01.高中化學必修一
1、混合物的分離
①過濾：固體(不溶)和液體的分離。
②蒸發：固體(可溶)和液體分離。
③蒸餾：沸點不同的液體混合物的分離。
④分液：互不相溶的液體混合物。
⑤萃取：利用混合物中一種溶質在互不相溶的溶劑裡溶解性的不同，用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來。
2、粗鹽的提純
（1）粗鹽的成分：主要是NaCl，還含有MgCl2、CaCl2、Na2SO4、泥沙等雜質
（2）步驟：
①將粗鹽溶解後過濾；
②在過濾後得到粗鹽溶液中加過量試劑BaCl2(除SO42－)、Na2CO3(除Ca2＋、過量的Ba2＋)、NaOH(除Mg2＋)溶液後過濾；
③得到濾液加鹽酸(除過量的CO32－、OH－)調pH=7得到NaCl溶液；
④蒸發、結晶得到精鹽。
加試劑順序關鍵：Na2CO3在BaCl2之後；鹽酸放最後。
(3) 蒸餾裝置注意事項：
①加熱燒瓶要墊上石棉網；
②溫度計的水銀球應位於蒸餾燒瓶的支管口處；
③加碎瓷片的目的是防止暴沸；
④冷凝水由下口進，上口出。
(4) 從碘水中提取碘的實驗時，選用萃取劑應符合原則：
①被萃取的物質在萃取劑溶解度比在原溶劑中的大得多；
②萃取劑與原溶液溶劑互不相溶;
③萃取劑不能與被萃取的物質反應。
3、離子的檢驗：
①SO42－：先加稀鹽酸，再加BaCl2溶液有白色沉澱，原溶液中一定含有SO42－。Ba2＋＋SO42－＝BaSO4↓
②Cl-（用AgNO3溶液、稀硝酸檢驗）加AgNO3溶液有白色沉澱生成，再加稀硝酸沉澱不溶解，原溶液中一定含有Cl－；或先加稀硝酸酸化，再加AgNO3溶液，如有白色沉澱生成，則原溶液中一定含有Cl－。Ag＋＋Cl－＝AgCl↓。
③CO32－：（用BaCl2溶液、稀鹽酸檢驗）先加BaCl2溶液生成白色沉澱，再加稀鹽酸，沉澱溶解，並生成無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的氣體，則原溶液中一定含有CO32－。
4、5個新的化學符號及關係
5、分散系
（1）分散系組成：分散劑和分散質，按照分散質和分散劑所處的狀態，分散系可以有9種組合方式。
（2）當分散劑為液體時，根據分散質粒子大小可以將分散系分為溶液、膠體、濁液。
6、膠體：
（1）常見膠體：Fe(OH)3膠體、Al(OH)3膠體、血液、豆漿、澱粉溶液、蛋白質溶液、有色玻璃、墨水等。
（2）膠體的特性：能產生丁達爾效應。區別膠體與其他分散系常用方法丁達爾效應。
膠體與其他分散系的本質區別是分散質粒子大小。
（3）Fe(OH)3膠體的製備方法：將飽和FeCl3溶液滴入沸水中，繼續加熱至體系呈紅褐色，停止加熱，得Fe(OH)3膠體。
7、電解質和非電解質
電解質：在水溶液裡或熔融狀態下能導電的化合物。
非電解質：在水溶液中和熔融狀態下都不能導電的化合物。（如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非電解質。）
8、電解質和非電解質相關性質
（1）電解質和非電解質都是化合物，單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。
（2）酸、鹼、鹽和水都是電解質（特殊：鹽酸(混合物)電解質溶液）。
（3）能導電的物質不一定是電解質。能導電的物質：電解質溶液、熔融的鹼和鹽、金屬單質和石墨。
電解質需在水溶液裡或熔融狀態下才能導電。固態電解質(如：NaCl晶體)不導電，液態酸(如：液態HCl)不導電。
溶液能夠導電的原因：有能夠自由移動的離子。
電離方程式：要注意配平，原子個數守恆，電荷數守恆。如：Al2(SO4)3＝2Al3＋＋3SO42-
9、離子反應：
（1）離子反應發生的條件：生成沉澱、生成氣體、水。
（2）離子方程式的書寫：（寫、拆、刪、查）
①寫：寫出正確的化學方程式。（要注意配平。）
②拆：把易溶的強電解質（易容的鹽、強酸、強鹼）寫成離子形式，這些物質拆成離子形式，其他物質一律保留化學式。
③刪：刪除不參加反應的離子（價態不變和存在形式不變的離子）。
④查：檢查書寫離子方程式等式兩邊是否原子個數守恆、電荷數守恆。
10、常見易溶的強電解質有：
三大強酸（H2SO4、HCl、HNO3），四大強鹼[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 （澄清石灰水拆，石灰乳不拆）]，可溶性鹽
11、離子方程式正誤判斷：
①看是否符合反應事實(能不能發生反應，反應物、生成物對不對)。
②看是否可拆。
③看是否配平（原子個數守恆，電荷數守恆）。
④看“＝”“ ”“↑”“↓”是否應用恰當。
12、離子共存問題
（1）由於發生複分解反應（生成沉澱或氣體或水）的離子不能大量共存。
生成沉澱：AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。
生成氣體：CO32－、HCO3－等易揮發的弱酸的酸根與H＋不能大量共存。
生成H2O：①H＋和OH－生成H2O。②酸式酸根離子如：HCO3－既不能和H＋共存，也不能和OH－共存。如：HCO3－＋H＋＝H2O＋CO2↑， HCO3－＋OH－＝H2O＋CO32－
（2）審題時應注意題中給出的附加條件。
①無色溶液中不存在有色離子：Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、MnO4－（常見這四種有色離子）。
②注意挖掘某些隱含離子：酸性溶液(或pH＜7)中隱含有H＋，鹼性溶液(或pH＞7)中隱含有OH－。
③注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。
