大學聯考中經常用到的化學規律
1、溶解性規律——見溶解性表；
2、常用酸、鹼指示劑的變色範圍：
甲基橙<3。1紅色>4。4黃色
酚酞<8。0無色>10。0紅色
石蕊<5。1紅色>8。0藍色
3、在惰性電極上，各種離子的放電順序：
陰極（奪電子的能力）：
au3+>ag+>hg2+>cu2+>pb2+>fa2+>zn2+>h+>al3+>mg2+>na+>ca2+>k+
陽極（失電子的能力）：
s2—>i—>br–>cl—>oh—>含氧酸根
注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發生氧化還原反應（pt、au除外）
4、雙水解離子方程式的書寫：
（1）左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解產物；
（2）配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子；（3）h、o不平則在那邊加水。
例：當na2co3與alcl3溶液混和時：
3co32—+2al3++3h2o=2al（oh）3↓+3co2↑
5、寫電解總反應方程式的方法：
（1）分析：反應物、生成物是什麼；
（2）配平。
例：電解kcl溶液：2kcl+2h2o==h2↑+cl2↑+2koh配平：2kcl+2h2o==h2↑+cl2↑+2koh
6、將一個化學反應方程式分寫成二個電極反應的方法：
（1）按電子得失寫出二個半反應式；
（2）再考慮反應時的環境（酸性或鹼性）；
（3）使二邊的原子數、電荷數相等。
例：蓄電池內的反應為：pb+pbo2+2h2so4=2pbso4+2h2o試寫出作為原電池（放電）時的電極反應。
寫出二個半反應：
pb–2e—→pbso4pbo2+2e—→pbso4
分析：在酸性環境中，補滿其它原子。應為：
負極：pb+so42——2e—=pbso4
正極：pbo2+4h++so42—+2e—=pbso4+2h2o
注意：當是充電時則是電解，電極反應則為以上電極反應的倒轉，為：
陰極：pbso4+2e—=pb+so42—
陽極：pbso4+2h2o—2e—=pbo2+4h++so42—
7、在解計算題中常用到的恆等：
原子恆等、離子恆等、電子恆等、電荷恆等、電量恆等，
用到的方法有：質量守恆、差量法、歸一法、極限法、關係法、十字交法和估算法。
（非氧化還原反應：原子守恆、電荷平衡、物料平衡用得多；氧化還原反應：電子守恆用得多）
8、電子層結構相同的離子，核電荷數越多，離子半徑越小。
9、晶體的熔點：
原子晶體>離子晶體>分子晶體中學學到的原子晶體有：si、sic、sio2和金剛石。
原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據的：金剛石>sic>si（因為原子半徑：si>c>o）。
10、分子晶體的熔、沸點：組成和結構相似的物質，分子量越大熔、沸點越高。
11、膠體的帶電：
一般説來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體粒子帶負電。
12、氧化性：
mno4—>cl2>br2>fe3+>i2>s=4（+4價的s）
例：i2+so2+h2o=h2so4+2hi
13、含有fe3+的溶液一般呈酸性。
14、能形成氫鍵的物質：h2o、nh3、hf、ch3ch2oh。
15、氨水（乙醇溶液一樣）的密度小於1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大於1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1。84g/cm3。
16、離子是否共存：
（1）是否有沉澱生成、氣體放出；
（2）是否有弱電解質生成；
（3）是否發生氧化還原反應；
（4）是否生成絡離子[fe（scn）2、fe（scn）3、ag（nh3）+、[cu（nh3）4]2+等]；
（5）是否發生雙水解。
17、地殼中：含量最多的金屬元素是al，含量最多的非金屬元素是o，hclo4（高氯酸）是最強的酸
18、熔點最低的金屬是hg（—38。9℃），；熔點最高的是w（鎢3410℃）；密度最小（常見）的是k；密度最大（常見）是pt。
19、雨水的ph值小於5。6時就成為了酸雨。
20、有機酸酸性的強弱：乙二酸>甲酸>苯甲酸>乙酸>碳酸>苯酚>hco3—
21、有機鑑別時，注意用到水和溴水這二種物質。
例：鑑別：乙酸乙酯（不溶於水，浮）、溴苯（不溶於水，沉）、乙醛（與水互溶），則可用水。
22、取代反應包括：滷代、硝化、磺化、鹵代烴水解、酯的水解、酯化反應等；
