中學化學知識點章節(jié)梳理引言中學化學是連接小學科學與高中化學的橋梁，以“物質的組成、結構、性質及變化規(guī)律”為核心，注重實驗探究與邏輯思維培養(yǎng)。其知識體系可分為基本概念、元素化合物、化學理論、實驗操作、化學計算五大模塊，各模塊相互滲透（如“氧化還原反應”貫穿元素化合物與理論計算），最終指向“用化學視角解決實際問題”的目標。第一章化學基本概念：構建化學語言體系基本概念是化學的“語法”，是理解后續(xù)內容的基礎。重點包括物質分類、化學用語、化學計量三大類。1.1物質的分類：從“組成”到“性質”的邏輯劃分物質的分類需遵循明確的依據，常見分類體系如下：按組成分：純凈物（單質/化合物）、混合物（如溶液、膠體、濁液）。單質：由同種元素組成的純凈物（如Fe、O?），分為金屬（如Na）、非金屬（如Cl?）、稀有氣體（如He）?；衔铮河刹煌N元素組成的純凈物（如H?O、NaCl），進一步分為：氧化物：由兩種元素組成，其中一種為氧元素（如CO?、Fe?O?）；按性質可分為酸性氧化物（如SO?，與堿反應生成鹽和水）、堿性氧化物（如CaO，與酸反應生成鹽和水）、兩性氧化物（如Al?O?，與強酸/強堿均反應）。酸：在水溶液中電離出的陽離子全部是H?的化合物（如HCl、H?SO?）；按強弱分為強酸（如HNO?，完全電離）、弱酸（如CH?COOH，部分電離）；按元數分為一元酸（如HCl）、二元酸（如H?SO?）。堿：在水溶液中電離出的陰離子全部是OH?的化合物（如NaOH、NH?·H?O）；按強弱分為強堿（如KOH，完全電離）、弱堿（如Fe(OH)?，部分電離）。鹽：由金屬陽離子（或NH??）與酸根離子組成的化合物（如NaCl、NH?NO?）；按組成分為正鹽（如Na?CO?）、酸式鹽（如NaHCO?）、堿式鹽（如Cu?(OH)?CO?）。按分散系分：根據分散質粒子大小（核心依據）分為：溶液（<1nm）：均一、穩(wěn)定，如NaCl溶液；膠體（1~100nm）：介穩(wěn)體系，具有丁達爾效應（區(qū)分溶液與膠體的特征現象），如Fe(OH)?膠體；濁液（>100nm）：不均一、不穩(wěn)定，如泥水（懸濁液）、油水（乳濁液）。實用價值：分類是預測物質性質的關鍵（如“酸性氧化物”必能與堿反應），也是分離提純的依據（如膠體用滲析法提純）。1.2化學用語：傳遞化學信息的“符號系統”化學用語是化學的“語言”，需準確理解其意義與書寫規(guī)則：元素符號：表示元素（如H）或1個原子（如H）；若表示多個原子，在符號前加數字（如2H表示2個氫原子）。化學式：表示物質組成（如H?O表示水由H、O元素組成，比例為2:1）；包括分子式（如CO?，適用于分子晶體）、離子式（如NaCl，適用于離子晶體）?；瘜W方程式：用化學式表示化學反應（如2H?+O?$\stackrel{點燃}{=}$2H?O）；書寫需遵循質量守恒定律（配平方法：最小公倍數法、奇偶法、氧化還原配平法）。離子方程式：表示反應的本質（如H?+OH?=H?O表示強酸與強堿的中和反應）；書寫規(guī)則：拆寫：強酸（如HCl）、強堿（如NaOH）、可溶性鹽（如NaCl）拆成離子；保留：弱酸（如CH?COOH）、弱堿（如NH?·H?O）、難溶物（如BaSO?）、氣體（如CO?）、單質（如Fe）保留化學式。電子式：表示原子或離子的最外層電子（如Na?的電子式為Na?