學考最后沖刺基本原理部分教案
三、基本原理
1、 物質分類
交叉分類：例如Na2SO4既屬于鈉鹽，有屬于硫酸鹽
樹狀分類：例如S、H2S、SO2、H2SO4 、Na2SO4
2、 膠體
膠體的本質：分散質粒子的直徑在1~100nm之間
鑒別膠體與溶液的方法是：丁達爾效應
常見的膠體有：豆?jié){、淀粉溶液、蛋白質溶液、Fe(OH)3膠體、硅酸膠體
3、 離子共存
以下各組離子不能大量共存：Ca2+與CO32-,Ba2+與CO32-或SO42-，Ag+與Cl-, Fe3+與OH- ，Al3+ 與OH-，H+與OH-, H+與CO32-
判斷下列離子方程式的正誤：
（1）、銅滴在稀硫酸上 Cu+2H+= Cu2++H2↑
（2）、鐵滴在稀鹽酸上 2Fe+6H+=2Fe3++3H2 ↑
（3）、Cu伸入AgNO3溶液中 Cu+Ag+= Cu2++ Ag
（4）、Fe伸入CuSO4溶液中 Fe+ Cu2+= Fe3++ Cu
（5）、將I2加入NaCl溶液中 I2+2 Cl-= Cl2+ 2I-
（6）、CaCO3與稀鹽酸反應 CO32-+2H+== CO2↑+H2O
(7)、CuSO4溶液與NaOH溶液混合 CuSO4+2 OH-= Cu(OH)2↓+ SO42-
(8)、AgNO3溶液與NaCl溶液混合 AgNO3+ Cl-= AgCl↓+ NO3-
(9)、MgO與稀鹽酸反應 MgO+2H+= Mg2++ H2O
4、氧化還原反應
氧化還原反應的基本概念：高、失、氧、還
氧化還原反應的本質是電子的得失或偏移
氧化還原反應與四種基本反應類型的關系：置換反應一定是氧化還原反應，復分解反應一定不是氧化還原反應，含有單質的化合反應或分解反應一定是氧化還原反應。
氧化還原反應的應用：生活中的氧化還原反應
（1）所有的燃燒反應 （2）油脂的變質 （3）牛奶的變質
（4）鐵鍋中的紅色銹斑 （5）原電池反應 （6）金屬的腐蝕
構成原電池的條件：1、兩極材料不一樣2、兩極要用導線鏈接3、不能把兩極放在酒精、
蔗糖溶液中。（原電池的簡易裝置）
5.關于物質的量的計算：
n=N/NA n=m/M nB = CB?V
n=V/Vm (標準狀況0℃和101KPa 時，Vm約為22.4 L/mol)
6.周期表
（1）原子的表示方法： X，其中質量數(A) ＝質子數(Z)+中子數(N)?，
核電荷數＝質子數＝核外電子數
（2）短周期元素，畫出原子結構示意圖；知道在周期表中的位置。
IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA0族
第一周期H氫He氦
第二周期Li鋰C碳N氮O氧F氟Ne氖
第三周期Na鈉Mg鎂Al鋁Si硅P磷S硫Cl氯Ar氬
IAIIAIIIAIVAVAVIAVIIA
氫化物
最高價氧化物
對應的水化物
LiOHCH4
H2CO3NH3
HNO3H2OHF
氫化物
最高價氧化物
對應的水化物
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3Si H4
H2SiO3P H3
H3PO4H2S
H2SO4HCl
HClO4
性質遞變規(guī)律：1、從左往右，原子半徑逐漸減小
2、 金屬性減弱（Na＞Mg＞Al），最高價氧化物對應的水化物的堿性減弱（NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3 ）；
3、 非金屬性增強（C＜N＜O＜F , Si＜P＜S＜Cl），氫化物的穩(wěn)定性增強(CH4＜NH3＜H2O＜HF, SiH4＜PH3＜H2S＜HCl），最高價氧化物對應的水化物的酸性增強(H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4）。
（3）寫出下列物質的電子式：
NaCl 、H2 、Cl2 、N2 、H2O、CO2 、CH4（答案見必修二P22）
判斷離子鍵的方法：含活潑金屬元素（Na、K、Ca等）；
判斷共價鍵的方法：非金屬元素原子之間（NaOH中既含離子鍵，又含共價鍵）
7.化學反應與能量
放熱反應有：燃燒反應；酸堿中和反應；活潑金屬與酸反應生成氫氣
吸熱反應有：Ba(OH)2與NH4Cl 的反應；煅燒石灰石；
反應物的總能量大于生成物的總能量，是放熱反應。
反應物的總能量小于生成物的總能量，是吸熱反應。
8.化學反應速率與限度
（1）外界條件對化學反應速率的影響：增大濃度、升高溫度、使用催化劑、增大固體反應物的表面積。
（2）可逆的化學反應達到限度時，反應沒有停止，反應速率不為零，正反應速率等于逆反應速率，反應物與生成物的濃度不再變化。
9、同位素： 與 ，同素異形體：O2與O3，金剛石和石墨，紅磷與白磷
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