高考化学中常见物质的性质

一、几个常见的热点问题

1.埃文·伽德洛常数

(1)条件:常温常压下气体的摩尔体积增大，不能用22.4 L/mol。

(2)态问题:在标准态下，H2O、N2O4和碳原子数大于4的碳氢化合物是液态或固态；SO3和P2O5是固体，所以不能使用22.4 L/mol。

(3)特殊物质的摩尔质量和粒子数，如D2O、18O2、H37Cl等。

(4)某些化合物质分子中的原子数，如氖、臭氧、P4等。

(5)某些物质中的化学键数，如白磷(31 g白磷含有1.5 mol P-P键)、金刚石(12 g金刚石含有n/2 mol C-C键)、结晶硅和结晶SiO2(60 g二氧化硅晶体含有4 mol Si-O键)、CN (65433)。

(6)一些特殊反应中的电子转移数:例如Na2O2与H2O和CO2的反应(1 mol Na2O2转移1 mol电子；Cl2与H2O和NaOH (1摩尔Cl2)的反应转移了1摩尔电子。如果用1 mol Cl2作氧化剂，则转移2 mol电子)；Cu与硫的反应(1 mol Cu反应转移1 mol电子或1 mol S反应转移2 mol电子)。

(7)电解质溶液中的粒子数因粒子电离或水解而发生变化:如HCl、HNO3等强电解质完全电离，没有电解质分子；CH3COOH和HClO等弱电解质被部分电离，这降低了溶液中CH3COOH和HClO的浓度。Fe3+，Al3+，CO32--, ch 3c oo---等的数量。由于水解而减少。Fe3+、Al3+、CO32-等。由于水解反应，增加溶液中阳离子或阴离子的总数。

(8)溶液中的粒子数因小分子聚集体(胶体)的形成而减少:如1 mol Fe3+形成Fe(OH)3胶体时，粒子数小于1 mol。

(9)此外，由物质的量和浓度计算粒子时，还应注意溶液的体积是否知情；计算溶质或溶液中所有分子所含的分子数(要考虑溶剂水)；在计算某些粒子的电子数时，要区分粒子所含的电子总数和价电子数，并注意粒子的带电情况(加上负电荷总数或减去正电荷总数)。

2.离子的问题* * *

(1)弱碱阳离子只存在于强酸性溶液中:Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+等。而OH-不能大量存在。

(2)弱酸阴离子只存在于碱性溶液中:ch 3c oo--、F--、CO32--、SO32--、S2-、po43--、alo 2---都与H+共存，但不能大量存在。

(3)弱酸的酸阴离子在强酸性或强碱性的溶液中不能大量存在。当它们遇到强酸(H+)时，会生成弱酸分子；遇到强碱(OH-)，会生成正常的盐和水:HSO 3--、HCO 3--、HS--、h2po 4--、HPO4等等。

(4)如果阴、阳离子能相互结合形成不溶或微溶的盐类，大量的Ba2+、Ca2+和CO32--、SO32--、PO43--、SO42---等。无法存储；Ag+和Cl-、Br-、I-等。Ca2+和F -, c2o 42-等。

(5)如果阴、阳离子发生双水解反应，大量的Al3+和HCO 3--、CO32--、HS--、S2--、alo 2---不能沉淀；Fe3+和CO32，CO32-，ALO 2-等。

(6)如果阴、阳离子能发生氧化还原反应，则不能大量存在:Fe3+和I-，S2-；MnO 4 –( H+)和I–、Br–、Cl–、S2–、SO32–、Fe2+等。NO3-(H+)和I-、S2-、SO32-、Fe2+等。ClO——和我——S2——和SO32——等等。

(7)由于络合反应或其他反应，大量* * *不能储存:Fe3+和SCN-；Al3+和f–等。(alf 63-–)。

(8)此外，还有与Al反应生成氢气的溶液(可能是H+；有可能OH-，含H+时，一定不含NO3-)；c(H+)= 10–13mol/L(可能是酸性溶液或碱性溶液)等。

3.热化学方程式

(1) △ h =产物总能量-反应物总能量。

=反应物的总键能-产物的总键能

注:①同一热化学方程用不同的测量系数表示时,△H的值不同；②热化学方程式中的化学计量系数代表物质的量；③能量与物质的凝聚态有关，热化学方程式中应注明物质的状态；④△h中的“+”表示吸热；用“-”表示放热；⑤在计算1摩尔物质所含的化学键数时，首先要区分晶体类型。分子晶体要看其分子结构(如P4含6个P-P键，C60含30个C = C键和60个C-C键)，原子晶体要看其晶体结构，特别注意化学键的使用(如1 mol SiO2含4 mol) ⑥在表示可燃物燃烧热的热化学方程式中，可燃物的预系数为1，注意生成的水是液体。