23、最簡式相同的有機物，不論以何種比例混合，只要混和物總質量一定，完全燃燒生成的co2、h2o及耗o2的量是不變的。恆等於單一成分該質量時產生的co2、h2o和耗o2量。
24、可使溴水褪色的物質如下，但褪色的原因各自不同：烯、炔等不飽和烴是加成褪色、苯酚是取代褪色、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等發生氧化褪色、有機溶劑[ccl4、氯仿、溴苯、cs2（密度大於水），烴、苯、苯的同系物、酯（密度小於水）]發生了萃取而褪色。
25、能發生銀鏡反應的有：
醛、甲酸、甲酸鹽、甲酰銨（hcnh2o）、葡萄溏、果糖、麥芽糖，均可發生銀鏡反應。（也可同cu（oh）2反應）計算時的關係式一般為：—cho——2ag
注意：當銀氨溶液足量時，甲醛的氧化特殊：hcho——4ag↓+h2co3
反應式為：hcho+4[ag（nh3）2]oh=（nh4）2co3+4ag↓+6nh3↑+2h2o
26、膠體的聚沉方法：（1）加入電解質；（2）加入電性相反的膠體；（3）加熱。
常見的膠體：
液溶膠：fe（oh）3、agi、牛奶、豆漿、粥等；氣溶膠：霧、雲、煙等；固溶膠：有色玻璃、煙水晶等。
27、污染大氣氣體：so2、co、no2、no，其中so2、no2形成酸雨。
28、環境污染：大氣污染、水污染、土壤污染、食品污染、固體廢棄物污染、噪聲污染。工業三廢：廢渣、廢水、廢氣。
29、在室温（20℃）時溶解度在10克以上——易溶；大於1克的——可溶；小於1克的——微溶；小於0。01克的——難溶。
30、人體含水約佔人體質量的`2/3。地面淡水總量不到總水量的1%。當今世界三大礦物燃料是：煤、石油、天然氣。石油主要含c、h地元素。
31、生鐵的含c量在：2%~4。3%鋼的含c量在：0。03%~2%。粗鹽：是nacl中含有mgcl2和cacl2，因為mgcl2吸水，所以粗鹽易潮解。濃hno3在空氣中形成白霧。固體naoh在空氣中易吸水形成溶液。
32、氣體溶解度：在一定的壓強和温度下，1體積水裏達到飽和狀態時氣體的體積。
第一單元
1——原子半徑
（1）除第1週期外，其他週期元素（惰性氣體元素除外）的原子半徑隨原子序數的遞增而減小；
（2）同一族的元素從上到下，隨電子層數增多，原子半徑增大。
2——元素化合價
（1）除第1週期外，同週期從左到右，元素最高正價由鹼金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1（氟無正價，氧無+6價，除外）；
（2）同一主族的元素的最高正價、負價均相同
（3）所有單質都顯零價
3——單質的熔點
（1）同一週期元素隨原子序數的遞增，元素組成的金屬單質的熔點遞增，非金屬單質的熔點遞減；
（2）同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質的熔點遞減，非金屬單質的熔點遞增
4——元素的金屬性與非金屬性（及其判斷）
（1）同一週期的元素電子層數相同。因此隨着核電荷數的增加，原子越容易得電子，從左到右金屬性遞減，非金屬性遞增；
（2）同一主族元素最外層電子數相同，因此隨着電子層數的增加，原子越容易失電子，從上到下金屬性遞增，非金屬性遞減。
判斷金屬性強弱
金屬性（還原性）
1，單質從水或酸中置換出氫氣越容易越強
2，最高價氧化物的水化物的鹼性越強（1—20號，K最強；總體Cs最強最非金屬性（氧化性）
1，單質越容易與氫氣反應形成氣態氫化物
2，氫化物越穩定
3，最高價氧化物的水化物的酸性越強（1—20號，F最強；最體一樣）
5——單質的氧化性、還原性
一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，其氧化物的陽離子氧化性越弱；
元素的非金屬性越強，其單質的氧化性越強，其簡單陰離子的還原性越弱。
推斷元素位置的規律
判斷元素在週期表中位置應牢記的規律：
（1）元素週期數等於核外電子層數；
（2）主族元素的序數等於最外層電子數。
陰陽離子的半徑大小辨別規律
由於陰離子是電子最外層得到了電子而陽離子是失去了電子
6——週期與主族
週期：短週期（1—3）；長週期（4—6，6週期中存在鑭系）；不完全週期（7）。
主族：ⅠA—ⅦA為主族元素；ⅠB—ⅦB為副族元素（中間包括Ⅷ）；0族（即惰性氣體）
所以，總的説來
（1）陽離子半徑原子半徑
（3）陰離子半徑>陽離子半徑
（4）對於具有相同核外電子排布的離子，原子序數越大，其離子半徑越小。
以上不適合用於稀有氣體！
專題一：第二單元
一、化學鍵：
1，含義：分子或晶體內相鄰原子（或離子）間強烈的相互作用。
2，類型，即離子鍵、共價鍵和金屬鍵。
離子鍵是由異性電荷產生的吸引作用，例如氯和鈉以離子鍵結合成NaCl.
