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第一章 氮族元素
一、氮族元素 N（氮）、P（磷）、As（砷）、Sb（锑）、Bi（铋）
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 高温、高压
催化剂 放电 点燃 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
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·H2ONH4++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） 催化剂 NH3+HCl＝NH4Cl(白烟，检验氨气) 4NH3+5O2 === 4NO+6H2O 加热 △ 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【高二上册化学知识点】
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
3+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Fe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+H2SO4(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 微热 △/光照
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。 1、化学平衡
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：Fe+3SCN
N2+3H2
C+H2O(g)
3+-
Fe(SCN)3 2H2O2 ＝ 2H2O+O2↑ N2O4(无色)[正反应放热] 2NH3(正反应放热) 2NO2（红棕色） CO+H2 CO+H2O(g)
CO2+H2
第八章 走进精彩纷呈的金属世界
8.1 应用广泛的金属材料——钢铁
注：3FeO+10HNO3(稀)=3Fe(NO3)32O
2.铁的氢氧化物
（1）氢氧化铁与氢氧化亚铁的制备
如何能清晰的观察到白色的氢氧化亚铁沉淀：Fe2+
容易被氧化,所以要新配制。氢氧化钠溶液应煮沸除去溶解的氧气,FeSO4溶液上加隔氧剂(如苯),为了防止滴加NaOH时带入空气,可将吸收NaOH的长滴管伸入FeSO4溶液液面下,再挤出NaOH溶液。
Fe(OH)3受热分解：2Fe(OH)3===Fe2O3+3H2O
(3)Fe3+ 、Fe2+
的检验： Fe3+的检验: ①向Fe3+
盐溶液中滴加KSCN溶液
现象：溶液变红色，FeCl3+-3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl；Fe+3SCN=Fe(SCN)3（红
色）
②向Fe3+
盐溶液中滴加NaOH溶液
现象：有红褐色沉淀，FeCl；Fe3++3OH-3+3NaOH=Fe(OH)3↓+3NaCl= Fe(OH)3↓
红褐色 Fe2+的检验: ①向Fe2+
盐溶液中滴加KSCN溶液，再滴加氯水。 现象：先无现象，加氯水后溶液呈红色 反应方程式：2FeCl2+Cl2=2FeCl3 FeCl3+3KSCN=Fe(SCN)3+3KCl
②向Fe3+
盐溶液中滴加NaOH溶液
现象：产生白色沉淀迅速转变为灰绿色，最后变成红褐色沉淀
反应方程式：FeCl2+2NaOH= Fe(OH)2↓+2NaCl；4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3红褐色
(4)Fe、Fe2+、Fe3+
的相互转化
a．Fe只具有还原性，可以被氧化剂化 (1)与弱氧化剂反应
Fe能被S、Cu2+、H+等较弱氧化剂氧化为Fe2+，如Fe+S==FeS，Fe+Cu2+=Fe2+
+Cu。 (2)与强氧化剂反应
Fe能被Cl、HN03+
23等强氧化剂氧化为Fe，如：2Fe+3C12=2FeCl3
b．Fe2+
既具有氧化性又具有还原性 (1)与强氧化剂反应 Fe2+遇到强氧化剂(如Cl3+
2、HN03、KMn04)时，被氧化为Fe， 2Fe2++C1=2Fe3++2C1-2。 (2)与强还原剂反应
当Fe2+遇到C、Al、Zn、C0等强还原剂时，可以被还原为Fe，Fe2++Zn=Zn2+
+Fe，
c．Fe3+具有较强氧化性，可被还原为Fe2+
或Fe
(1)Fe3+
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