(2)物质分子中所含化学键的成键能量越大，成键时释放的能量越多，物质本身的能量越低，分子越稳定。

(3)古斯定律:在一定条件下，一个化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应的热效应都是一样的。也就是说，反应热只与反应的初态和终态有关，而与反应的路径无关(注:计算关联时，热要用“+”和“-”来计算)。

比如△ H1 = △ H2+△ H3。

4.元素周期率和元素周期表

(1)判断金属或非金属的强度

金属强度和非金属强度。

①最高价氧化物水合物的碱度①最高价氧化物水合物的酸度

②与水或酸反应，置换出H2；②易与H2结合或产生氢化物稳定性。

③活性金属可以取代盐溶液中的非活性金属；③活性非金属单质可以取代活性较低的非金属单质。

(2)比较粒子半径。

①对于同核电荷的粒子，电子越多，半径越大:阳离子半径<原子半径<阴离子半径。

如:h+< h < h-Fe > Fe2+> Fe3+；Na+< Na；Cl < Cl–

②对于电子数相同的粒子，核电荷越大，半径越小，即电子壳层结构相同的粒子，核电荷越大，半径越小。

如:①与He:H –> Li+> Be2+具有相同电子层结构的粒子

②电子壳层结构与Ne相同的粒子:O2 –> F –> Na+> Mg2+> Al3+

③与Ar电子层结构相同的粒子:S2 –> Cl –> K+> Ca2+

③电子数和核电荷数不同的粒子。

同源族:无论是金属还是非金属，无论是原子半径还是离子半径从上到下递增。

同周期性:原子半径从左到右递减。

当与周期元素的离子半径比较时，阴离子和阳离子应该分开。非金属元素同期形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径。

比如:na+< cl-；在第三周期中，Cl具有最小的原子半径，Al3+具有最小的离子半径。

(3)元素的周期结构

(4)位置、结构和性别的关系

二、无机框图中的问题

1.中学化学中的颜色

(1)火焰反应:Na+(黄色)，K+(紫色，透过蓝色钴玻璃)

(2)有色溶液:Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄色)、Cu2+(蓝色)、MnO 4-–(紫红色)和Fe(SCN)3(血红色)。

(3)有色固体:红色:Cu、Cu2O、Fe2O3；红棕色固体:Fe(OH)3；蓝色固体:Cu(OH)2；黑色固体:CuO、FeO、FeS、CuS、Cu2S、Ag2S、PbS；淡黄色固体:S、Na2O2、AgBr；黄色固体:AgI，Ag3PO4(溶于稀硝酸)；白色固体:Fe(OH)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3等。

(4)反应中的颜色变化

①Fe2+与OH-反应:产生白色絮状沉淀，迅速变为灰绿色，最后变为红棕色。

② I2遇到淀粉溶液:溶液呈蓝色。

③向苯酚中加入过量的浓溴水:产生白色沉淀(三溴苯酚可溶于苯酚、苯等有机物中)。

④向苯酚中加入FeCl3 _ 3溶液:溶液呈紫色。

⑤ Fe3+和SCN-:溶液呈血红色。

⑥蛋白质溶液和浓硝酸:出现黄色浑浊(蛋白质变性)。

2.中学化学中的气体

(1)常见气态元素:H2、N2、O2和Cl2。

(2)有色气体:Cl2(黄绿色)、溴蒸气(红棕色)、NO2(红棕色)。

(3)可液化气体:NH3、Cl2和SO2。

(4)有毒气体:F2、O3、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO(NO和CO可与血红蛋白失去携氧能力)、NO2(应在通风柜中制备)。

(5)极易溶于水的气体:NH3、HCl、HBr；水溶性气体:NO2和SO2；水溶性气体:CO2、Cl2。

(6)漂白气体:Cl2(湿)、O3、SO2。

注意:Cl2(湿)和O3因强氧化(HClO)而漂白；存在于湿Cl2中)；SO2与有色物质结合漂白，生成不稳定的无色物质；焦炭因其多孔结构和对有色物质的吸附而被漂白。

(7)能使石蕊试液先变红后褪色的气体是Cl2(SO2使石蕊试液变红)。

(8)能使品红溶液变色的气体:SO2(加热时又变红)和Cl2(加入AgNO3溶液时出现白色沉淀)。

(9)能使无水硫酸铜变蓝的气体:水蒸气。

(10)能使湿碘化钾淀粉试纸变蓝的气体:Cl2、Br2、NO2、O3。

(11)不能用浓硫酸干燥的气体:NH3、H2S、HBr和HI。

(12)不能用无水CaCl2干燥的气体:NH3(原因:CaCl2？8NH3).