，Cl?的電子式為Cl:Cl）；注意離子鍵（如NaCl：Na?[Cl]?）與共價鍵（如H?O：H:O:H）的區(qū)別。實用價值：離子方程式能簡化復雜反應（如“所有中和反應均可用H?+OH?=H?O表示”），是分析溶液反應的核心工具。1.3化學計量：從“宏觀”到“微觀”的橋梁化學計量以物質的量（n）為核心，連接宏觀質量（m）、體積（V）與微觀粒子數（N）?；靖拍睿何镔|的量（n）：表示含有一定數目粒子的集合體（單位：mol）；1mol粒子約含6.02×1023個粒子（阿伏伽德羅常數N?）。摩爾質量（M）：1mol物質的質量（單位：g/mol）；數值等于相對原子質量（如Fe的M=56g/mol）。氣體摩爾體積（V?）：標準狀況（0℃、101kPa）下，1mol任何氣體的體積約為22.4L/mol（單位：L/mol）；注意：僅適用于氣體（如H?、CO?），非標準狀況下需用V?=RT/P計算（理想氣體狀態(tài)方程）。物質的量濃度（c）：單位體積溶液中溶質的物質的量（單位：mol/L）；公式：c=n/V（V為溶液體積，單位L）。核心關系：$$N=n\cdotN_A\quad;\quadm=n\cdotM\quad;\quadV_{\text{氣體}}=n\cdotV_m\quad;\quadc=\frac{n}{V_{\text{溶液}}}$$實用價值：物質的量是化學計算的“中間橋梁”（如“計算溶液濃度”需將質量轉換為物質的量）；氣體摩爾體積用于計算氣體體積（如“實驗室制CO?時，1molCaCO?生成1molCO?，標準狀況下體積為22.4L”）。第二章元素及其化合物：化學的“物質庫”元素化合物是化學的“實體”，是化學理論（如氧化還原、平衡）的載體。重點研究常見金屬（鈉、鋁、鐵、銅）與常見非金屬（氯、硫、氮、碳、硅）的性質及應用。2.1金屬元素：從單質到化合物的性質遞變金屬的核心性質是還原性（失去電子），其化合物的性質與金屬的價態(tài)密切相關。以下是重點金屬的梳理：2.1.1鈉（Na）：活潑金屬的代表單質：銀白色金屬，密度比水小，熔點低（約97℃）；與水反應：2Na+2H?O=2NaOH+H?↑（現象：浮、熔、游、響、紅）；與氧氣反應：常溫下生成Na?O（4Na+O?=2Na?O），加熱時生成Na?O?（2Na+O?$\stackrel{\Delta}{=}$Na?O?）?；衔铮貉趸c（Na?O）：堿性氧化物，與水反應生成NaOH（Na?O+H?O=2NaOH）；過氧化鈉（Na?O?）：過氧化物（非堿性氧化物），與水反應生成NaOH和O?（2Na?O?+2H?O=4NaOH+O?↑），與CO?反應生成Na?CO?和O?（2Na?O?+2CO?=2Na?CO?+O?）；用途：供氧劑（如潛水艇）、漂白劑。碳酸鈉（Na?CO?）與碳酸氫鈉（NaHCO?）：性質Na?CO?（純堿、蘇打）NaHCO?（小蘇打）溶解性易溶可溶（比Na?CO?小）熱穩(wěn)定性穩(wěn)定（不分解）不穩(wěn)定（2NaHCO?$\stackrel{\Delta}{=}$Na?CO?+CO?↑+H?O）與酸反應慢（分步反應）：CO?2?+H?=HCO??；HCO??+H?=CO?↑+H?O快（一步反應）：HCO??+H?=CO?↑+H?O用途玻璃、造紙、紡織發(fā)酵粉、治療胃酸過多2.1.2鋁（Al）：兩性金屬的代表單質：銀白色金屬，密度?。?.7g/cm3），延展性好；與酸反應：2Al+6HCl=2AlCl?