高考化学知识第一轮复习纲要.docx

高考化学知识第一轮复习纲要.docx

《高考化学知识第一轮复习纲要.docx》由会员分享，可在线阅读，更多相关《高考化学知识第一轮复习纲要.docx（78页珍藏版）》请在冰豆网上搜索。

高考化学知识第一轮复习纲要

2012年高考化学知识第一轮复习纲要

Ⅰ．基本概念与基础理论：

一、阿伏加德罗定律

1．内容：

在同温同压下，同体积的气体含有相同的分子数。

即“三同”定“一同”。

2．推论

（1）同温同压下，V1/V2=n1/n2

（2）同温同体积时，p1/p2=n1/n2=N1/N2

（3）同温同压等质量时，V1/V2=M2/M1（4）同温同压同体积时，M1/M2=ρ1/ρ2

注意：

①阿伏加德罗定律也适用于相互不反应的混合气体。

②使用气态方程PV=nRT有助于理解上述推论。

3．阿伏加德罗常数这类题的解法：

①状况条件：

考查气体时经常给非标准状况如常温常压下（1.01×105Pa、25℃）。

②物质状态：

考查气体摩尔体积时，常用在标准状况下非气态的物质来迷惑考生，如H2O、SO3、已烷、辛烷、CHCl3等。

③物质结构和晶体结构：

考查一定物质的量的物质中含有多少微粒（分子、原子、电子、质子、中子等）时常涉及希有气体He、Ne等为单原子组成和胶体粒子，Cl2、N2、O2、H2为双原子分子等。

晶体结构：

P4、金刚石、石墨、二氧化硅等结构。

二、离子共存

1．由于发生复分解反应，离子不能大量共存。

（1）有气体产生。

如CO32－、HCO3－、SO32－、HSO3－、S2－、HS－等易挥发的弱酸的酸根离子与H＋不能大量共存。

（2）有沉淀生成。

如Ba2＋、Ca2＋、Mg2＋、Ag＋等不能与SO42－、CO32－等大量共存；Mg2＋、Fe2＋、Ag＋、Al3＋、Zn2＋、Cu2＋、Fe3＋等不能与OH－大量共存；Pb2＋与Cl－，Fe2＋与S2－、Ca2＋与PO43－、Ag＋与I－不能大量共存。

（3）有弱电解质生成。

例如OH—、CH3COO—、PO43—、HPO42—、H2PO4—、ClO—、AlO2—、SiO32—、CN—、F－、C17H35COO－、C6H5O－等与H＋不能大量共存；酸式弱酸根如HCO3－、HPO42－、HS－、H2PO4－、HSO3－不能与OH－大量共存；NH4＋与OH－不能大量共存。

（4）一些容易发生水解的离子，在溶液中的存在是有条件的。

如[Al（OH）4]－、S2－、CO32－、C6H5O－等必须在碱性较强的条件下才能在溶液中大量存在；Fe3＋、Al3＋等必须在酸性条件下才能在溶液中大量存在。

这两类离子不能同时存在在同一溶液中，即离子间能发生“双水解”反应，如3S2－＋2Al3＋＋6H2O＝2Al（OH）3↓＋3H2S↑等。

2．由于发生氧化还原反应，离子不能大量共存。

（1）具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。

如S2－、HS－、SO32－、HSO3－、I—和Fe3＋、ClO－不能大量共存。

（2）在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。

如Cr2O72－、NO3－、MnO4－在酸性时与S2－、HS－、SO32－、HSO3－、I－、Fe2＋等不能大量共存；SO32－和S2－在碱性条件下可以共存，但在酸性条件下则由于发生2S2－＋SO32－＋6H＋＝3S↓＋3H2O反应不能共存。

3．能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存（双水解）。

例：

Al3＋和HCO3－、CO32－、HS－、S2－、AlO2－、ClO－、SiO32－等；Fe3＋与CO32－、HCO3－、AlO2－、ClO－、SiO32－等不能大量共存。