3.有一些特别值得注意的反应。

(1)元素+化合物1化合物2

2 FeCl 2+Cl2 2 FeCl 3 4Fe(OH)2+O2+2H2O 4Fe(OH)3

2 na2so 3+O2 2 na2so 4 2 FeCl 3+Fe 3 FeCl 2

(2)不溶性酸和碱的分解

H2SiO3二氧化硅+H2O氢氧化镁+H2O

2Fe(OH)3 fe2o 3+3H2O 2Al(OH)3 al2o 3+3H2O

(3)分解不稳定的酸和碱

2 hclo 2 HCl+O2↑4 HNO 3 4 NO2 ↑+ O2 ↑+ 2H2O

NH3？H2O NH3↑+H2O H2SO3 SO2↑+H2O

(4)不稳定盐的分解

NH4Cl NH3↑+HCl↑ 2AgBr 2Ag+Br2

CaCO3 CaO+CO2↑2 nah co 3 na2co 3+CO2 ↑+ H2O；

(5)金属置换金属:Fe+Cu2+Cu+Fe2+，2Al+Fe？2o 3·2Fe+al2o 3

(6)金属置换非金属:2na+2h2o 2 NaOH+H2 = Zn+2h+Zn2 ++ H2 =

2mg+CO2 2 MgO+c3fe+4H2O fe3o 4+4h 2↑

(7)非金属置换非金属:2f2+2h2o4hf+O2 Cl2+H2S (HBR，Hi) 2HCl+S (Br2，I2)。

2C+SiO2 Si+2CO↑ C+H2O CO+H2

3c L2+2 NH3·N2+6 HCl·Si+4HF·Si F4+2 H2

(8)非金属替代金属:H2+库库库库+H2O C+2cuo2cu+CO2 =

4.一些特殊类型的反应

(1)复合+简单复合+复合

Cl2+H2O HCl+HClO 2H2S+3o 22so 2+2H2O

4nh 3+5o 2 4NO+6H2O CH4+2o 2 CO2+2H2O

(2)化合物+化合物+单质

4nh 3+6NO 5 N2+6H2O 2H2S+so23s+2H2O

2na2o 2+2H2O 4 NaOH+O2↑NaH+H2O NaOH+H2↑

2na 2 o 2+2co 2 2na 2 CO 3+O2 CO+H2O CO2+H2

(3)某些特殊化合物与水的反应

①金属过氧化物:2Na2O2+2H2O4 NaOH+O2 =

②金属氮化物:mg3n2+3h23mg (oh) 2+2nh3 =

③金属硫化物:Al2S3+6H2O2 Al (OH) 3+3H2S =

CaS+2H2O Ca(OH)2+H2S

④金属碳化物:cac2+2h2o ca (oh) 2+c2h2 =

al4c 3+12H2O 4Al(OH)3+3c H4↑

⑤金属氢化物:nah+H2O NaOH+H2 =

⑥金属磷化物:ca3p2+6h23ca (oh) 2+2ph3 =

⑦非金属卤化物:ncl 3+3h2o 3+3 hclopcl 3+3 H2 h3po 3+3 HCl。

sicl 4+3H2O h2sio 3+4 HCl socl 2+H2O 2 HCl+SO2↑

(4)双重水解反应

① Al3+(或Fe3+)和HCO 3-–，CO32 –: Al3+3 HCO 3–Al(OH)3↓+3 CO2 =

2Al 3 ++ 3co 32 –+ 3H2O 2Al(OH)3↓+3co 2↑

② Al3+和HS –, S2 –: Al3 ++ 3HS –+ 3H2O al(OH)3↓+3H2S =

2Al 3 ++ 3s 2 –+ 6H2O 2Al(OH)3↓+3H2S↓

③ Al3+和alo 2 –: Al3 ++ 3al 2 –+ 6h 204 al(OH)3↓

(5)高温下的一些反应

3Fe+4H2O Fe3O4+4H2↑ 2Al+Fe？2o 3·2Fe+al2o 3

碳+H2O钴+H2碳酸钙氧化钙+二氧化碳

CaCO3+SiO 2 casio 3+CO2↑na2co 3+SiO 2 na 2 SiO 3+CO2↑

(6)能被连续氧化的物质

①单质:Na Na2O Na2O2 C CO CO2。

N2 NO NO2 P P2O3 P2O5 S SO2 SO3

②化合物:CH4 CO CO2 NH3 NO NO2。

H2S硫(或SO2) SO2 SO3 CH3CH2O CH3CHO CH3COOH

CH3OH HCHO HCOOH CO2

5.有机物中常见的分离和纯化。

(1)杂质去除(括号中的杂质)

