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，△H也不同。 2、反应热的有关计算
⑴反应热＝物质的量×1mol物质反应吸收或放出的热 ⑵反应热＝反应物的总键能－生成物的总键能 ⑶根据盖斯定律：如果一个反应可以分几步进行，各分步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热相同。
⑷某种物质的状态或晶型不同会引起反应热的差异，根据盖斯定律，可将热化学方程式进行“加减”后，根据反应过程的反应热比较其大小。
⑸物质的量不同引起的反应热差异，可根据反应热的物质的量之间的正比例关系比较。 (七) 物质的量
1、物质的量及其单位——摩尔（mol）
⑴物质的量是七个基本的物理量之一。它的物理意义是含一定数目粒子的集体，符号为n。 物质的量的单位为摩尔，简称摩，符号为mol。物质的量和摩尔的关系正如时间和秒、长度和米、电流和安培的关系，不能混用。 ⑵使用物质的量及其单位时的注意事项
①“物质的量”四个字是一个整体，不能拆开，如“时间”拆开表明的意义也就变了。写成“物质的质量”、“物质量”、“物质的数量”也都不对。不能理解为物质的数量或质量。 ②摩尔是用来表示微观粒子（原子、分子、离子、质子、中子、电子等）或它们特定组合的物质的量的单位，它不能用来表示宏观物体，如不能说1mol 苹果等。
③使用摩尔时，应注明粒子的化学式，而不能用该粒子的中文名称。目的是避免指代不清引起混淆。例如：使用1mol氧就会含义不清，究竟是指1mol O还是 1mol O2呢？ 2、阿伏加德罗定律及其重要推论 ⑴决定物质体积大小的因素（1mol）
1摩固体、液体体积不同，因为固体、液体里分子、原子、离子间距离小，其体积主要决定于构成物质的这些微粒的直径大小，而不同的分子、原子、离子的直径大小不同，因而所占体积不同。
气体分子间距离较大，气体体积主要取决于分子间的平均距离，而这平均距离又主要取决于气体的压强与温度，因此当温度、压强相同时，气体分子间平均距离大致相同，其所占体积相同。
⑵阿伏加德罗定律：在相同温度、压强下，同体积的气体中含有相同分子数
定义中的“四个同”，如有“三个同”成立，第四个“同”才能成立。 3、阿伏加德罗定律推论： 同温、同压：
V1V2P1P2n1n2n1n2N1N2N1N2同温、同体积： V 1
同温、同压、等质量： V2 m同温、同压、同体积： 1m2M2 M1 M1M2ρ2 ρ1
ρ1ρ2(八) 溶液和胶体 胶体 ⑴定义
－－
分散质微粒的直径大小在109～107 m之间的分散系叫胶体。
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⑵胶体的类型
气溶胶：烟、云、雾。
液溶胶：AgI水溶胶、Fe(OH)3等。 固溶胶：烟水晶、有色玻璃等。 ⑶渗析
因胶体粒子不能透过半透膜，所以把混有离子或分子杂质的胶体装入半透膜的袋里，并把此袋放在溶剂中，从而使离子或分子从胶体溶液里分离的操作叫做渗析，常用于精制某些胶体。
⑷胶体的制备方法 ①物理分散法：把难溶于水的物质颗粒分散成1nm～100nm的胶粒溶于水，如研磨分散法。 ②化学凝聚法：通过复分解反应使产物分子逐步凝聚为胶体。 如：AgNO3 ＋KI ＝＝＝AgI(胶体)＋KNO3 FeCl3＋3H2O
△Ｆe(OH)3(胶体)＋3HCl 等等
⑸胶体的性质 ①丁达尔效应：让光线透过胶体时由于胶体微粒对光线有散射作用，所以从入射光的垂直方向（或从侧面）可以看到一道光的“通路”，此现象叫丁达尔现象。溶液无此现象，用此法可鉴别胶体和溶液。 ②布朗运动：在胶体里由于分散剂分子从各个方向撞击胶体微粒而形成的不停的、无秩序的运动叫布朗运动。 ③电泳：在外加电场的作用下胶体里的微粒在分散剂里向阴极或阳极做定向移动的现象叫做电泳。电泳证明了胶粒带电荷，常用于分离胶粒或提纯胶体。
④聚沉：在一定条件下，使胶粒聚集成较大的颗粒形成沉淀，从分散剂里析出的过程叫胶体聚沉，其方法有：a、加热；b、加入强电解质溶液；c、加入带相反电荷的另一种胶体。 ⑹胶体微粒所带的电荷
胶体表面积大，具有很强的吸附作用，可吸附胶体中的阴离子或阳离子而带电。一般来说，金属氢氧化物、金属氧化物的胶粒吸附阳离子，胶体微粒带正电荷；非金属氧化物、金属硫化物的胶体微粒吸附阴离子，胶体微粒带负电荷。同一溶胶微粒带有同种电荷具有静电斥力，这是胶体稳定的主要原因，布朗运动是胶体较稳定的次要原因。 ⑺几点说明
①胶体的电荷是指胶体中胶体微粒带有的电荷，而不是胶体带电荷，整个胶体是电中性的。 ②分子胶体微粒大都不带电，如淀粉溶液。
③书写胶体制备的反应方程式时生成的不溶物质不写“↓”符号，这是因为胶粒带同种电荷相互排斥，没有凝集成大颗粒而沉淀下来。
④制备Fe(OH)3 胶体溶液是向沸水中滴加FeCl3饱和溶液。其离子方程式为： ＋＋Fe3＋3H2O＝＝＝ Fe(OH)3(胶体)＋3H
制备AgI胶体是将8～10滴0.01mol/L的AgNO3溶液滴入10mL 0.01mol/L 的KI溶液中（浓度不能大，否则要产生AgI沉淀）
⑸电解质溶液聚沉作用大小除和电解质溶液及电解质离子本性有关外，一般是：离子的电荷数越多，离子半径越小，聚沉能力越大。
＋＋
如使带负电荷胶粒聚沉的阳离子Al3＞Fe3。
－－
使带正电荷胶粒聚沉的阴离子能力[Fe(CN)6]4＞[Fe(CN)6]3，但淀粉胶体微粒因不吸附离子而不带电荷，所以加入少量电解质不凝聚，也无电泳现象。
8