4．溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存。

如Fe3＋与SCN－、C6H5O－不能大量共存。

5．审题时应注意题中给出的附加条件。

①酸性溶液（H＋）、碱性溶液（OH－）、能在加入铝粉后放出可燃气体的溶液、由水电离出的H＋或OH－＝1×10－10mol/L的溶液等。

②有色离子MnO4－、Fe3＋、Fe2＋、Cu2＋、Fe（SCN）2＋。

③MnO4－、NO3－等在酸性条件下具有强氧化性，ClO－无论在酸性还是在碱性条件下都具有强氧化性，能将S2－、I－、Fe2＋、SO32－等氧化。

④S2O32－在酸性条件下发生氧化还原反应：

S2O32－＋2H＋＝S↓＋SO2↑＋H2O

⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”，是“一定大量共存”还是“可能大量共存”。

6．审题时还应特别注意以下几点：

（1）注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。

如：

Fe2＋与NO3－能共存，但在强酸性条件下（即Fe2＋、NO3－、H＋相遇）不能共存；MnO4－与Cl－在强酸性条件下也不能共存。

（2）酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱（OH－）、强酸（H＋）共存。

如HCO3－＋OH－＝CO32－＋H2O；HCO3－＋H＋＝CO2↑＋H2O

三、离子方程式书写的基本规律要求

（1）合事实：

离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。

（2）式正确：

化学式与离子符号使用正确合理。

（3）号实际：

“＝”“

”“→”“↑”“↓”等符号符合实际。

（4）两守恒：

两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数也要相等）。

（5）明类型：

分清类型，注意少量、过量等。

（6）检查细：

结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。

四、氧化性、还原性强弱的判断

（1）根据元素的化合价

物质中元素具有最高价，该元素只有氧化性；物质中元素具有最低价，该元素只有还原性；物质中元素具有中间价，该元素既有氧化性又有还原性。

对于同一种元素，价态越高，其氧化性就越强；价态越低，其还原性就越强。

（2）根据氧化还原反应方程式

在同一氧化还原反应中，氧化性：

氧化剂＞氧化产物；还原性：

还原剂＞还原产物

氧化剂的氧化性越强，则其对应的还原产物的还原性就越弱；还原剂的还原性越强，则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。