+3H?↑（還原性）；與堿反應：2Al+2NaOH+2H?O=2NaAlO?+3H?↑（兩性，生成偏鋁酸鹽）?；衔铮貉趸X（Al?O?）：兩性氧化物，與強酸反應（Al?O?+6HCl=2AlCl?+3H?O），與強堿反應（Al?O?+2NaOH=2NaAlO?+H?O）；用途：耐火材料（熔點2054℃）。氫氧化鋁（Al(OH)?）：兩性氫氧化物，與強酸反應（Al(OH)?+3HCl=AlCl?+3H?O），與強堿反應（Al(OH)?+NaOH=NaAlO?+2H?O）；用途：治療胃酸過多（中和胃酸且不刺激胃）。鋁鹽（如AlCl?）：水解顯酸性（Al3?+3H?O?Al(OH)?+3H?）；用途：凈水（Al(OH)?膠體吸附雜質）。2.1.3鐵（Fe）：變價金屬的代表單質：銀白色金屬，密度大（7.86g/cm3），熔點高（1535℃）；與氧氣反應：3Fe+2O?$\stackrel{點燃}{=}$Fe?O?（黑色四氧化三鐵，含Fe2?、Fe3?）；與水蒸氣反應：3Fe+4H?O(g)$\stackrel{高溫}{=}$Fe?O?+4H?（還原性）?；衔铮貉趸铮篎eO（氧化亞鐵，黑色）、Fe?O?（氧化鐵，紅色，俗稱“鐵銹”）、Fe?O?（四氧化三鐵，黑色，磁性材料）；氫氧化物：Fe(OH)?（氫氧化亞鐵，白色，易被氧化）、Fe(OH)?（氫氧化鐵，紅褐色）；轉化：4Fe(OH)?+O?+2H?O=4Fe(OH)?（現象：白色→灰綠色→紅褐色）；鹽：Fe2?（亞鐵鹽，如FeSO?）、Fe3?（鐵鹽，如FeCl?）；氧化性：Fe3?>Fe2?（如Fe3?能氧化Cu：2FeCl?+Cu=2FeCl?+CuCl?）；還原性：Fe2?能被氧化（如Cl?、HNO?）：2Fe2?+Cl?=2Fe3?+2Cl?；檢驗：Fe3?用KSCN溶液（變紅），Fe2?用酸性KMnO?溶液（褪色）或KSCN+Cl?（先無現象，后變紅）。2.1.4銅（Cu）：不活潑金屬的代表單質：紫紅色金屬，導電性好；與氧氣反應：2Cu+O?$\stackrel{\Delta}{=}$2CuO（黑色）；與濃硫酸反應：Cu+2H?SO?(濃)$\stackrel{\Delta}{=}$CuSO?+SO?↑+2H?O（氧化性）；與硝酸反應：3Cu+8HNO?(稀)=3Cu(NO?)?+2NO↑+4H?O（氧化性）?；衔铮篊uO（黑色，堿性氧化物）、Cu(OH)?（藍色，難溶）、CuSO?（藍色，無水CuSO?為白色，用于檢驗水）。2.2非金屬元素：從單質到化合物的性質遞變非金屬的核心性質是氧化性（得到電子），部分非金屬（如S、N）具有變價（既有氧化性又有還原性）。以下是重點非金屬的梳理：2.2.1氯（Cl）：鹵素的代表單質：Cl?（黃綠色氣體，有毒，易液化）；與金屬反應：2Fe+3Cl?$\stackrel{點燃}{=}$2FeCl?（生成高價金屬氯化物）；與水反應：Cl?+H?O?HCl+HClO（可逆反應，生成鹽酸和次氯酸）；與堿反應：Cl?+2NaOH=NaCl+NaClO+H?O（用于制漂白液）；2Cl?+2Ca(OH)?=CaCl?+Ca(ClO)?+2H?O（用于制漂白粉，有效成分是Ca(ClO)?）?