① C2H6(C2H4，C2H2):溴水，气洗(或酸性高锰酸钾溶液，NaOH溶液，依次气洗)。

② C6H6 (C6H5-CH3):酸性高锰酸钾溶液和NaOH溶液，分开。

③ C2H5-BR (BR2): Na2CO3溶液，分离(主要考虑C2H5Br在NaOH作用下可水解)。

④ c6h5-br (br2): NaOH溶液，分离。

⑤ C2H5-OH (H2O):加入新鲜生石灰，蒸馏。

⑥ C6H6 (C6H5-OH): NaOH溶液，分离(或直接蒸馏)。

⑦ CH3COOC2H5(CH3COOH，C2H5OH):饱和碳酸钠溶液，分离。

⑧ C2H5OH (CH3COOH): NaOH，蒸馏。

(2)分离

① C6H6和C6H5OH:NaOH溶液，分离，上层液体为苯；然后向下层液体中通入过量的CO2，分离液体，下层液体为苯酚(或收集不同温度下的馏出液)。

② C2H5OH和CH3COOH:NaOH，蒸馏收集C2 H5 oh；然后向残留物中加入硫酸，通过蒸馏得到CH3COOH。

第四，化学实验

1.化学实验的前后

(1)加热试管时，应先均匀加热，再局部加热。

(2)排水法集气结束后，先拆下导管，再取出酒精灯。

(3)制气时，装药前检查装置的气密性。

(4)稀释浓硫酸时，应将浓硫酸缓慢注入水中，边加入边搅拌。

(5)点燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃气体时，应先检查气体的纯度。

(6)测试卤代烃分子的卤族元素时，在水解液中加入稀HNO3中和碱溶液，然后加入AgNO3溶液。

(7)检测NH3(用红色石蕊试纸)、Cl2(用淀粉KI试纸)等气体时，在接触气体前，用蒸馏水湿润试纸。

(8)在中和滴定实验中，用蒸馏水清洗过的滴定管和移液管应先用要填充的液体润湿。

(9)火焰反应实验时，每次都要将铂丝沾稀盐酸放在火焰上，烧至无色，然后做下一次实验。

用(10)H2还原CuO时，先引入H2，再加热。反应结束后，先移开酒精灯，冷却后停止通入H2。

(11)测试蔗糖和淀粉水解液时，加入NaOH中和催化硫酸，然后加入新配制的Cu(OH)2悬浮液或银氨溶液。

2.中学化学实验中的温度计

(1)测量液体的温度:比如测量物质的溶解度；实验室乙烯生产等等。

(2)测量蒸汽的温度:例如在实验室蒸馏油；测定乙醇的沸点等。

(3)测量水浴温度:如果温度影响反应速率；苯的硝化；苯的磺化；制作酚醛树脂；银镜反应；酯的水解等。

3.常见实验装置

(1)气体发生器:固体和固体加热型；固体和液体不加热型；固体(液体)和液体加热型。

(2)各种防反吸装置——用于防止液体反吸。

(3)常见的净化装置和尾气吸收装置

①常用净化装置——用于去除气体中的杂质气体。

②普通尾气吸收装置——用于吸收尾气。

(4)常见的气体测量装置——用排液法测量气体的体积。

(5)过滤、蒸馏和液体分离装置

4.物质的分离和纯化

(1)物质分离纯化的常用方法

方法应用范围示例

当通过过滤纯化不溶性固体和液体混合物的粗盐时，将粗盐溶解在水中并过滤以除去不溶性杂质。

结晶分离溶解度随温度变化很大的固体混合物，分离KNO3和NaCl的混合物。

蒸发除去溶液中的挥发性溶剂，从盐水中提取盐。

从普通酒精中蒸馏和分离大沸点液体混合物以制备无水酒精

提取易溶于某种溶剂的物质。用四氯化碳从I2水中提取I2。

分离不混溶的液体混合物以分离水和苯的混合物。