13、氧化還原反應
（1）氧化還原反應的本質：有電子轉移（包括電子的得失或偏移）。
（2）氧化還原反應的特徵：有元素化合價升降。
（3）判斷氧化還原反應的依據：凡是有元素化合價升降或有電子的轉移的化學反應都屬於氧化還原反應。
（4）氧化還原反應相關概念：
還原劑（具有還原性）：失(失電子)→升(化合價升高)→氧(被氧化或發生氧化反應)→生成氧化產物。
氧化劑（具有氧化性）：得(得電子)→降(化合價降低)→還(被還原或發生還原反應)→生成還原產物。
【注】一定要熟記以上內容，以便能正確判斷出一個氧化還原反應中的氧化劑、還原劑、氧化產物和還原產物；氧化劑、還原劑在反應物中找；氧化產物和還原產物在生成物中找。
14、氧化性、還原性強弱的判斷
（1）根據氧化還原反應方程式在同一氧化還原反應中，
氧化性：氧化劑＞氧化產物
還原性：還原劑＞還原產物
15、如果使元素化合價升高，即要使它被氧化，要加入氧化劑才能實現；如果使元素化合價降低，即要使它被還原，要加入還原劑才能實現。
16、鈉 Na的特質
（1）單質鈉的物理性質：鈉質軟、銀白色、熔點低、密度比水的小但比煤油的大。
（2）鈉的存在：以化合態存在。
（3）鈉的保存：保存在煤油或石蠟中。
（4）鈉在空氣中的變化過程：Na→Na2O→NaOH→Na2CO3→Na2CO3·10H2O（結晶）→Na2CO3（風化），最終得到是一種白色粉末。
一小塊鈉置露在空氣中的現象：銀白色的鈉很快變暗（生成Na2O），跟著變成白色固體(NaOH)，然後在固體表面出現小液滴（NaOH易潮解），最終變成白色粉未（最終產物是Na2CO3）。
17、鈉與O2反應
常溫下：4Na + O2＝2Na2O （新切開的鈉放在空氣中容易變暗）
加熱時：2Na+O2＝＝Na2O2（鈉先熔化後燃燒，發出黃色火焰，生成淡黃色固體Na2O2。）
Na2O2中氧元素為－1價，Na2O2既有氧化性又有還原性。
2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑
2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2
Na2O2是呼吸面具、潛水艇的供氧劑，Na2O2具有強氧化性能漂白。
18、鈉與H2O反應
2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑
離子方程式：2Na＋2H2O＝2Na＋＋2OH－＋H2↑（注意配平）
實驗現象：“浮——鈉密度比水小；遊——生成氫氣；響——反應劇烈；
熔——鈉熔點低；紅——生成的NaOH遇酚酞變紅”。
19、鈉與鹽溶液反應
如鈉與CuSO4溶液反應，應該先是鈉與H2O反應生成NaOH與H2，再和CuSO4溶液反應，有關化學方程式：
2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑
CuSO4＋2NaOH＝Cu(OH)2↓＋Na2SO4
總的方程式：2Na＋2H2O＋CuSO4＝Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑
實驗現象：有藍色沉澱生成，有氣泡放出
K、Ca、Na三種單質與鹽溶液反應時，先與水反應生成相應的鹼，鹼再和鹽溶液反應
20、鈉與酸反應：
2Na＋2HCl＝2NaCl＋H2↑（反應劇烈）
離子方程式：2Na＋2H＋＝2Na＋＋H2↑
21、鋁 Al的特質
（1）單質鋁的物理性質：銀白色金屬、密度小（屬輕金屬）、硬度小、熔沸點低。
（2）單質鋁的化學性質
22、鋁與O2反應：
常溫下鋁能與O2反應生成緻密氧化膜，保護內層金屬。加熱條件下鋁能與O2反應生成氧化鋁：4Al＋3O2＝＝2Al2O3
23、常溫下Al既能與強酸反應，又能與強鹼溶液反應，均有H2生成，也能與不活潑的金屬鹽溶液反應：
2Al＋6HCl＝2AlCl3＋3H2↑
（ 2Al＋6H＋＝2Al3＋＋3H2↑ ）
2Al＋2NaOH＋2H2O＝2NaAlO2＋3H2↑
（ 2Al＋2OH－＋2H2O＝2AlO2－＋3H2↑ ）
2Al＋3Cu(NO3)2＝2Al(NO3) 3＋3Cu
（ 2Al＋3Cu2＋＝2Al3＋＋3Cu ）
注意：鋁製餐具不能用來長時間存放酸性、鹼性和鹹的食品。
24、鋁與某些金屬氧化物的反應（如V、Cr、Mn、Fe的氧化物）叫做鋁熱反應Fe2O3＋2Al ＝＝ 2Fe＋Al2O3，Al 和 Fe2O3的混合物叫做鋁熱劑。利用鋁熱反應焊接鋼軌。
25、鐵的特質
（1）單質鐵的物理性質：鐵片是銀白色的，鐵粉呈黑色，純鐵不易生鏽，但生鐵（含碳雜質的鐵）在潮溼的空氣中易生鏽。（原因：形成了鐵碳原電池。鐵鏽的主要成分是Fe2O3）。
26、鐵與氧氣反應：
3Fe＋2O2＝＝＝Fe3O4（現象：劇烈燃燒，火星四射，生成黑色的固體）
27、與非氧化性酸反應：
Fe＋2HCl＝FeCl2＋H2↑ （Fe＋2H＋＝Fe2＋＋H2↑）
常溫下鋁、鐵遇濃硫酸或濃硝酸鈍化。加熱能反應但無氫氣放出。
28、與鹽溶液反應：
Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu（Fe＋Cu2＋＝Fe2＋＋Cu）
29、與水蒸氣反應：
3Fe＋4H2O(g)＝＝Fe3O4＋4H2
30、氧化物
（1）Al2O3的性質：氧化鋁是一種白色難溶物，其熔點很高，可用來製造耐火材料如坩鍋、耐火管、耐高溫的實驗儀器等。
Al2O3是兩性氧化物：既能與強酸反應，又能與強鹼反應：
Al2O3+ 6HCl ＝2AlCl3 + 3H2O （Al2O3＋6H＋＝2Al3＋＋3H2O ）
Al2O3+ 2NaOH == 2NaAlO2 +H2O（Al2O3＋2OH－＝2AlO2－＋H2O）