；衔铮篐Cl（氯化氫）：無色氣體，溶于水得鹽酸（強酸）；HClO（次氯酸）：弱酸，具有漂白性（氧化有色物質）、不穩(wěn)定性（2HClO$\stackrel{光照}{=}$2HCl+O?↑）；氯酸鹽：如NaClO（漂白液）、Ca(ClO)?（漂白粉），需與酸反應生成HClO才具有漂白性（如Ca(ClO)?+2HCl=CaCl?+2HClO）。2.2.2硫（S）：多價態(tài)非金屬的代表單質：S（淡黃色固體，不溶于水，溶于CS?）；與金屬反應：Fe+S$\stackrel{\Delta}{=}$FeS（生成低價金屬硫化物）；2Cu+S$\stackrel{\Delta}{=}$Cu?S；與氧氣反應：S+O?$\stackrel{點燃}{=}$SO?（還原性）?；衔铮篠O?（二氧化硫）：無色有刺激性氣味氣體，溶于水得亞硫酸（H?SO?，弱酸）；酸性氧化物：SO?+2NaOH=Na?SO?+H?O；還原性：2SO?+O?$\stackrel{催化劑}{\rightleftharpoons}$2SO?（工業(yè)制硫酸的關鍵步驟）；漂白性：能使品紅溶液褪色（可逆，加熱恢復紅色）；H?SO?（硫酸）：強酸，濃硫酸具有三大特性：吸水性（用于干燥氣體，如H?、O?）；脫水性（使有機物碳化，如蔗糖變黑）；強氧化性（與金屬反應不生成H?，如Cu+2H?SO?(濃)$\stackrel{\Delta}{=}$CuSO?+SO?↑+2H?O）。2.2.3氮（N）：重要的非金屬元素單質：N?（無色無味氣體，穩(wěn)定，不易反應）；與氫氣反應：N?+3H?$\stackrel{催化劑}{\rightleftharpoons}$2NH?（工業(yè)制氨，可逆反應）；與氧氣反應：N?+O?$\stackrel{放電}{=}$2NO（閃電時生成）?；衔铮篘H?（氨氣）：無色有刺激性氣味氣體，密度比空氣小，易溶于水（1:700）；與水反應：NH?+H?O?NH?·H?O（一水合氨，弱堿）；與酸反應：NH?+HCl=NH?Cl（白煙，用于檢驗NH?）；還原性：4NH?+5O?$\stackrel{催化劑}{\Delta}$4NO+6H?O（工業(yè)制硝酸的第一步）；銨鹽（如NH?Cl）：易溶于水，受熱分解（NH?Cl$\stackrel{\Delta}{=}$NH?↑+HCl↑），與堿反應生成NH?（NH??+OH?$\stackrel{\Delta}{=}$NH?↑+H?O，用于檢驗NH??）；HNO?（硝酸）：強酸，具有強氧化性（與金屬反應生成NO/NO?，如Cu+4HNO?(濃)=Cu(NO?)?+2NO?↑+2H?O；3Cu+8HNO?(稀)=3Cu(NO?)?+2NO↑+4H?O）、不穩(wěn)定性（4HNO?$\stackrel{光照}{=}$4NO?↑+O?↑+2H?O，需保存在棕色瓶中）。2.2.4碳（C）與硅（Si）：無機非金屬的核心碳：單質：金剛石（原子晶體，硬度大）、石墨（層狀結構，導電性好）、C??（分子晶體，足球烯）；化合物：CO（一氧化碳，還原性，用于冶煉金屬：Fe?O?+3CO$\stackrel{高溫}{=}$2Fe+3CO?）、CO?（二氧化碳，酸性氧化物，與堿反應生成碳酸鹽：CO?+Ca(OH)?=CaCO?↓+H?O，用于檢驗CO?）；硅：單質：Si（半導體材料，用于芯片、太陽能電池）；化合物：SiO?（二氧化硅，原子晶體，硬度大，熔點高；與堿反應：SiO?