(九) 原子组成与结构 1、常见等电子体
－＋＋
⑴核外电子总数为2个的粒子：He、H、Li、Be2。
＋＋
⑵核外电子总数为10个的粒子：Ne、HF、H2O、NH3、CH4（分子类）；Na、Mg2、＋＋＋－－－－－Al3、NH4、H3O（阳离子类）；N3、O2、F、OH、NH2（阴离子类）。 ⑶核外电子总数为18个电子的粒子：Ar、HCl、H2S、PH3、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4、
－－－
CH3NH2、NH2OH、CH3F（分子类），K+、Ca2+、（阳离子类）；P3、S2、Cl（阴离子类）。 2、元素、核素、同位素的比较 概念 范围 元素 具有一定核电荷数（质子数）的同类原子的总称 宏观概念，对同类原子而言，既有游离态又有化合态 核素 具有相同数目的质子和一定数目的中子的一种原子 微观概念，对某种元素的一种原子而言 不同的核素可能质子数相同或中子数相同，或质量数相同，或各类数均不相同 H、D、T； 24126C、12同位素 质子数相同而中子数不同的同一元素的原子或同一元素的不同核素 微观概念，对某种元素的原子而言。因同位素的存在而使原子种类多于元素种类 同位素质量数不同，化学性质相同；天然同位素所占原子百分含量一般不变；同位素构成的化合物如H2O、D2O、T2O物理性质不同，但化学性质相同 H、T、D为H的三种同位素 特性 主要通过形成的单质或化合的来体现 实例 H、O Mg不同核素 (十) 元素周期表中的主要变化规律 项目 原 子 结 构 核外荷数 电子层数 原子半径 最外层电子数 化合价 元素的金属性和非金属性 单质的氧化性、还原性 最高价氧化物对应的水化物的酸碱性 气态氢化物稳定性
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同周期 （左→右） 逐渐增加 相同 逐渐增小 逐渐增多 最高正价由＋1→＋7；负价数＝族序数－8 金属性逐渐减弱、非金属性逐渐增强 还原性减弱、氧化性增强 碱性减弱、酸性增强 渐增 同主族 （上→下） 增加 增多 逐渐增大 相等 最高正价、负价数相同，最高正价＝族序数 金属性逐渐增强、非金属性逐渐减弱 氧化性减弱、还原性增强 酸性减弱、碱性增强 渐减 性 质
(十一) 化学键与分子结构 1、非极性分子和极性分子
⑴非极性分子：分子中正负电荷中心重合，从整体来看电荷分布是均匀的，对称的。这样的分子为非极性分子。当分子中各键均为非极性键时，分子是非极性分子。当一个分子中各个键都相同，均为极性键，但该分子的构型是对称的，则分子内正负电荷中心可以重合。这样的分子是非极性分子，如CH4、CO2。总之，非极性分子中不一定只含非极性键。
⑵极性分子：分子中正负电荷中心不能重合，从整个分子来看，电荷的分布是不均匀的、不对称的。这样的分子为极性分子，以极性键结合的双原子分子，必为极性分子，以极性键结合的多原子分子，若分子的构型不完全对称，则分子内正负电荷必然不重合，则为极性分子。总之，极性分子中必定会有极性键。但含有极性键的分子不一定是极性分子。
⑶常见分子的构型及分子极性
⑷判断ABn型分子极性的经验规律
若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数则为非极性分子，若不等则为极性分子。如BH3、BF3、CH4、CCl4、CO2、CS2、PCl5、SO3等均为非极性分子，NH3、PH3、PCl3、H2O、H2S、SO2等均为极性分子。
ABn分子内中心原子A若有孤对电子（未参与成键的电子对）则分子为极性分子，若无孤对电子则为非极性分子。 2、化学键与物质类别关系规律
⑴只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如I2、H2、P4、金刚石、晶体硅等。
⑵只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物。如CCl4、NH3、SiO2、CS2等。
⑶既有极性键又有非极性键的物质：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6（苯）等
⑷只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等
⑸既有离子键又有非极性键的物质，如Na2O2、Na2Sx、CaC2等 ⑹由离子键、共价键、配位键构成的物质，如NH4Cl等 ⑺无化学键的物质：稀有气体（单原子分子）。 (十二) 化学平衡
1、影响化学反应速率的因素 ⑴内因（决定因素）
化学反应速率是由参加反应的物质的性质决定的。 ⑵外因（影响因素）
①浓度：当其他条件不变时，增大反应物的浓度，反应速率加快。
注意：增加固体物质或纯液体的量，因其浓度是个定值，故不影响反应速率（不考虑表面积的影响）。
②压强：对于有气体参加的反应，当其他条件不变时，增大压强，气体的体积减小，浓度增大，反应速率加快。
注意：由于压强对固体、液体的体积几乎无影响，因此，对无气体参加的反应，压强对反应速率的影响可忽略不计。
③温度：当其他条件不变时，升高温度，反应速率加快。
一般来说，温度每升高10℃，反应速率增大到原来的2～4倍。
④催化剂：催化剂有正负之分。使用正催化剂，反应速率显著增大；使用负催化剂，反应速率显著减慢。不特别指明时，指的是正催化剂。
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