（3）根据反应的难易程度

一般一个氧化还原反应越容易进行，说明该反应中氧化剂的氧化性或还原剂的还原性越强。

注意：

①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。

得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。

②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。

常见氧化剂：

①活泼的非金属，如Cl2、Br2、O2等；

②元素（如Mn等）处于高化合价的氧化物，如MnO2、KMnO4等

③元素（如S、N等）处于高化合价时的含氧酸，如浓H2SO4、HNO3等

④元素（如Mn、Cl、Fe等）处于高化合价时的盐，如KMnO4、KClO3、FeCl3、K2Cr2O7

⑤过氧化物，如Na2O2、H2O2等。

常见还原剂

①活泼的金属，如Na、Al、Zn、Fe等；

②元素（如C、S等）处于低化合价的氧化物，如CO、SO2等

③元素（如Cl、S等）处于低化合价时的酸，如浓HCl、H2S等

④元素（如S、Fe等）处于低化合价时的盐，如Na2SO3、FeSO4等

⑤某些非金属单质，如H2、C、Si等。

五、元素氧化性，还原性变化规律表

（1）常见金属活动性顺序表（联系放电顺序）

K，Ca，Na，Mg，Al，Zn，Fe，Sn，Pb，（H），Cu，Hg，Ag，Pt，Au

（还原能力——失电子能力减弱）

K＋，Ca2＋，Na＋，Mg2＋，Al3＋，Zn2＋，Fe2＋，Sn2＋，Pb2＋，（H＋），Cu2＋，Fe3＋，Hg2＋，Ag＋

（氧化能力——得电子能力增强）

（1）非金属活动顺序表

FOClBrIS（氧化能力减弱）

F－Cl－Br－I－S2－（还原能力增强）

比较金属性强弱的依据

金属性：

金属气态原子失去电子能力的性质；

金属活动性：

水溶液中，金属原子失去电子能力的性质。

注意：

金属性与金属活动性并非同一概念，两者有时表现为不一致。

1．同周期中，从左向右，随着核电荷数的增加，金属性减弱；

同主族中，由上到下，随着核电荷数的增加，金属性增强；

2．依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱；碱性愈强，其元素的金属性也愈强；

3．依据金属活动性顺序表（极少数例外）；

4．常温下与酸反应的剧烈程度；5．常温下与水反应的剧烈程度；

6．与盐溶液之间的置换反应；7．高温下与金属氧化物间的置换反应。

8．依据原电池中的电极名称。

做负极材料的金属性强于做正极材料的金属性。

9．依据电解池中阳离子的放电（得电子，氧化性）顺序。

优先放电的阳离子，其元素的金属性弱。

比较非金属性强弱的依据

1．同周期中，从左到右，随核电荷数的增加，非金属性增强；

同主族中，由上到下，随核电荷数的增加，非金属性减弱；

2．依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱：

酸性愈强，其元素的非金属性也愈强；

3．依据其气态氢化物的稳定性：

稳定性愈强，非金属性愈强；

4．与氢气化合的难易程度；5．与盐溶液之间的置换反应；

6．电解时，在阳极先产生的是非金属性弱的单质；

7．将金属氧化成高价的是非金属性强的单质，氧化成低价的是非金属性弱的单质。

例：

2Cu＋S

Cu2SCu＋Cl2

CuCl2所以Cl的非金属性强于S。

六、“10电子”、“18电子”的微粒小结

（一）“10电子”的微粒：

分子

离子

一核10电子的

Ne

N3－、O2－、F－、Na＋、Mg2＋、Al3＋

二核10电子的

HF

OH−、

三核10电子的

H2O

NH2－

四核10电子的

NH3

H3O＋

五核10电子的

CH4

NH4＋

（二）“18电子”的微粒

分子

离子

一核18电子的

Ar

K＋、Ca2＋、Cl－、S2－

二核18电子的

F2、HCl

HS－

三核18电子的

H2S

四核18电子的

PH3、H2O2

五核18电子的

SiH4、CH3F

六核18电子的

N2H4、CH3OH

注意：

其它诸如C2H6、N2H5＋、N2H62＋等亦为18电子的微粒。

七、微粒半径的比较：

1．判断的依据（一层二核三电子）

电子层数：

相同条件下，电子层越多，半径越大。

核电荷数：

电子层数相同时，核电荷数越多，半径越小。

最外层电子数：

电子层数和核电荷数均相同时，最外层电子数越多，半径越大。

2．具体规律：

1．同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小（稀有气体除外）如：

Na＞Mg＞Al＞Si＞P＞S＞Cl

2．同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。

如：

Li＜Na＜K＜Rb＜Cs

3．同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。

如：

F－＜Cl－＜Br－＜I－

4．电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。

如：

F－＞Na＋＞Mg2＋＞Al3＋

5．同一元素不同价态的微粒半径，价态越高离子半径越小。

如Fe＞Fe2＋＞Fe3＋

八、化学键与物质结构

1．化学键是指分子内或晶体内相邻两个或多个原子（或离子）间强烈的相互作用。

注意：

化学键是一种静电作用，既包括静电吸引作用也包括静电排斥作用。

2．根据相互作用的微粒不同，化学键可分为离子键、共价键和金属键。

（1）离子键

①阴、阳离子结合的化合物，在晶体中是通过静电作用而形成的化学键叫离子键。

②阴、阳离子电荷数越多，离子半径越小，离子键就越强。

③活泼的金属与活泼的非金属化合能形成离子键。

（2）共价键

①在非金属的原子之间通过共用电子对所形成的相互作用，叫共价键。

②原子半径越小，键长越短，键能越大，共价键就越强。

③成键原子具有单电子，成键原子双方相互吸引对方电子，使自己成为稳定结构。

④可用结构式表示共价化合物：

H—H，O＝C＝O，N≡N等。

⑤根据共用电子对是否偏移，共价键分为极性共价键和非极性共价键。

A．同种非金属原子形成的共价键是非极性键（两个原子吸引电子能力相同）。

B．不同种非金属原子形成的共价键是极性键（两个原子吸引电子能力不同）。

3．离子化合物与共价化合物

（1）离子化合物：

大部分盐（包括所有铵盐），强碱，大部分金属氧化物，金属氢化物。

注意：

活泼的金属元素与活泼非金属元素形成的化合物中不一定都是以离子键结合的，如AlCl3不是通过离子键而是通过共价键结合的；非金属元素之间也可形成离子化合物，如铵盐都是离子化合物。