(2)物质分离纯化的常用化学方法。

(1)溶解法:用特殊溶剂(或试剂)溶解除去杂质或提取纯化物质的方法。

(2)沉淀法:通过沉淀反应将杂质转化为沉淀并除去，或将纯化的物质转化为沉淀并分离。

③转化法:将杂质转化为纯化物质并除去的一种方法。

(4)热分解法:通过加热将杂质转化为气体而除去杂质的方法。

⑤酸碱法:通过加入酸和碱来调节溶液的pH值，使杂质转化为沉淀而除去。

⑥氧化还原法:通过加入氧化剂或还原剂，将杂质转化为气体、沉淀或其他物质并除去。

⑦离子交换法:用离子交换树脂去除溶液中的特定离子。

5.常见离子的检测方法

离子检测法的主要现象

H+酸碱指示剂；活性金属锌；碳酸盐等。变色，产生氢气和二氧化碳气体。

Na+，K+火焰反应钠“黄”钾“紫”

Al3+OH-–形成白色沉淀，然后白色沉淀溶解形成无色溶液。

Fe3+ KSCN溶液、NaOH溶液变红，产生红棕色沉淀。

NH4+ NaOH溶液，加热产生气体，能使湿的红色石蕊试纸变蓝。

哦–酚酞溶液变红。

Cl- AgNO3 _ 3与稀硝酸生成不溶于稀硝酸的白色沉淀。

SO42-稀HCl和BaCl2溶液产生不溶于HCl的白色沉淀。

CO32-–盐酸和澄清石灰水产生无色无味的气体，使澄清石灰水变浑浊。

动词 （verb的缩写）材料结构和性能

1.原子结构和性质

原子核:同位素，原子量-物理性质

(1)原子(AZX)

核外电子-化学性质

(2)元素的化学性质主要由最外层电子数和原子半径决定。

比如最外层的电子数量相同，半径不同(主族元素相同)，性质渐变；

Li和Mg，Be和Al的最外层电子数目不同，半径相近，性质相似。

(3)核外电子组态(掌握元素1 ~ 36)

(1)能量最小原理:电子先排出能量低的能层和能级，再由内向外排出能量高的能层和能级(能层和能级都影响电子的能量)。

(2)气泡不相容原理:每个原子轨道上最多排列两个自旋相反的电子，即原子核外没有两个电子运动状态相同。

(3)亨特法则:当电子以相同能量排列在不同轨道时，应尽可能占据不同的原子轨道；

当轨道中的电子半满、满或空时，系统的能量最低。

(4)电离能的比较:首先要写出粒子的外围电子排列，然后按照最小化系统能量进行比较；根据原子的电离能数据，也可以推断出原子的最外层电子数。

(5)电负性:元素的原子吸引电子的能力。一种元素的电负性越大，该元素的非金属性越强；一种元素的电负性越小，该元素的金属性越强。当电负性差异较大的元素形成化合物时，化合物的离子性质更强(形成离子键)。

2.分子结构和性质

(1)化学键-化学性质(决定分子的稳定性)

离子键* * *价键金属键

结合粒子阴离子和阳离子原子金属离子和自由电子

粒子之间的静电相互作用* * *与电子的静电相互作用

成键原因是活性金属(如1A、IIA)和活性非金属(如ⅵ A、ⅶ A)的成键原子中有未配对的电子金属。

(2)化学键理论

① * * *价键理论(VB):* * *价键的形成，其实就是电子的配对。这个理论无法解释碳形成甲烷分子。

②混合轨道理论:能量相近的轨道可以合并成几个能量相同的等效轨道。用来解释碳可以形成甲烷分子(实际上是碳原子与sp3杂交形成四个合并轨道，然后与氢结合)。杂化后，原子的成键能力增强。

③价层电子对排斥理论。

A.分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)因为相互排斥而尽量远离。电子对之间的夹角越小，排斥力越大。