（2）鐵的氧化物的性質：FeO、Fe2O3都為鹼性氧化物，能與強酸反應生成鹽和水。
FeO＋2HCl =FeCl2+H2O
Fe2O3＋6HCl＝2FeCl3＋3H2O
31、氫氧化物
（1）氫氧化鋁 Al(OH)3
①Al(OH)3是兩性氫氧化物，在常溫下它既能與強酸，又能與強鹼反應：
Al(OH)3＋3HCl＝AlCl3＋3H2O（Al(OH)3＋3H＋＝Al3＋＋3H2O）
Al(OH)3＋NaOH＝NaAlO2＋2H2O（Al(OH)3＋OH－＝AlO2－＋2H2O）
②Al(OH)3受熱易分解成Al2O3：2Al(OH)3＝＝Al2O3＋3H2O（規律：不溶性鹼受熱均會分解）
③Al(OH)3的製備：實驗室用可溶性鋁鹽和氨水反應來製備Al(OH)3
Al2(SO4)3＋6NH3·H2O＝2 Al(OH)3↓＋3(NH4)2SO4
（Al3＋＋3NH3·H2O＝Al(OH)3↓＋3NH4＋）
因為強鹼(如NaOH)易與Al(OH)3反應，所以實驗室不用強鹼製備Al(OH)3，而用氨水。
（2）鐵的氫氧化物：氫氧化亞鐵Fe(OH)2（白色）和氫氧化鐵Fe(OH)3（紅褐色）
①都能與酸反應生成鹽和水：
Fe(OH)2＋2HCl＝FeCl2＋2H2O（Fe(OH)2＋2H＋＝Fe2＋＋2H2O）
Fe（OH）3+3HCl=FeCl3+3H2O（Fe(OH)3 + 3H＋ = Fe3＋ + 3H2O）
②Fe(OH)2可以被空氣中的氧氣氧化成Fe(OH)3
4Fe(OH)2＋O2＋2H2O＝4Fe(OH)3（現象：白色沉澱→灰綠色→紅褐色）
③Fe(OH)3受熱易分解生成Fe2O3：2Fe(OH)3＝＝Fe2O3＋3H2O
（3）氫氧化鈉NaOH：俗稱燒鹼、火鹼、苛性鈉，易潮解，有強腐蝕性，具有鹼的通性。
32、鹽：
（1）鐵鹽（鐵為+3價）、亞鐵鹽（鐵為+2價）的性質：
①鐵鹽（鐵為+3價）具有氧化性，可以被還原劑（如鐵、銅等）還原成亞鐵鹽：2FeCl3＋Fe＝3FeCl2（ 2Fe3＋＋Fe＝3Fe2＋ ）(價態歸中規律)
2FeCl3＋Cu＝2FeCl2＋CuCl2（ 2Fe3＋＋Cu＝2Fe2＋＋Cu2＋）（制印刷電路板的反應原理）
亞鐵鹽（鐵為+2價）具有還原性，能被氧化劑（如氯氣、氧氣、硝酸等）氧化成鐵鹽：2FeCl2＋Cl2＝2FeCl3 （ 2Fe2＋＋Cl2＝2Fe3＋＋2Cl－ ）
②Fe3＋離子的檢驗：
a.溶液呈黃色；
b.加入KSCN(硫氰化鉀)溶液變紅色；
c.加入NaOH溶液反應生成紅褐色沉澱[Fe(OH)3]。
Fe2+離子的檢驗：
a.溶液呈淺綠色；
b.先在溶液中加入KSCN溶液，不變色，再加入氯水，溶液變紅色；
c.加入NaOH溶液反應先生成白色沉澱，迅速變成灰綠色沉澱，最後變成紅褐色沉澱。
（2）鈉鹽：Na2CO3與NaHCO3的性質比較
33、焰色反應
（1）定義：金屬或它們的化合物在灼燒時使火焰呈現特殊顏色的性質。
（2）操作步驟：鉑絲（或鐵絲）用鹽酸浸洗後灼燒至無色，沾取試樣（單質、化合物、氣、液、固均可）在火焰上灼燒，觀察顏色。
（3）重要元素的焰色：鈉元素黃色、 鉀元素紫色（透過藍色的鈷玻璃觀察，以排除鈉的焰色的干擾）
焰色反應屬物理變化。與元素存在狀態（單質、化合物）、物質的聚集狀態（氣、液、固）等無關，只有少數金屬元素有焰色反應。
34、硅及其化合物 Si
硅元素在地殼中的含量排第二，在自然界中沒有遊離態的硅，只有以化合態存在的硅，常見的是二氧化硅、硅酸鹽等。
硅的原子結構示意圖為，硅元素位於元素週期表第三週期第ⅣA族，硅原子最外層有4個電子，既不易失去電子又不易得到電子，主要形成四價的化合物。
35、單質硅（Si）：
（1）物理性質：
有金屬光澤的灰黑色固體，熔點高，硬度大。
（2）化學性質：
①常溫下化學性質不活潑，只能跟F2、HF和NaOH溶液反應。
Si＋2F2＝SiF4
Si＋4HF＝SiF4↑＋2H2↑
Si＋2NaOH＋H2O＝Na2SiO3＋2H2↑
②在高溫條件下，單質硅能與O2和Cl2等非金屬單質反應。
（3）用途：太陽能電池、計算機芯片以及半導體材料等。
（4）硅的製備：工業上，用C在高溫下還原SiO2可製得粗硅。
SiO2＋2C＝Si(粗)＋2CO↑
Si(粗)＋2Cl2＝SiCl4
SiCl4＋2H2＝Si(純)＋4HCl
36、二氧化硅（SiO2）：
（1）SiO2的空間結構：立體網狀結構，SiO2直接由原子構成，不存在單個SiO2分子。
（2）物理性質：熔點高，硬度大，不溶於水。
（3）化學性質：SiO2常溫下化學性質很不活潑，不與水、酸反應（氫氟酸除外），能與強鹼溶液、氫氟酸反應，高溫條件下可以與鹼性氧化物反應：
①與強鹼反應：SiO2＋2NaOH＝Na2SiO3＋H2O（生成的硅酸鈉具有粘性，所以不能用帶磨口玻璃塞試劑瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免Na2SiO3將瓶塞和試劑瓶粘住，打不開，應用橡皮塞）。
②與氫氟酸反應[SiO2的特性]：SiO2＋4HF＝SiF4↑+2H2O（利用此反應，氫氟酸能雕刻玻璃；氫氟酸不能用玻璃試劑瓶存放，應用塑料瓶）。
③高溫下與鹼性氧化物反應：SiO2＋CaOCaSiO3
（4）用途：光導纖維、瑪瑙飾物、石英坩堝、水晶鏡片、石英鐘、儀器軸承、玻璃和建築材料等。
37、硅酸（H2SiO3）：
（1）物理性質：不溶於水的白色膠狀物，能形成硅膠，吸附水分能力強。
（2）化學性質：H2SiO3是一種弱酸，酸性比碳酸還要弱，其酸酐為SiO2，但SiO2不溶於水，故不能直接由SiO2溶於水製得，而用可溶性硅酸鹽與酸反應制取：（強酸制弱酸原理）
Na2SiO3＋2HCl＝2NaCl＋H2SiO3↓