1，使陰、陽離子結合的靜電作用
2，成鍵微粒：陰、陽離子
3，形成離子鍵：a活潑金屬和活潑非金屬
b部分鹽（Nacl、NH4cl、BaCo3等）
c強鹼（NaOH、KOH）
d活潑金屬氧化物、過氧化物
4，證明離子化合物：熔融狀態下能導電
共價鍵是兩個或幾個原子通過共用電子（1，共用電子對對數=元素化合價的絕對值
2，有共價鍵的化合物不一定是共價化合物）
對產生的吸引作用，典型的共價鍵是兩個原子借吸引一對成鍵電子而形成的。例如，兩個氫核同時吸引一對電子，形成穩定的氫分子。
1，共價分子電子式的表示，P13
2，共價分子結構式的表示
3，共價分子球棍模型（H2O—折現型、NH3—三角錐形、CH4—正四面體）
4，共價分子比例模型
補充：碳原子通常與其他原子以共價鍵結合
乙烷（C—C單鍵）
乙烯（C—C雙鍵）
乙炔（C—C三鍵）
金屬鍵則是使金屬原子結合在一起的相互作用，可以看成是高度離域的共價鍵。
二、分子間作用力（即範德華力）
1，特點：a存在於共價化合物中
b化學鍵弱的多
c影響熔沸點和溶解性——對於組成和結構相似的分子，其範德華力一般隨着相對分子質量的增大而增大。即熔沸點也增大（特例：HF、NH3、H2O）
三、氫鍵
1，存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）
2，特點：比範德華力強，比化學鍵弱
補充：水無論什麼狀態氫鍵都存在
專題一：第三單元
一，同素異形（一定為單質）
1，碳元素（金剛石、石墨）
氧元素（O2、O3）
磷元素（白磷、紅磷）
2，同素異形體之間的轉換——為化學變化
二，同分異構（一定為化合物或有機物）
分子式相同，分子結構不同，性質也不同
1，C4H10（正丁烷、異丁烷）
2，C2H6（乙醇、二甲醚）
三，晶體分類
離子晶體：陰、陽離子有規律排列
1，離子化合物（KNO3、NaOH）
2，NaCl分子
3，作用力為離子間作用力
分子晶體：由分子構成的物質所形成的晶體
1，共價化合物（CO2、H2O）
2，共價單質（H2、O2、S、I2、P4）
3，稀有氣體（He、Ne）
原子晶體：不存在單個分子
1，石英（SiO2）、金剛石、晶體硅（Si）
金屬晶體：一切金屬
總結：熔點、硬度——原子晶體>離子晶體>分子晶體
專題二：第一單元
一、反應速率
1，影響因素：反應物性質（內因）、濃度（正比）、温度（正比）、壓強（正比）、反應面積、固體反應物顆粒大小
二、反應限度（可逆反應）
化學平衡：正反應速率和逆反應速率相等，反應物和生成物的濃度不再變化，到達平衡。
專題二：第二單元
一、熱量變化
常見放熱反應：
1，酸鹼中和
2，所有燃燒反應
3，金屬和酸反應
4，大多數的化合反應
5，濃硫酸等溶解
常見吸熱反應：1，CO2+C====2CO
2，H2O+C====CO+H2（水煤氣）
3，Ba(OH)2晶體與NH4Cl反應
4，大多數分解反應
5，硝酸銨的溶解
熱化學方程式；注意事項5
二、燃料燃燒釋放熱量
專題二：第三單元
一、化學能→電能（原電池、燃料電池）
1，判斷正負極：較活潑的為負極，失去電子，化合價升高，為氧化反應，陰離子在負極
2，正極：電解質中的陽離子向正極移動，得到電子，生成新物質
3，正負極相加=總反應方程式
4，吸氧腐蝕
A中性溶液（水）
B有氧氣
Fe和C→正極：2H2O+O2+4e—====4OH—
補充：形成原電池條件
1，有自發的氧化反應
2，兩個活潑性不同的電極
3，同時與電解質接觸
4，形成閉合迴路
二、化學電源
1，氫氧燃料電池
陰極：2H++2e—===H2
陽極：4OH——4e—===O2+2H2O
2，常見化學電源
銀鋅鈕釦電池
負極：
正極：
鉛蓄電池
負極：
正極：
三、電能→化學能
1，判斷陰陽極：先判斷正負極，正極對陽極（發生氧化反應），負極對陰極
2，陽離子向陰極，陰離子向陽極（異性相吸）
補充：電解池形成條件
1，兩個電極
2，電解質溶液
3，直流電源
4，構成閉合電路
第一章物質結構元素週期律
1、原子結構：如：的質子數與質量數，中子數，電子數之間的關係
2、元素週期表和週期律
（1）元素週期表的結構
A.週期序數＝電子層數
B.原子序數＝質子數
C.主族序數＝最外層電子數＝元素的最高正價數
D.主族非金屬元素的負化合價數＝8－主族序數
E.週期表結構
（2）元素週期律（重點）
A.元素的金屬性和非金屬性強弱的比較（難點）
a.單質與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態氫化物的穩定性
b.最高價氧化物的水化物的鹼性或酸性強弱
c.單質的還原性或氧化性的強弱
（注意：單質與相應離子的性質的變化規律相反）
B.元素性質隨週期和族的變化規律