+2NaOH=Na?SiO?+H?O；與氫氟酸反應：SiO?+4HF=SiF?↑+2H?O，用于刻蝕玻璃）、硅酸鹽（如Na?SiO?，水溶液俗稱“水玻璃”，用于防火）；用途：水泥（硅酸鹽）、玻璃（SiO?+Na?CO?+CaCO?$\stackrel{高溫}{=}$Na?SiO?+CaSiO?+CO?↑）、陶瓷（硅酸鹽）。第三章化學基本理論：揭示物質變化的本質化學理論是化學的“規(guī)律”，用于解釋為什么會發(fā)生反應、反應如何進行。重點包括物質結構、元素周期律、化學反應速率與平衡、電解質溶液、氧化還原反應五大類。3.1物質結構：從“原子”到“晶體”的層次物質的性質由結構決定，結構層次包括原子結構、化學鍵、晶體結構。3.1.1原子結構：核外電子的排布原子組成：原子=原子核（質子+中子）+核外電子（質量可忽略）；質子數（Z）=核電荷數=原子序數；質量數（A）=質子數（Z）+中子數（N）；核外電子排布：遵循能量最低原理（電子先排低能級）、泡利不相容原理（每個軌道最多2個電子）、洪特規(guī)則（同能級軌道電子優(yōu)先自旋平行）；電子層：K（n=1）、L（n=2）、M（n=3）、N（n=4）…（n越大，能量越高）；原子結構示意圖：如Na（11號元素）的示意圖為$\text{Na}$：$\boxed{+11}\begin{array}{c}\text{2}\\\text{8}\\\text{1}\end{array}$（表示核內11個質子，核外11個電子，分3層排布）。3.1.2化學鍵：原子間的相互作用化學鍵是分子或晶體中原子間的強烈相互作用，分為：離子鍵：陰陽離子間的靜電作用（如NaCl，Na?與Cl?之間）；存在：離子晶體（如NaOH、K?SO?）；共價鍵：原子間通過共用電子對形成的相互作用（如H?O，H與O之間）；存在：分子晶體（如CO?）、原子晶體（如金剛石）、共價化合物（如HCl）；極性共價鍵（如H-O鍵，電子對偏向O）、非極性共價鍵（如H-H鍵，電子對不偏向）；金屬鍵：金屬陽離子與自由電子間的相互作用（如Fe、Cu）；存在：金屬晶體。判斷方法：離子化合物：含離子鍵（如NaCl、NaOH）；共價化合物：僅含共價鍵（如HCl、H?O）；金屬單質：含金屬鍵（如Fe）。3.1.3晶體結構：物質的聚集狀態(tài)晶體具有固定的熔點和規(guī)則的幾何外形，分為四類：晶體類型構成粒子化學鍵/作用力性質（熔點、硬度）例子離子晶體陰陽離子離子鍵高熔點、硬而脆NaCl、NaOH分子晶體分子分子間作用力（范德華力/氫鍵）低熔點、軟CO?（干冰）、H?O原子晶體原子共價鍵高熔點、硬度大金剛石、SiO?金屬晶體金屬陽離子+自由電子金屬鍵有延展性、導電性好Fe、Cu3.2元素周期律：元素性質的遞變規(guī)律元素周期律是元素性質隨原子序數遞增而呈周期性變化的規(guī)律，其本質是核外電子排布的周期性變化。3.2.1元素周期表的結構周期：橫行，共7個周期（1~3為短周期，4~7為長周期）；周期數=電子層數；族：縱行，共18個族（7主族、7副族、1第Ⅷ族、10族）；主族序數=最外層電子數；分區(qū)：s區(qū)（ⅠA、ⅡA，最外層電子ns1?2）、p區(qū)（ⅢA~ⅦA、0族，最外層電子ns2np1??）、d區(qū)（副族、第Ⅷ族，過渡元素）、f區(qū)（鑭系、錒系）。