Na2SiO3＋CO2＋H2O＝H2SiO3↓＋Na2CO3（此方程式證明酸性：H2SiO3＜H2CO3）
（3）用途：硅膠作乾燥劑、催化劑的載體。
38、硅酸鹽
硅酸鹽：硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱。硅酸鹽種類很多，大多數難溶於水，最常見的可溶性硅酸鹽是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗稱水玻璃，又稱泡花鹼，是一種無色粘稠的液體，可以作黏膠劑和木材防火劑。硅酸鈉水溶液久置在空氣中容易變質：
Na2SiO3＋CO2＋H2O＝Na2CO3＋H2SiO3↓（有白色沉澱生成）
傳統硅酸鹽工業三大產品有：玻璃、陶瓷、水泥。
硅酸鹽由於組成比較複雜，常用氧化物的形式表示：活潑金屬氧化物→較活潑金屬氧化物→二氧化硅→水。氧化物前係數配置原則：除氧元素外，其他元素按配置前後原子個數守恆原則配置係數。
硅酸鈉：Na2SiO3 Na2O·SiO2
硅酸鈣：CaSiO3 CaO·SiO2
高嶺石：Al2(Si2O5)(OH)4 Al2O3·2SiO2·2H2O
正長石：KAlSiO3不能寫成K2O· Al2O3·3SiO2，應寫成K2O·Al2O3·6SiO2
☞：氯及其化合物
39、氯原子結構示意圖為：
氯元素位於元素週期表中第三週期第ⅦA族，氯原子最外電子層上有7個電子，在化學反應中很容易得到1個電子形成
Cl－，化學性質活潑，在自然界中沒遊離態的氯，氯只以化合態存在（主要以氯化物和氯酸鹽）。
40、氯氣（Cl2）：
（1）物理性質：黃綠色有刺激性氣味有毒的氣體，密度比空氣大，易液化成液氯，易溶於水。（氯氣收集方法—向上排空氣法或者排飽和食鹽水；液氯為純淨物）
（2）化學性質：氯氣化學性質非常活潑，很容易得到電子，作強氧化劑，能與金屬、非金屬、水以及鹼反應。
①與金屬反應（將金屬氧化成最高正價）
Na＋Cl2===點燃2NaCl
Cu＋Cl2===點燃CuCl2
2Fe＋3Cl2===點燃2FeCl3（氯氣與金屬鐵反應只生成FeCl3，而不生成FeCl2。）
（思考：怎樣製備FeCl2？Fe＋2HCl＝FeCl2＋H2↑，鐵跟鹽酸反應生成FeCl2，而鐵跟氯氣反應生成FeCl3，這說明Cl2的氧化性強於鹽酸，是強氧化劑。）
②與非金屬反應
Cl2＋H2 ===點燃 2HCl（氫氣在氯氣中燃燒現象：安靜地燃燒，發出蒼白色火焰）
將H2和Cl2混合後在點燃或光照條件下發生爆炸。
燃燒：所有發光發熱的劇烈化學反應都叫做燃燒，不一定要有氧氣參加。
③Cl2與水反應
Cl2＋H2O＝HCl＋HClO
離子方程式：Cl2＋H2O＝H＋＋Cl—＋HClO
將氯氣溶於水得到氯水（淺黃綠色），氯水含多種微粒，其中有H2O、Cl2、HClO、Cl－、H+、OH－(極少量，水微弱電離出來的)。
氯水的性質取決於其組成的微粒：
（1）強氧化性：Cl2是新制氯水的主要成分，實驗室常用氯水代替氯氣，如氯水中的氯氣能與KI，KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物質反應。
（2）漂白、消毒性：氯水中的Cl2和HClO均有強氧化性，一般在應用其漂白和消毒時，應考慮HClO，HClO的強氧化性將有色物質氧化成無色物質，不可逆。
（3）酸性：氯水中含有HCl和HClO，故可被NaOH中和，鹽酸還可與NaHCO3，CaCO3等反應。
（4）不穩定性：HClO不穩定光照易分解。，因此久置氯水(淺黃綠色)會變成稀鹽酸(無色)失去漂白性。
（5）沉澱反應：加入AgNO3溶液有白色沉澱生成（氯水中有Cl－）。自來水也用氯水殺菌消毒，所以用自來水配製以下溶液如KI、 KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液會變質
④Cl2與鹼液反應：
與NaOH反應：Cl2＋2NaOH＝NaCl＋NaClO＋H2O（Cl2＋2OH－＝Cl－＋ClO－＋H2O）
與Ca(OH)2溶液反應：2Cl2＋2Ca(OH)2＝Ca(ClO)2＋CaCl2＋2H2O
此反應用來制漂白粉，漂白粉的主要成分為Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分為Ca(ClO)2。
漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O=CaCO3↓+2HClO生成的HClO具有漂白性；同樣，氯水也具有漂白性，因為氯水含HClO；NaClO同樣具有漂白性，發生反應2NaClO＋CO2＋H2O==Na2CO3+2HClO；
乾燥的氯氣不能使紅紙褪色，因為不能生成HClO，溼的氯氣能使紅紙褪色，因為氯氣發生下列反應Cl2＋H2O＝HCl＋HClO。
漂白粉久置空氣會失效（涉及兩個反應）：Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3↓＋2HClO，
漂白粉變質會有CaCO3存在，外觀上會結塊，久置空氣中的漂白粉加入濃鹽酸會有CO2氣體生成，含CO2和HCl雜質氣體。
⑤氯氣的用途：制漂白粉、自來水殺菌消毒、農藥和某些有機物的原料等。
41、Cl－的檢驗：
原理：根據Cl－與Ag＋反應生成不溶於酸的AgCl沉澱來檢驗Cl－存在。
方法：先加稀硝酸酸化溶液（排除CO32－干擾）再滴加AgNO3溶液，如有白色沉澱生成，則說明有Cl－存在。
☞ ：硫及其化合物
42、硫元素的存在：
硫元素最外層電子數為6個，化學性質較活潑，容易得到2個電子呈－2價或者與其他非金屬元素結合成呈＋4價、＋6價化合物。硫元素在自然界中既有遊離態又有化合態。（如火山口中的硫就以單質存在）