B.由于孤电子对只被一个原子核吸引，电子云比较“胖”，所以电子对之间排斥力的大小顺序是:孤电子对和孤电子对大于孤电子对，成键电子对大于成键电子对和成键电子对(因此采用sp3杂化，正四面体构型的CH4、NH3和H2O分子中的键角依次减小)。

C.粒子中价电子的对数为n =(中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数+粒子携带的电荷数)/2(粒子带负电时为“+”，带正电时为“-”)。主族元素的价电子数等于最外层电子数。当氢和卤素作为配位原子时，提供一个电子，当ⅵ a族元素作为配位原子时，认为不提供电子(中心原子的杂化形式可由价电子对数决定:当电子对数为2、3、4时，中心原子分别采用sp、sp2、sp3杂化)。

d当配位原子不是氢、ⅵ a、ⅶ a族元素时，我们可以利用等电子原理找到其熟悉的等电子体来判断其构型。

④等电子原理

a具有相同原子数和相同电子(或价电子)总数的分子或离子具有相同的结构特征。

b常见等电子:N2、co、cn-、C22-(电子总数为14e--,有三个键)；

CO2、CS2、COS、BeCl2、N3—、SCN、SCN(价电子为16e—，均为线性)；

BCl3，CO32--, SiO 32--, NO3--(价电子数为24e--,均为平面等边三角形)；

NCl3、PCl3、NF3、PF3、SO32--(价电子数为24e--,均为三角锥)；

SiCl4，CCl4，SiO 44--, SO42--, PO43--(价电子数为24e--,均为正四面体)。

(3)分子极性:分子中正负电荷的重心是否重合。

(1)与键的极性有关；②与分子的空间构型有关。

键角键的极性分子的空间构型极性

A2 H2、N2、Cl2等。-带有非极性键的线性非极性分子。

AB HCl，NO，CO等？带有极性键的线性极性分子

AB2 CO2，CS2和其他具有180极性键的线性非极性分子。

H2O、H2S和其他极性分子具有< 180的“V”形极键。

SO2分子120极键三角形极性分子

ABC COS 180极性键线性极性分子

AB3 BF3分子120极性键三角形非极性分子

NH3、PCl3等分子< 109.5极键三角锥极性分子。

AB4 CH4，CCl4等分子为109.5极键正四面体非极性分子。

(4)相似配伍原则:极性相似，互溶，极性差异越大，溶解度越小。

例如，水是强极性分子，强极性的HX和NH3易溶于水；

有机化合物都是弱极性或非极性分子，它们可以互相溶解。

(5)***价键类型

①电子对是否偏移:极性键和非极性键。

②键合方式:头对头-δ键；并排-π键。电子云在头部相遇时重叠最多，所以δ键比π键更稳定。当两个原子之间形成多个价键时，首先形成一个δ键，其余的只能形成π键。

(6)分子间力和氢键-物理性质

(1)分子间力——范德华力

对于分子组成和结构相似的物质，相对分子质量越大，范德华力越大，熔点和沸点越高。

比如沸点F2 < Cl2 < br2 < I2。

②氢键

A.形成氢键的因素:含有n、o、f，含有与n、o、f直接相连的h。

B.氢键对物质性质的影响:分子间氢键的形成，使物质在熔化或汽化过程中需要克服分子间氢键，使物质的熔点和沸点升高；分子间氢键的形成可以促进能形成氢键的物质的相互溶解。