3.2.2元素周期律的內容原子半徑：同周期（左→右）：核電荷數增大，原子半徑減?。ㄈ鏝a>Mg>Al）；同主族（上→下）：電子層數增多，原子半徑增大（如Li<Na<K）；化合價：主族元素最高正價=主族序數（如ⅠA為+1，ⅦA為+7）；最低負價=主族序數-8（如ⅦA為-1）；金屬性：同周期（左→右）：金屬性減弱（如Na>Mg>Al）；同主族（上→下）：金屬性增強（如Li<Na<K）；判斷依據：單質與水/酸反應置換H?的難易（如K比Na易與水反應）、最高價氧化物對應水化物的堿性（如NaOH>Mg(OH)?>Al(OH)?）；非金屬性：同周期（左→右）：非金屬性增強（如Si<P<S<Cl）；同主族（上→下）：非金屬性減弱（如F>Cl>Br>I）；判斷依據：單質與H?反應生成氣態(tài)氫化物的難易（如F?比Cl?易與H?反應）、氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性（如HF>HCl>HBr>HI）、最高價氧化物對應水化物的酸性（如HClO?>H?SO?>H?PO?）。3.2.3元素周期律的應用預測元素性質：如根據K在ⅠA族（比Na多一個電子層），預測K的金屬性比Na強（更易與水反應）；尋找新材料：如ⅠA族的Li用于電池，ⅦA族的F用于制農藥，過渡元素用于催化劑（如Fe催化合成氨）。3.3化學反應速率與平衡：反應進行的快慢與程度化學反應速率描述反應快慢，化學平衡描述反應進行的程度，二者均受外界條件影響。3.3.1化學反應速率定義：單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量（單位：mol/(L·s)或mol/(L·min)）；公式：$v=\frac{\Deltac}{\Deltat}$（$\Deltac$為濃度變化量，$\Deltat$為時間）；影響因素：內因：反應物本身的性質（如Na與水反應比Mg快）；外因：濃度：增大反應物濃度，速率加快（如增大HCl濃度，Zn與HCl反應加快）；溫度：升高溫度，速率加快（如加熱使食物變質加快）；壓強：增大氣體壓強（縮小體積），速率加快（如合成氨反應中增大壓強）；催化劑：改變反應路徑，降低活化能，加快速率（如MnO?催化H?O?分解）。3.3.2化學平衡定義：可逆反應中，正逆反應速率相等（$v_正=v_逆$），各物質濃度保持不變的狀態(tài)；特征：逆（可逆反應）、等（$v_正=v_逆$）、動（動態(tài)平衡）、定（濃度不變）、變（條件改變，平衡移動）；影響因素（勒夏特列原理）：濃度：增大反應物濃度，平衡向正反應方向移動（如增大CO濃度，Fe?O?+3CO$\stackrel{高溫}{=}$2Fe+3CO?平衡右移）；溫度：升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動（如N?+3H?$\stackrel{催化劑}{\rightleftharpoons}$2NH?（放熱），升溫平衡左移）；壓強：增大壓強，平衡向氣體分子數減少的方向移動（如2SO?+O?$\stackrel{催化劑}{\rightleftharpoons}$2SO?（氣體分子數減少），增大壓強平衡右移）；平衡常數（K）：表示平衡時各物質濃度的關系（如對于aA+bB?cC+dD，$K=\frac{[C]^c[D]^d}{[A]^a[B]^b}$）；K僅與溫度有關（如吸熱反應，升溫K增大）；K越大，反應進行的程度越大（如K>10?