43、硫單質：
①物質性質：俗稱硫磺，淡黃色固體，不溶於水，熔點低。
②化學性質：S+O2 ===點燃 SO2（空氣中點燃淡藍色火焰，純氧中藍紫色）
44、二氧化硫（SO2）
（1）物理性質：無色、有刺激性氣味有毒的氣體，易溶於水，密度比空氣大，易液化。
（2）SO2的製備：S+O2 ===點燃 SO2或Na2SO3＋H2SO4＝Na2SO4＋SO2↑＋H2O
（3）化學性質：①SO2能與水反應SO2+H2OH2SO3（亞硫酸，中強酸）此反應為可逆反應。
可逆反應定義：在相同條件下，正逆方向同時進行的反應。（關鍵詞：相同條件下）
②SO2為酸性氧化物，是亞硫酸（H2SO3）的酸酐，可與鹼反應生成鹽和水。
a、與NaOH溶液反應：
SO2(少量)＋2NaOH＝Na2SO3＋H2O （SO2＋2OH－＝SO32－＋H2O）
SO2(過量)＋NaOH＝NaHSO3（SO2＋OH－＝HSO3－）
b、與Ca(OH)2溶液反應：
SO2(少量)＋Ca(OH)2＝CaSO3↓(白色)＋H2O
2SO2(過量)＋Ca(OH)2＝Ca(HSO3) 2 (可溶)
對比CO2與鹼反應：
CO2(少量)＋Ca(OH)2＝CaCO3↓(白色)+H2O
2CO2(過量)＋Ca(OH)2＝Ca(HCO3) 2 (可溶)
將SO2逐漸通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉澱生成，後沉澱消失，與CO2逐漸通入Ca(OH)2溶液實驗現象相同，所以不能用石灰水來鑑別SO2和CO2。能使石灰水變渾濁的無色無味的氣體一定是二氧化碳，這說法是對的，因為SO2是有刺激性氣味的氣體。
③SO2具有強還原性，能與強氧化劑（如酸性高錳酸鉀溶液、氯氣、氧氣等）反應。SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色，顯示了SO2的強還原性（不是SO2的漂白性）。
（催化劑：粉塵、五氧化二釩）
SO2＋Cl2＋2H2O＝H2SO4＋2HCl（將SO2氣體和Cl2氣體混合後作用於有色溶液，漂白效果將大大減弱。）
④SO2的弱氧化性：如2H2S＋SO2＝3S↓＋2H2O（有黃色沉澱生成）
⑤SO2的漂白性：SO2能使品紅溶液褪色，加熱會恢復原來的顏色。用此可以檢驗SO2的存在。
⑥SO2的用途：漂白劑、殺菌消毒、生產硫酸等。
45、硫酸（H2SO4）
（1）濃硫酸的物理性質：純的硫酸為無色油狀粘稠液體，能與水以任意比互溶（稀釋濃硫酸要規範操作：注酸入水且不斷攪拌）。質量分數為98%（或18.4mol/l）的硫酸為濃硫酸。不揮發，沸點高，密度比水大。
（2）濃硫酸三大性質：吸水性、脫水性、強氧化性。
①吸水性：濃硫酸可吸收結晶水、溼存水和氣體中的水蒸氣，可作乾燥劑，可乾燥H2、O2、SO2、CO2等氣體，但不可以用來乾燥NH3、H2S、HBr、HI、C2H4五種氣體。
②脫水性：能將有機物（蔗糖、棉花等）以水分子中H和O原子個數比2︰1脫水，炭化變黑。
③強氧化性：濃硫酸在加熱條件下顯示強氧化性（＋6價硫體現了強氧化性），能與大多數金屬反應，也能與非金屬反應。
a. 與大多數金屬反應（如銅）：2H2SO4(濃)＋Cu===△CuSO4＋2H2O＋SO2 ↑
（此反應濃硫酸表現出酸性和強氧化性 ）
b. 與非金屬反應（如C反應）：2H2SO4(濃)＋C===△CO2 ↑＋2H2O＋SO2 ↑
（此反應濃硫酸表現出強氧化性 ）
注意：常溫下，Fe、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發生鈍化。
濃硫酸的強氧化性使許多金屬能與它反應，但在常溫下，鋁和鐵遇濃硫酸時，因表面被濃硫酸氧化成一層緻密氧化膜，這層氧化膜阻止了酸與內層金屬的進一步反應。這種現象叫金屬的鈍化。鋁和鐵也能被濃硝酸鈍化，所以，常溫下可以用鐵製或鋁製容器盛放濃硫酸和濃硝酸。
（3）硫酸的用途：乾燥劑、化肥、炸藥、蓄電池、農藥、醫藥等。
☞ ：氮及其化合物
46、氮的氧化物：NO2和NO
N2＋O2 ========高溫或放電 2NO，生成的一氧化氮很不穩定： 2NO＋O2 == 2NO2
一氧化氮：無色氣體，有毒，能與人血液中的血紅蛋白結合而使人中毒（與CO中毒原理相同），不溶於水。是空氣中的汙染物。
二氧化氮：紅棕色氣體（與溴蒸氣顏色相同）、有刺激性氣味、有毒、易液化、易溶於水，並與水反應：
3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO，此反應中NO2既是氧化劑又是還原劑。以上三個反應是“雷雨固氮”、“雷雨發莊稼”的反應。
47、硝酸（HNO3）：
（1）硝酸物理性質：純硝酸是無色、有刺激性氣味的油狀液體。低沸點（83℃）、易揮發，在空氣中遇水蒸氣呈白霧狀。98%以上的硝酸叫“發煙硝酸”，常用濃硝酸的質量分數為69%。
（2）硝酸的化學性質：具有一般酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊試液變紅色，濃硝酸遇紫色石蕊試液先變紅（H＋作用）後褪色（濃硝酸的強氧化性）。用此實驗可證明濃硝酸的氧化性比稀硝酸強。濃硝酸和稀硝酸都是強氧化劑，能氧化大多數金屬，但不放出氫氣，通常濃硝酸產生NO2，稀硝酸產生NO，如：
①Cu＋4HNO3(濃)＝Cu(NO3)2＋2NO2↑＋2H2O
②3Cu＋8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O
反應①還原劑與氧化劑物質的量之比為1︰2；反應②還原劑與氧化劑物質的量之比為3︰2。
常溫下，Fe、Al遇濃H2SO4或濃HNO3發生鈍化，（說成不反應是不妥的），加熱時能發生反應：