（2）共价化合物：

非金属氧化物，酸，弱碱，少部分盐，非金属氢化物。

AlCl3是共价化合物

（3）在离子化合物中一定含有离子键，可能含有共价键；在共价化合物中一定不存在离子键。

4．分子的极性

在化学中，极性指一个共价键或一个共价分子中电荷分布的不均匀性。

如果电荷分布得不均匀，则称该键或分子为极性；如果均匀，则称为非极性。

判断分子是否有极性的方法

①由非极性键结合而成的分子是非极性分子。

②以极性键结合的多原子分子，如果分子的构型完全对称，必为非极性分子。

③由极性键结合而成的非对称型分子才是极性分子。

④由分子中正负电荷中心是否重合可以判断分子是非极性分子还是极性分子。

正负电荷中心重合的分子是非极性分子。

分子极性的应用

通常极性分子易溶于极性溶剂，非极性分子易溶于非极性溶剂。

如Br2易溶于CCl4等有机溶剂微溶于水，而NH3易溶于水难溶于CCl4等有机溶剂。

（相似相溶）

5．分子间作用力（又叫范德华力）：

把分子聚集在一起的作用力，也就是使分子聚集成固体、液体的作用力。

通常分子量越大，分子间作用力越大

注意：

分子间作用力不是化学键，它的作用力比化学键小得多。

6．分子：

是由原子形成的能够保持物质化学性质的最小微粒。

通常能够形成分子的物质有稀有气体（单原子分子）、某些共价单质和某些共价化合物（常温下通常呈气态、液态及熔点较低的固态）。

注意：

分子内不一定有化学键的作用，如稀有气体是单原子分子，不存在化学键。

九、化学变化中的热效应

1．反应热：

在化学反应过程中放出或吸收的热量；

表示方法：

放热反应△H<0，用“－”表示；吸热反应△H＞0，用“＋”表示。

原理：

断键吸热，成键放热。

反应热的微观解释：

ΔH＝反应物分子断裂时所吸收的总能量－生成物分子形成时释放的总能量

反应热与物质的能量的关系：

ΔH＝H（生成物）－H（反应物）

2．燃烧热和中和热（仅作了解）

燃烧热：

在101KPa下，1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。

中和热：

在稀溶液中，酸跟碱发生反应生成1molH2O时的反应热。

强酸和强碱反应的中和热：

H＋（aq）＋OH－（aq）＝H2O（l）；ΔH=－57.3KJ·mol－1；弱酸弱碱电离要消耗能量，中和热|ΔH|＜57.3KJ·mol－1

3．热化学方程式

定义：

表明反应所放出或吸收热量的化学方程式。

意义：

既表明化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化。

热化学方程式书写方法：

①、要注明反应的温度和压强，若反应是在298K，1atm可不注明；②、要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型；③、ΔH与方程式计量数有关，注意方程式与ΔH对应，ΔH以kJ·mol－1单位，化学计量数可以是整数或分数。

④、在所写化学反应方程式后写下ΔH的“＋”或“－”数值和单位。

4。

盖斯定律：

一定条件下，某化学反应无论是一步完成还是分几步完成，反应的总热效应相同。

十、化学反应速率和化学平衡

1．影响化学反应速率的因素及其影响结果

内因：

反应物的性质

外因浓度↗，v↗；压强↗，v↗（气体）；温度↗，v↗；催化剂，v↗（正催化剂）

其它（光，超声波，激光，放射线，电磁波，反应物颗粒大小，扩散速率，溶剂等）

注意：

压强对化学反应速率和化学平衡的影响都是通过改变气体物质的浓度实现的，若容器内压强改变，但气体物质的浓度没有改变，则化学反应速率不变，化学平衡也不会发生移动。

2．影响化学平衡的条件：

（1）浓度：

在其它条件不变的情况下，增大反应物的浓度或减小生成物的浓度，平衡向正反应方向移动；反之向逆反应方向移动；

（2）压强：

在其它条件不变的情况下，增大压强会使平衡向气体体积缩小的方向移动；减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。

注意：

①对于气体体积相同的反应来说，增减压强平衡不移动；②若平衡混合物都是固体或液体，增减压强平衡也不移动；③压强变化必须改变浓度才有可能使平衡移动.