a.同一週期，從左到右，元素的金屬性逐漸變弱
b.同一週期，從左到右，元素的非金屬性逐漸增強
c.同一主族，從上到下，元素的金屬性逐漸增強
d.同一主族，從上到下，元素的非金屬性逐漸減弱
C.第三週期元素的變化規律和鹼金屬族和鹵族元素的變化規律（包括物理、化學性質）
D.微粒半徑大小的比較規律：
a.原子與原子b.原子與其離子c.電子層結構相同的離子
（3）元素週期律的應用（重難點）
A.“位，構，性”三者之間的關係
a.原子結構決定元素在元素週期表中的位置
b.原子結構決定元素的化學性質
c.以位置推測原子結構和元素性質
B.預測新元素及其性質
3、化學鍵（重點）
（1）離子鍵：
A.相關概念：
B.離子化合物：大多數鹽、強鹼、典型金屬氧化物
C.離子化合物形成過程的電子式的表示（難點）
（AB，A2B，AB2，NaOH，Na2O2，NH4Cl，O22-，NH4+）
（2）共價鍵：
A.相關概念：
B.共價化合物：只有非金屬的化合物（除了銨鹽）
C.共價化合物形成過程的電子式的表示（難點）
（NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2）
D極性鍵與非極性鍵
（3）化學鍵的概念和化學反應的本質：
第二章化學反應與能量
1、化學能與熱能
（1）化學反應中能量變化的主要原因：化學鍵的斷裂和形成
（2）化學反應吸收能量或放出能量的決定因素：反應物和生成物的總能量的相對大小
a.吸熱反應：反應物的總能量小於生成物的總能量
b.放熱反應：反應物的總能量大於生成物的總能量
（3）化學反應的一大特徵：化學反應的過程中總是伴隨着能量變化，通常表現為熱量變化
練習：
氫氣在氧氣中燃燒產生藍色火焰，在反應中，破壞1molH－H鍵消耗的能量為Q1kJ，破壞1molO＝O鍵消耗的能量為Q2kJ，形成1molH－O鍵釋放的能量為Q3kJ.下列關係式中正確的是（B）
A.2Q1+Q2>4Q3B.2Q1+Q2
離子共存問題
所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應；若離子之間能發生反應，則不能大量共存。
A、結合生成難溶物質的離子不能大量共存：如Ba2+和SO42—、Ag+和Cl—、Ca2+和CO32—、Mg2+和OH—等
B、結合生成氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存：如H+和CO32—，HCO3—，SO32—，OH—和NH4+等
C、結合生成難電離物質（水）的離子不能大量共存：如H+和OH—、CH3COO—，OH—和HCO3—等。
D、發生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存（待學）
注意：題幹中的條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4—等離子，酸性（或鹼性）則應考慮所給離子組外，還有大量的H+（或OH—）。
（4）離子方程式正誤判斷（六看）
有機部分：
氯仿：CHCl3電石：CaC2電石氣：C2H2（乙炔）TNT：酒精、乙醇：C2H5OH
氟氯烴：是良好的製冷劑，有毒，但破壞O3層。醋酸：冰醋酸、食醋CH3COOH裂解氣成分（石油裂化）：烯烴、烷烴、炔烴、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇：C3H8O3焦爐氣成分（煤乾餾）：H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸：苯酚蟻醛：甲醛HCHO：35%—40%的甲醛水溶液蟻酸：甲酸HCOOH
葡萄糖：C6H12O6果糖：C6H12O6蔗糖：C12H22O11麥芽糖：C12H22O11澱粉：（C6H10O5）n
硬脂酸：C17H35COOH油酸：C17H33COOH軟脂酸：C15H31COOH
草酸：乙二酸HOOC—COOH使藍墨水褪色，強酸性，受熱分解成CO2和水，使KMnO4酸性溶液褪色。
元素週期表、元素週期律
一、元素週期表
★熟記等式：原子序數=核電荷數=質子數=核外電子數
1、元素週期表的編排原則：
①按照原子序數遞增的順序從左到右排列；
②將電子層數相同的元素排成一個橫行——週期；
③把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的順序從上到下排成縱行——族
2、如何精確表示元素在週期表中的位置：
週期序數=電子層數；主族序數=最外層電子數
口訣：三短三長一不全；七主七副零八族
熟記：三個短週期，第一和第七主族和零族的元素符號和名稱
3、元素金屬性和非金屬性判斷依據：