當溶液中有H＋和NO3－時，相當於溶液中含HNO3，此時，因為硝酸具有強氧化性，使得在酸性條件下NO3－與具有強還原性的離子如S2－、Fe2＋、SO32－、I－、Br－（通常是這幾種）因發生氧化還原反應而不能大量共存。（有沉澱、氣體、難電離物生成是因發生複分解反應而不能大量共存。）
48、氨氣（NH3）
（1）氨氣的物理性質：無色氣體，有刺激性氣味、比空氣輕，易液化，極易溶於水，1體積水可以溶解700體積的氨氣（可做紅色噴泉實驗）。濃氨水易揮發出氨氣。
（2）氨氣的化學性質：
a. 溶於水溶液呈弱鹼性：
生成的一水合氨NH3·H2O是一種弱鹼，很不穩定，受熱會分解：
氨氣或液氨溶於水得氨水，氨水的密度比水小，並且氨水濃度越大密度越小，計算氨水濃度時，溶質是NH3，而不是NH3·H2O。
氨水中的微粒：H2O、NH3、NH3·H2O、NH4＋、OH—、H＋(極少量，水微弱電離出來)。
b. 氨氣可以與酸反應生成鹽：
①NH3＋HCl＝NH4Cl
②NH3＋HNO3＝NH4NO3
③ 2NH3＋H2SO4＝(NH4)2SO4
因NH3溶於水呈鹼性，所以可以用溼潤的紅色石蕊試紙檢驗氨氣的存在，因濃鹽酸有揮發性，所以也可以用蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近集氣瓶口，如果有大量白煙生成，可以證明有NH3存在。
（3）氨氣的實驗室製法：
①原理：銨鹽與鹼共熱產生氨氣
②裝置特點：固＋固氣體，與制O2相同。
③收集：向下排空氣法。
④驗滿：
a. 溼潤的紅色石蕊試紙（NH3是唯一能使溼潤的紅色石蕊試紙變藍的氣體）
b. 蘸濃鹽酸的玻璃棒(產生白煙)
⑤乾燥：用鹼石灰（NaOH與CaO的混合物）或生石灰在乾燥管或U型管中乾燥。不能用CaCl2、P2O5、濃硫酸作乾燥劑，因為NH3能與CaCl2反應生成CaCl2·8NH3。P2O5、濃硫酸均能與NH3反應，生成相應的鹽。所以NH3通常用鹼石灰乾燥。
⑥吸收：在試管口塞有一團溼的棉花其作用有兩個：一是減小氨氣與空氣的對流，方便收集氨氣；二是吸收多餘的氨氣，防止汙染空氣。
（4）氨氣的用途：液氨易揮發，汽化過程中會吸收熱量，使得周圍環境溫度降低，因此，液氨可以作製冷劑。
49、銨鹽
銨鹽均易溶於水，且都為白色晶體（很多化肥都是銨鹽）。
（1）受熱易分解，放出氨氣：
（2）乾燥的銨鹽能與鹼固體混合加熱反應生成氨氣，利用這個性質可以製備氨氣：
（3）NH4＋的檢驗：樣品加鹼混合加熱，放出的氣體能使溼的紅色石蕊試紙變藍，則證明該物質會有NH4＋。
02.高中化學必修二
50、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裡；
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。
51、同週期元素性質遞變規律：
第ⅠA族鹼金屬元素：Li Na KRb Cs Fr（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：F Cl Br IAt（F是非金屬性最強的元素，位於週期表右上方）
52、判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：
（1）金屬性強（弱）——①單質與水或酸反應生成氫氣容易（難）；②氫氧化物鹼性強（弱）；③相互置換反應（強制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。
（2）非金屬性強（弱）——①單質與氫氣易（難）反應；②生成的氫化物穩定（不穩定）；③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；④相互置換反應（強制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。
同週期比較：
比較粒子(包括原子、離子)半徑的方法：
（1）先比較電子層數，電子層數多的半徑大。
（2）電子層數相同時，再比較核電荷數，核電荷數多的半徑反而小。
53、離子鍵與共價鍵的比較
離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。（一定有離子鍵，可能有共價鍵）
共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵）
54、電子式：
用電子式表示離子鍵形成的物質的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：
（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。
（2）[ ]（方括號）：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。
55、常見的放熱反應
①所有的燃燒與緩慢氧化。
②酸鹼中和反應。
③金屬與酸反應制取氫氣。
④大多數化合反應（特殊：是吸熱反應）。
56、常見的吸熱反應：
① 以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：
②銨鹽和鹼的反應如Ba(OH)2·8H2O＋NH4Cl＝BaCl2＋2NH3↑＋10H2O
②大多數分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
57、能源的分類：
【思考】一般說來，大多數化合反應是放熱反應，大多數分解反應是吸熱反應，放熱反應都不需要加熱，吸熱反應都需要加熱，這種說法對嗎？試舉例說明。