（3）温度：

在其它条件不变的情况下，升高温度平衡向吸热方向移动；降低温度平衡向放热方向移动。

（温度改变时，平衡一般都要移动）注意：

催化剂同等倍数加快或减慢正逆反应的速率，故加入催化剂不影响平衡，但可缩短达到平衡的时间。

3．勒沙特列原理（平衡移动原理）

如果改变影响平衡的一个条件（浓度、温度、压强等）平衡就向减弱这种改变的方向移动。

4．充入稀有气体对化学平衡的影响：

（1）恒压下通稀有气体，平衡移动方向相当于直接减压。

（2）恒容下通稀有气体，平衡不移动。

注意：

只要与平衡混合物的物质不反应的气体都可当作稀有气体

5．等效平衡

注意：

等效平衡只是一个解决此类问题的快速方法，事实上这些等效平衡问题完全可以运用平衡常数进行计算。

等效平衡的条件中均有恒温，而温度一定时平衡常数K不会改变。

如在恒温、恒压的条件下，只要保持各反应物的比例一定，则反应物的起始浓度一定与原平衡的起始浓度相同，由于K相同，则两次平衡时各物质的平衡浓度也应相同。

6．化学平衡常数

对于可逆反应aA＋bB

cC＋dD，反应的化学平衡常数是K＝

注意：

①化学平衡常数对某一具体反应来说，是一个仅随温度改变而改变的常数，但不一定是随温度升高而增大，这一点与Kw、Ka、Kb、Ksp、Kh不同（Kw、Ka、Kb、Ksp、Kh随温度的升高而增大）；②固体物质及水溶液中的水参与反应时，由于它们的浓度一般不发生变化，在平衡常数表达式中一般将其浓度省略；③可以用浓度商Q与化学平衡常数K的相对大小来判断平衡的移动方向，条件改变的瞬间若Q＜K，化学平衡应向正向移动；若Q＞K，化学平衡应向逆向移动。

十一、水溶液（复习提纲）

1．分散系的概念及胶体、溶液和浊液的区别；胶体的性质；胶体的应用。

（参看课本必修1）

2．电解质、非电解质的概念；强电解质和非电解质的概念。

（参看课本必修1）（注意：

电解质和非电解质都是指化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。

3．水的电离平衡的存在；温度、电解质对水的电离平衡的影响；溶液的酸碱性与溶液中H＋和OH－浓度的关系；溶液的酸碱性与溶液pH的关系。

（注意：

加入酸和碱时会抑制水的电离平衡；加入水解的盐会促进水的电离平衡）

4．弱酸和弱碱的电离平衡的建立及外界条件对电离平衡的影响；电离方程式的书写（注意强电解质和弱电解质的区别；注意多元弱酸的电离方程式需要分步书写）。

5．盐的水解平衡的建立及外界条件对水解平衡的影响；水解方程式的书写（多元弱酸酸根离子的水解分步书写，并且一般以第一步水解为主）。

6．沉淀溶解平衡的建立及外界条件对沉淀溶解平衡的影响；沉淀转化的原理及应用；用Ksp进行的简单计算（参看课本例题）。

7．中和滴定的原理及操作；中和滴定指示剂的选择；中和滴定误差的分析。

※注意：

①、多元弱酸的电离和多元弱酸酸根离子的水解方程式要分步书写；②、弱电解质的电离和盐的水解一般都是较弱的，反应产生的微粒的浓度一般比溶质剩余浓度小；③、弱酸、弱碱及水解的盐溶液（酸性或碱性）在加水稀释时，由于电离平衡和水解平衡的移动，使溶液的pH变化量比强酸和强碱溶液pH变化量小；④、弱电解质溶液浓度越大，电离程度越小，加水稀释时，电离程度变大；能水解的盐溶液浓度越大，水解的程度越小，加水稀释时，水解程度变大。