①元素金屬性強弱的判斷依據：
單質跟水或酸起反應置換出氫的難易；
元素最高價氧化物的水化物——氫氧化物的鹼性強弱；置換反應。
②元素非金屬性強弱的判斷依據：
單質與氫氣生成氣態氫化物的難易及氣態氫化物的穩定性；
最高價氧化物對應的水化物的酸性強弱；置換反應。
4、核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。
①質量數==質子數+中子數：a==z+n
②同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子，互稱同位素。（同一元素的各種同位素物理性質不同，化學性質相同）
二、元素週期律
1、影響原子半徑大小的因素：
①電子層數：電子層數越多，原子半徑越大（最主要因素）
②核電荷數：核電荷數增多，吸引力增大，使原子半徑有減小的趨向（次要因素）
③核外電子數：電子數增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的傾向
2、元素的化合價與最外層電子數的關係：最高正價等於最外層電子數（氟氧元素無正價）
負化合價數=8—最外層電子數（金屬元素無負化合價）
3、同主族、同週期元素的結構、性質遞變規律：
同主族：從上到下，隨電子層數的遞增，原子半徑增大，核對外層電子吸引能力減弱，失電子能力增強，還原性（金屬性）逐漸增強，其離子的氧化性減弱。
同週期：左→右，核電荷數——→逐漸增多，最外層電子數——→逐漸增多
原子半徑——→逐漸減小，得電子能力——→逐漸增強，失電子能力——→逐漸減弱
氧化性——→逐漸增強，還原性——→逐漸減弱，氣態氫化物穩定性——→逐漸增強
最高價氧化物對應水化物酸性——→逐漸增強，鹼性——→逐漸減弱
化學鍵
含有離子鍵的化合物就是離子化合物；只含有共價鍵的化合物才是共價化合物。
naoh中含極性共價鍵與離子鍵，nh4cl中含極性共價鍵與離子鍵，na2o2中含非極性共價鍵與離子鍵，h2o2中含極性和非極性共價鍵
化學能與熱能
一、化學能與熱能
1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。
原因：當物質發生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量。化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。一個確定的化學反應在發生過程中是吸收能量還是放出能量，決定於反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。e反應物總能量>e生成物總能量，為放熱反應。e反應物總能量
2、常見的放熱反應和吸熱反應
一、原子結構
注意：質量數（A）=質子數（Z）+中子數（N）
原子序數=核電荷數=質子數=原子的核外電子數
熟背前20號元素，熟悉1～20號元素原子核外電子的排布：
HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa
2、原子核外電子的排布規律：
①電子總是儘先排布在能量最低的電子層裏；
②各電子層最多容納的電子數是2n2；
③最外層電子數不超過8個（K層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數第三層電子數不超過32個。
3、元素、核素、同位素
元素：具有相同核電荷數的同一類原子的總稱。
核素：具有一定數目的質子和一定數目的中子的一種原子。
同位素：質子數相同而中子數不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。（對於原子來説）
二、元素週期表
1、編排原則：
①按原子序數遞增的順序從左到右排列
②將電子層數相同的各元素從左到右排成一橫行。（週期序數=原子的電子層數）
③把最外層電子數相同的元素按電子層數遞增的'順序從上到下排成一縱行。
主族序數=原子最外層電子數
2、結構特點：
三、元素週期律
1、元素週期律：元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨着核電荷數的遞增而呈週期性變化的規律。元素性質的週期性變化實質是元素原子核外電子排布的週期性變化的必然結果。
2、同週期元素性質遞變規律
第ⅠA族鹼金屬元素：LiNaKRbCsFr（Fr是金屬性最強的元素，位於週期表左下方）
第ⅦA族鹵族元素：FClBrIAt（F是非金屬性最強的元素，位於週期表右上方）
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