時，反應幾乎完全進行）。3.4電解質溶液：溶液中的離子反應電解質溶液研究離子的存在與變化，重點包括電解質電離、水的電離、鹽類水解、沉淀溶解平衡。3.4.1電解質與非電解質電解質：在水溶液或熔融狀態(tài)下能導電的化合物（如HCl、NaOH、NaCl）；強電解質：完全電離（如強酸：HCl、H?SO?；強堿：NaOH、KOH；可溶性鹽：NaCl、K?SO?）；弱電解質：部分電離（如弱酸：CH?COOH、H?CO?；弱堿：NH?·H?O、Fe(OH)?；水）；非電解質：在水溶液和熔融狀態(tài)下均不導電的化合物（如蔗糖、酒精、CO?）。3.4.2水的電離與溶液的pH水的電離：H?O?H?+OH?（可逆反應）；水的離子積（$K_w$）：$K_w=[H^+][OH^-]$（常溫下$K_w=1×10^{-14}$）；$K_w$僅與溫度有關（升溫，$K_w$增大，如100℃時$K_w=1×10^{-12}$）；溶液的pH：表示溶液的酸堿性（$pH=-\lg[H^+]$）；常溫下：中性溶液（$[H^+]=[OH^-]=1×10^{-7}$，pH=7）；酸性溶液（$[H^+]>1×10^{-7}$，pH<7）；堿性溶液（$[H^+]<1×10^{-7}$，pH>7）；計算：如0.1mol/LHCl溶液（強酸，完全電離），$[H^+]=0.1mol/L$，pH=1；0.1mol/LCH?COOH溶液（弱酸，部分電離），$[H^+]<0.1mol/L$，pH>1。3.4.3鹽類的水解定義：鹽中的弱離子（如NH??、CO?2?）與水反應生成弱電解質（如NH?·H?O、H?CO?），使溶液呈酸性或堿性；規(guī)律：“誰弱誰水解，誰強顯誰性”（如NH?Cl：NH??水解，顯酸性；Na?CO?：CO?2?水解，顯堿性）；影響因素：溫度（升溫，水解程度增大）、濃度（稀釋，水解程度增大）、酸堿性（如NH?Cl溶液中加NaOH，促進NH??水解）。3.4.4沉淀溶解平衡定義：難溶電解質（如AgCl）在水中溶解與沉淀達到平衡（AgCl(s)?Ag?+Cl?）；溶度積（$K_{sp}$）：表示沉淀溶解平衡的常數（如$K_{sp}(AgCl)=[Ag^+][Cl^-]$）；$K_{sp}$僅與溫度有關（如升溫，AgCl的$K_{sp}$增大）；$K_{sp}$越大，溶解度越大（同類型沉淀，如AgCl與AgBr，$K_{sp}(AgCl)>K_{sp}(AgBr)$，溶解度AgCl>AgBr）；應用：沉淀生成：如用AgNO?溶液檢驗Cl?（$[Ag^+][Cl^-]>K_{sp}(AgCl)$，生成AgCl沉淀）；沉淀溶解：如用鹽酸溶解CaCO?（$CO?2?$與H?結合生成CO?，使$[CO?2?]$減小，$[Ca^{2+}][CO?2?]<K_{sp}(CaCO?)$，沉淀溶解）；沉淀轉化：如用Na?S溶液轉化AgCl為Ag?S（$K_{sp}(Ag?S)<K_{sp}(AgCl)$，$[Ag^+]^2[S^{2-}]>K_{sp}(Ag?S)$，生成更難溶的Ag?S）。3.5氧化還原反應：電子轉移的核心氧化還原反應是有電子轉移（得失或偏移）的反應，其特征是化合價升降，本質是電子轉移。