點拔：這種說法不對。如C＋O2＝CO2的反應是放熱反應，但需要加熱，只是反應開始後不再需要加熱，反應放出的熱量可以使反應繼續下去。Ba(OH)2·8H2O與NH4Cl的反應是吸熱反應，但反應並不需要加熱。
58、化學能轉化為電能的方式：
59、原電池的電極名稱
負極：
較活潑的金屬作負極，負極發生氧化反應
電極反應式：較活潑金屬－ne－＝金屬陽離子
負極現象：負極溶解，負極質量減少
正極：
較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發生還原反應
電極反應式：溶液中陽離子＋ne－＝單質
正極的現象：一般有氣體放出或正極質量增加
60、原電池正負極的判斷方法：
①依據原電池兩極的材料：
較活潑的金屬作負極（K、Ca、Na太活潑，不能作電極）；
較不活潑金屬或可導電非金屬（石墨）、氧化物（MnO2）等作正極。
②根據電流方向或電子流向：（外電路）的電流由正極流向負極；電子則由負極經外電路流向原電池的正極。
③根據內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。
④根據原電池中的反應類型：
負極：失電子，發生氧化反應，現象通常是電極本身消耗，質量減小。
正極：得電子，發生還原反應，現象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。
61、原電池電極反應的書寫方法：
原電池反應所依託的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。
因此書寫電極反應的方法歸納如下：
寫出總反應方程式；
把總反應根據電子得失情況，分成氧化反應、還原反應；
氧化反應在負極發生，還原反應在正極發生，反應物和生成物對號入座，注意酸鹼介質和水等參與反應。
原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。
62、原電池的應用：
①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。
②比較金屬活動性強弱。
④設計原電池。
⑤金屬的腐蝕。
63、化學電源基本類型：
①乾電池：活潑金屬作負極，被腐蝕或消耗。如：Cu－Zn原電池、鋅錳電池。
②充電電池：兩極都參加反應的原電池，可充電循環使用。如鉛蓄電池、鋰電池和銀鋅電池等。
③燃料電池：兩電極材料均為惰性電極，電極本身不發生反應，而是由引入到兩極上的物質發生反應，如H2、CH4燃料電池，其電解質溶液常為鹼性試劑（KOH等）。
64、影響化學反應速率的因素：
內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的（主要因素）。
外因：①溫度：升高溫度，增大速率
②催化劑：一般加快反應速率（正催化劑）
③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）
④壓強：增大壓強，增大速率（適用於有氣體參加的反應）
⑤其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大小）、反應物的狀態（溶劑）、原電池等也會改變化學反應速率。
65、化學反應的限度——化學平衡
（1）在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態。
化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，對化學平衡無影響。
在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。
在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行。可逆反應不能進行到底，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質（反應物和生成物）的物質的量都不可能為0。
66、化學平衡狀態的特徵：逆、動、等、定、變。
①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。
②動：動態平衡，達到平衡狀態時，正逆反應仍在不斷進行。
③等：達到平衡狀態時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等於0。即v正＝v逆≠0。
④定：達到平衡狀態時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。
⑥變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。
67、判斷化學平衡狀態的標誌：
①VA（正方向）＝VA（逆方向）或nA（消耗）＝nA（生成）（不同方向同一物質比較）
②各組分濃度保持不變或百分含量不變
③藉助顏色不變判斷（有一種物質是有顏色的）
④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變（前提：反應前後氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對於反應：
68、甲烷、乙烯和苯的性質比較：
69、同系物、同分異構體、同素異形體、同位素比較。
70、烷烴的命名：
（1）普通命名法：把烷烴泛稱為“某烷”，某是指烷烴中碳原子的數目。1-10用甲，乙，丙，丁，戊，已，庚，辛，壬，癸；11起漢文數字表示。
區別同分異構體，用“正”，“異”，“新”：正丁烷，異丁烷；正戊烷，異戊烷，新戊烷。
（2）系統命名法：
①命名步驟：
找主鏈－最長的碳鏈(確定母體名稱)；