3.晶体结构和性质-物理性质

(1)晶体的类型和性质

离子晶体、分子晶体、原子晶体、金属晶体

组成粒子阴离子和阳离子分子原子的金属离子和自由电子。

粒子间的相互作用离子键分子间力价键金属键

有单个分子吗？不不不不。

熔点和沸点有高有低，有高有低。

硬度大，硬度小，硬度大，硬度大。

导电晶体不导电，

溶于水或熔融状态导电晶体或熔融状态不导电的晶体，

有些晶体溶于水后能导电，晶体是半导体或绝缘体晶体。

(2)晶体熔点和沸点的比较。

一般规律:原子晶体>离子晶体>分子晶体。

①离子晶体:离子晶体的晶格能越大，离子键越强，晶体的熔点和沸点越高。

晶格能比较:阴阳离子带的电荷越多，半径越小，晶格能越大。

比如:MgO > NaCl(Mg2+半径小，电荷多)。

FeO > NaCl(Fe2+的电子层数与Cl-，O2-的电子层数与Na+相同，但FeO中的离子电荷更多)。

②分子晶体:成分和结构相似的分子晶体。相对分子质量越大，分子间作用力越强，晶体的熔点和沸点越高。

例如:F2 < Cl2 < br2 < I2。

此外，当分子形成分子间氢键时，分子晶体的熔点和沸点升高。

例如，在下一个循环中，NH3、H2O和HF的熔点和沸点高于同族氢化物的熔点和沸点。

③原子晶体:原子半径越小，键长越短，键能越大，键越强，晶体的熔点和沸点越高。

例如:金刚石>硅石>金刚砂>晶体硅。

④金属晶体:金属离子带的电荷越多，半径越小，金属键越强，晶体的熔点和沸点越高。

例如:na < mg < al。

(3)晶体化学式的确定

①分子结构:分子结构中的每一个粒子都属于分子，根据结构中的粒子数写出的公式就是它的化学式。

②晶体结构

分配法:根据晶体结构中每个粒子对结构单元的贡献计算出的粒子数的最简单整数比写出的公式，就是它的化学式。

邻近法:按照晶体结构中每个粒子周围的其他粒子数的最简单整数比写出的公式，最接近和等于它的，就是它的化学式。

(4)金属晶体

①金属的导电性、导热性和延展性都与自由电子有关。

(2)金属晶体的堆积方式。

六方堆积(镁、锌等。):协调编号为12；面心立方堆叠(铝、铜等。):协调编号为12；

体心立方堆积(钠、钾等。):配位数是8。

4.复杂的

Na3AlF6:有离子键(Na+和AlF63-之间)和配位键(Al3+和F-之间)。

Ag(NH3)2OH:有离子键(Ag(NH3)2+和OH-之间)和配位键(Ag+和NH3之间)。

不及物动词化学与环境

1.臭氧洞

(1)污染物:CF2Cl2、氮氧化合物等。

(2)机理:CF2Cl2在高空紫外线的作用下生成氯原子，作为O3分解的催化剂。氮氧化合物直接用作O3分解的催化剂。

(3)危害:紫外线辐射的增加使患呼吸道传染病的人数增加；过多的紫外线照射还会增加皮肤癌和白内障的发病率；强烈的紫外线辐射促进皮肤老化；它加剧了城市的雾霾，加速了橡胶、塑料等有机材料的老化，使车漆变色。

2.酸雨(pH值小于5.6)

(1)污染物:氮氧化物和硫氧化物。

(2)酸雨的危害:可侵入肺部深层组织，引起肺水肿、死亡等疾病；造成江河湖泊酸化，严重影响水生动植物生长；破坏土壤、植被和森林；金属、油漆、皮革、纺织品和建筑材料的腐蚀；渗入地下，水中的铝、铜、锌、镉含量比中性地下水高出许多倍。

(3)酸雨的处理

①钙基固硫:S+O2 SO2、SO2+CaCaCaSO 3、2cSO 3+O2 2cSO 4(变废为宝)。

②尾气处理

A.氨吸收法:2nh3+SO2+H2O (NH4) 2SO3。

(NH4)2so 3+h2so 4 SO2 =+H2O+(NH4)2so 4(作为肥料)

B.石灰乳吸收法:SO2+Ca (OH) 2caso3+H2O。

2CaSO3+O2+4H2O 2CaSO4？2H2O(石膏，变废为宝)

c饱和Na2SO3溶液吸收法:Na2SO3+SO2+H2O2 nahso3。

2 nahso3Na2SO3+SO2 =+H2O (Na2SO3可循环使用)

3.温室效应

(1)污染物:CO2、CH4(约为CO2的20倍)等。

(2)危害:全球变暖改变大气和海洋环流规律，加剧“厄尔尼诺”现象的危害；全球变暖也使极地冰川融化，海平面上升；导致风暴潮和海水回流。

4.白色污染

污染物:一次性塑料餐具、塑料袋。

5.光化烟雾

(1)污染物:氮氧化物和碳氢化合物。

(2)机理:在氮氧化物的作用下，空气中的O2转化为O3，O3可将碳氢化合物氧化成酰基物质。光化学烟雾的主要成分是氮氧化物、O3和酰基物质。

6.赤潮和水华

赤潮是海水富营养化的结果。富营养化是指湖泊和海洋中的N、P等植物营养物质浓度超过一定值时，海洋生态系统的恶性循环。

如果内陆河流或湖泊发生富营养化，则称为水华。

7.室内污染气体:甲醛。