十二、电化学（复习提纲）

1．原电池和电解池的组成、两极的确定、两极发生反应的类型。

2．原电池和电解池中电流和方向及电子的流向；内电路中离子的迁移方向。

（注意：

离子和迁移方向对原电池和电解池是相同的，阴离子移向阳极，阳离子移向阴极。

原电池中外电路的负极就是内电路的阳极，而外电路的正极就是内电路的阴极）

3．电极方程式和电池总反应方程式及总反应离子方程式的书写。

（注意：

无论是原电池还是电解池，若水参加反应，总反应的离子方程式中不能写H＋、OH－，而应写H2O）

4．常见的几种化学电源：

干电池、铅蓄电池、氢氧燃料电池中电极方程式和电池总反应方程式。

5．电解池中两极物质得失电子顺序。

（注意：

活动金属作阳极时金属优先失电子）

6．电解原理的应用：

氯碱工业、电解精炼铜、铝的电解冶炼、电镀铜。

7．金属的腐蚀与防护。

※注意：

书写电极方程式时要注意：

（1）、注意电解质溶液的性质。

若电解质溶液能与电极反应产物反应，则书写的电极方程式应是一个合反应式。

如以Al作负极，氢氧化钠溶液作电解质溶液的原电池中，负极反应是：

Al＋4OH――4e－＝[Al（OH）4]－；

（2）、若原电池反应中负极物质不能与电解质溶液反应，则此时应发生吸氧腐蚀。

如Cu｜H2SO4溶液｜石墨原电池中，正极反应是：

O2＋4H＋＋4e－＝2H2O；（3）、水电离的H＋或OH－参与反应时，在原电池的电极反应式中不能写H＋或OH－参与反应，而在电解池的电极反应式中可以直接写H＋和OH－得失电子。

Ⅱ、元素及其化合物

1．各种“水”汇集

（一）纯净物：

重水D2O；超重水T2O；蒸馏水H2O；双氧水H2O2；水银Hg；水晶SiO2。

（二）混合物：

氨水（分子：

NH3、H2O、NH3·H2O；离子：

NH4＋、OH‾、H＋）

氯水（分子：

Cl2、H2O、HClO；离子：

H＋、Cl‾、ClO‾、OH‾）

苏打水（Na2CO3的溶液）生理盐水（0.9%的NaCl溶液）

水玻璃（Na2SiO3水溶液）卤水（MgCl2、NaCl及少量MgSO4）

水泥（2CaO·SiO2、3CaO·SiO2、3CaO·Al2O3）王水（由浓HNO3和浓盐酸以1∶3的体积比配制成的混合物）

2．各种“气”汇集

（一）无机的：

爆鸣气（H2与O2）；水煤气或煤气（CO与H2）；碳酸气（CO2）

（二）有机的：

天然气（又叫沼气、坑气，主要成分为CH4）

液化石油气（以丙烷、丁烷为主）裂解气（以CH2=CH2为主）焦炉气（H2、CH4、CO等）

电石气（CH≡CH，常含有H2S、PH3等）

3．具有漂白作用的物质

氧化作用

化合作用

吸附作用

Cl2、O3、Na2O2、浓HNO3

SO2

活性炭

化学变化

物理变化

不可逆

可逆

※其中能氧化指示剂而使指示剂褪色的主要有Cl2（HClO）和浓HNO3及Na2O2，SO2不能漂白酸碱指示剂。

4．能被活性炭吸附的物质

（1）有毒气体（NO2、Cl2、NO等）——去毒；

（2）色素——漂白；

（3）水中有臭味的物质——净化。

5．能升华的物质

I2、干冰（固态CO2）、红磷。

6．Fe3＋的颜色变化

（1）向FeCl3溶液中加几滴KSCN溶液呈红色；

（2）FeCl3溶液与NaOH溶液反应，生成红褐色沉淀；

（3）向FeCl3溶液溶液中通入H2S气体，生成淡黄色沉淀；

（4）向FeCl3溶液中加入几滴Na2S溶液，生成淡黄色沉淀；当加入的Na2S溶液过量时，又生成黑色沉淀FeS；

（5）向FeCl3溶液中加入过量Fe粉时，溶液变浅绿色；

（6）向FeCl3溶液中加入过量Cu粉，溶液变蓝绿色；

（7）将FeCl3溶液滴入淀粉KI溶液中，溶液变蓝色；

（8）向FeCl3溶液中滴入苯酚溶液，溶液变紫色

7．“置换反应”有哪些？

（1）较活泼金属单质与不活泼金属阳离子间置换

如：

Zn＋Cu2＋＝Zn2＋＋CuCu＋2Ag＋＝2Ag

（2）活泼非金属单质与不活泼非金属阴离子间置换

Cl2＋2Br‾＝2Cl‾＋B