編號－靠近支鏈（小、多）的一端；
寫名稱－先簡後繁，相同基請合併
②名稱組成：取代基位置－取代基名稱母體名稱
③阿拉伯數字表示取代基位置，漢字數字表示相同取代基的個數
71、比較同類烴的沸點：
（1）一看：碳原子數多沸點高。
（2）碳原子數相同，二看：支鏈多沸點低。常溫下，碳原子數1－4的烴都為氣體。
72、乙醇、乙醛和乙酸的性質比較：
73、基本營養物質
食物中的營養物質包括：糖類、油脂、蛋白質、維生素、無機鹽和水。人們習慣稱糖類、油脂、蛋白質為動物性和植物性食物中的基本營養物質。
74、金屬的存在：
除了金、鉑等少數金屬外，絕大多數金屬以化合態的形式存在於自然界。
75、金屬冶煉的一般步驟：
（1）礦石的富集：除去雜質，提高礦石中有用成分的含量。
（2）冶煉：利用氧化還原反應原理，在一定條件下，用還原劑把金屬從其礦石中還原出來，得到金屬單質（粗）。
（3）精煉：採用一定的方法，提煉純金屬。
76、金屬冶煉的方法
77、海水資源的開發利用
海水淡化的方法：蒸餾法、電滲析法、離子交換法等。其中蒸餾法的歷史最久，蒸餾法的原理是把水加熱到水的沸點，液態水變為水蒸氣與海水中的鹽分離，水蒸氣冷凝得淡水。
78、海水提溴
有關反應方程式：
①2NaBr＋Cl2＝Br2＋2NaCl
②Br2＋SO2＋2H2O＝2HBr＋H2SO4
③2HBr＋Cl2＝2HCl＋Br2
79、海帶提碘
海帶中的碘元素主要以I－的形式存在，提取時用適當的氧化劑將其氧化成I2，再萃取出來。證明海帶中含有碘，實驗方法：
（1）用剪刀剪碎海帶，用酒精溼潤，放入坩鍋中。
（2）灼燒海帶至完全生成灰，停止加熱，冷卻。
（3）將海帶灰移到小燒杯中，加蒸餾水，攪拌、煮沸、過濾。
（4）在濾液中滴加稀H2SO4及H2O2然後加入幾滴澱粉溶液。
證明含碘的現象：滴入澱粉溶液，溶液變藍色。2I－＋H2O2＋2H＋＝I2＋2H2O
80、煤的組成：
煤是由有機物和少量無機物組成的複雜混合物，主要含碳元素，還含有少量的氫、氧、氮、硫等元素。
81、煤的綜合利用：
煤的乾餾、煤的氣化、煤的液化。
煤的乾餾是指將煤在隔絕空氣的條件下加強使其分解的過程，也叫煤的焦化。
煤乾餾得到焦炭、煤焦油、焦爐氣等。
煤的氣化是將其中的有機物轉化為可燃性氣體的過程。
煤的液化是將煤轉化成液體燃料的過程。
82、石油的組成：
石油主要是多種烷烴、環烷烴和芳香烴多種碳氫化合物的混合物，沒有固定的沸點。
83、石油的加工：
石油的分餾、催化裂化、裂解。
84、環境汙染
（1）大氣汙染
大氣汙染物：顆粒物（粉塵）、硫的氧化物（SO2和SO3）、氮的氧化物（NO和NO2）、CO、碳氫化合物，以及氟氯代烷等。
大氣汙染的防治：
合理規劃工業發展和城市建設佈局；調整能源結構；運用各種防治汙染的技術；加強大氣質量監測；充分利用環境自淨能力等。
（2）水汙染
水汙染物：重金屬（Ba2＋、Pb2＋等）、酸、鹼、鹽等無機物，耗氧物質，石油和難降解的有機物，洗滌劑等。
水汙染的防治方法：控制、減少汙水的任意排放。
（3）土壤汙染
土壤汙染物：城市汙水、工業廢水、生活垃圾、工礦企業固體廢棄物、化肥、農藥、大氣沉降物、牲畜排洩物、生物殘體。
土壤汙染的防治措施：控制、減少汙染源的排放。
85、環境汙染的熱點問題：
（1）形成酸雨的主要氣體為SO2和NOx。
（2）破壞臭氧層的主要物質是氟利昂（CCl2F2）和NOx。
（3）導致全球變暖、產生“溫室效應”的氣體是CO2。
（4）光化學煙霧的主要原因是汽車排出的尾氣中氮氧化物、一氧化氮、碳氫化合物。
（5）“白色汙染”是指聚乙烯等塑料垃圾。
（6）引起赤潮的原因：工農業及城市生活汙水含大量的氮、磷等營養元素。（含磷洗衣粉的使用和不合理使用磷肥是造成水體富營養化的重要原因之一。）
03.
考試中經常用到的規律
86、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）
87、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）.
88、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。
89、熔點最低的金屬是Hg (-38.9C。)；熔點最高的是W（鎢3410c）；密度最小（常見）的是K；密度最大（常見）是Pt。
90、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
91、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。
92、氣體溶解度：
在一定的壓強和溫度下，1體積水裡達到飽和狀態時氣體的體積。
93、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。
94、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
95、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。
96、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）
97、常用酸、鹼指示劑的變色範圍：
98、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。
99、有機鑑別時，注意用到水和溴水這二種物質。
100、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（加成褪色）、苯酚（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。