3.5.1基本概念氧化劑：得電子（化合價降低）的物質，被還原（生成還原產物）；還原劑：失電子（化合價升高）的物質，被氧化（生成氧化產物）；電子守恒：氧化劑得電子總數=還原劑失電子總數（氧化還原反應配平的核心）。3.5.2配平方法（化合價升降法）步驟：1.標化合價：標出反應物和生成物中元素的化合價（如Cu+HNO?(濃)→Cu(NO?)?+NO?↑+H?O）；2.找升降：找出化合價升高（Cu：0→+2，升2）和降低（N：+5→+4，降1）的元素；3.定系數：根據電子守恒，確定氧化劑（HNO?）與還原劑（Cu）的系數（Cu系數為1，HNO?系數為2）；4.配其他：配平原子（Cu+4HNO?(濃)=Cu(NO?)?+2NO?↑+2H?O）。3.5.3應用金屬冶煉：如用CO還原Fe?O?（Fe?O?+3CO$\stackrel{高溫}{=}$2Fe+3CO?，CO是還原劑）；電池原理：如鋅銅原電池（Zn為負極，失電子；Cu為正極，得電子）；氧化還原滴定：如用KMnO?滴定FeSO?（MnO??+5Fe2?+8H?=Mn2?+5Fe3?+4H?O，根據KMnO?用量計算FeSO?濃度）。第四章化學實驗：培養(yǎng)科學探究能力化學實驗是驗證理論、培養(yǎng)動手能力的關鍵，重點包括基本操作、物質檢驗、分離提純、實驗設計四大類。4.1基本操作：實驗的“基本功”藥品取用：固體（用藥匙或鑷子，“一橫二放三慢豎”）；液體（用膠頭滴管或量筒，“傾倒時標簽向手心”）；加熱：液體（用試管或燒杯，試管中液體不超過1/3）；固體（用試管或坩堝，試管口略向下傾斜，防止冷凝水倒流）；過濾：分離不溶性固體與液體（如除去泥沙中的NaCl）；操作：“一貼二低三靠”（濾紙貼漏斗內壁，液面低于濾紙邊緣，燒杯靠玻璃棒、玻璃棒靠三層濾紙、漏斗下端靠燒杯內壁）；蒸發(fā)：提純可溶性固體（如從NaCl溶液中得到NaCl晶體）；操作：用玻璃棒攪拌，防止局部過熱飛濺；當有大量晶體析出時停止加熱，利用余熱蒸干；蒸餾：分離沸點不同的液體（如分離乙醇與水）；操作：溫度計水銀球位于蒸餾燒瓶支管口處，冷凝管中冷水從下口進、上口出；萃取與分液：分離溶質在兩種溶劑中溶解度不同的物質（如用CCl?萃取碘水中的I?）；操作：萃取后用分液漏斗分液（下層液體從下口放出，上層液體從上口倒出）。4.2物質的檢驗：識別物質的“密碼”離子檢驗（核心是排除干擾）：Cl?：加AgNO?溶液，產生白色沉淀，再加稀硝酸，沉淀不溶解；SO?2?：加稀鹽酸（排除Ag?、CO?2?干擾），無現象，再加BaCl?溶液，產生白色沉淀；Fe3?：加KSCN溶液，溶液變紅；NH??：加NaOH溶液，加熱，產生能使?jié)駶櫦t色石蕊試紙變藍的氣體（NH?）；氣體檢驗：O?：用帶火星的木條，木條復燃；CO?：用澄清石灰水，石灰水變渾濁；NH?：用濕潤的紅色石蕊試紙，試紙變藍；Cl?：用濕潤的淀粉KI試紙，試紙變藍（Cl?氧化KI生成I?）。4.3物質的分離與提純：“去粗取精”的方法原則：不引入新雜質（如除去NaCl中的Na?CO?，用鹽酸而不用硫酸）；不減少被提純物質；易分離；方法：物理方法：過濾（除不溶性雜質）、蒸發(fā)（提純真溶液）、蒸餾（分離沸點不同的液體）、萃取（分離溶質溶解度不同的物質）；化學方法：沉淀法（如除去NaCl中的MgCl?，加NaOH溶液生成Mg(OH)?沉淀）、氣化法（如除去NaCl中的Na?CO?，加鹽酸生成CO?）、轉化法（如除去CO中的C