中财网ucla衣服是哪里的:中学化学知识规律总结
来源：百度文库 编辑：中财网 时间：2024/04/25 00:41:58
中学化学知识规律总结
甘肃省古浪三中白天龙
一、氧化性、还原性强弱判断规律
1、金属性越强，单质的还原性越强，对应阳离子的氧化性越弱。如还原性：Na>Mg>Cu>Ag，氧化性：Ag+>Cu2+>Mg2+>Na+
2、非金属性越强，单质的氧化性越强，对应阴离子的还原性越弱。如氧化性：F2>Cl2>Br2>I2，还原性：F—
3、元素最高价氧化物对应的水化物酸性越强，单质的氧化性越强。如，酸性：HClO4>H2SO4>H3PO4>H2CO3，氧化性：Cl2>S>P>C
4、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。
5、当不同的氧化剂作用于同于还原剂时，若氧化产物价态相同，可根据反应条件判断，条件越高，氧化剂氧化性越弱。
例如，2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
MnO2+4HCl（浓）=MnCl2+Cl2↑+2H2O
氧化性：KMnO4>MnO2
6、当变价的还原剂在相似的条件下，与不同氧化剂反应时，将还原剂变为高价态者氧化性较强。
例如，2Fe+3Cl2=2FeCl3 Fe+S= FeS 氧化性：Cl2>S
7、两种不同的金属构成的原电池的两极，一般是较活泼的金属作负极，不活泼的金属做正极。还原性：负极>正极，用惰性电极电解质溶液时，阴极先放电的阳离子的氧化性较强，在阳极先放电的阴离子的还原性较强。
8、具有氧化性（或还原性）的物质，浓度越大，其氧化性（或还原性）越强。
二、离子大量共存的判断
1、若限定无色溶液，则Cu2+（蓝色）、Fe3+（黄色）、Fe2+（浅绿色）、MnO-4（紫红色）、Cr2O72—、（橙色）等有色离子不能大量存在。
2、在强碱性溶液中，H+、NH4+、Al3+、Mg2+、Fe3+等不能大量存在。
3、在强酸性溶液中，OH—及弱酸根阴离子（如CO32-、SO2-3、S2—、HS—、HCO3—、HSO3、ClO—、CH3COO—等）不能大量存在。
4、酸式弱酸根离子（如HCO3—、HSO3、HS—等）在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。
5、AlO-2与HCO3—不能大量共存：AlO-2+HCO3—+H2O=Al(OH)3↓+CO2
6、“NO-3+H+”组合具有强氧化性能与S2-、Fe2+、I-、SO2-3等发生氧化还原反应而不能大量共存。
7、NH4+、与CH3COO—、CO32-，Mg2+与HCO3—等组合中，虽然两种离子都能水解且水解相互促进，但总的水解程度仍很小，它们在溶液中能大量共存（加热就不同了）。
8、因发生复分解反应生成难溶物（如H+与SiO2-3、，Ca2+与CO32-、，Ag+与Cl—等），微溶物（如CaSO4，Ag2SO4，MgCO3，Ca(OH)2等），弱酸（如HF、H2CO3、CH2COOH、H2SO3、HClO苯酚等），弱碱（如NH3·H2O，）水，而不能大量共存。
9、因发生氧化还原反应而不能大量共存。
例如，MnO-4与Fe2+，S2—、I—、SO2-3；ClO—与Fe2+，S2—、I—、SO2-3；NO-3（H+）与Fe2+，S2—、I—；Fe3+与SO2-3、S2—、I—等。
10、因发生“双水解”而不能大量共存。
例如：Fe3+与CO32-、HCO3—、ClO—；Al3+与AlO-2、CO32-、HCO3—、S2—、HS—、ClO—；AlO-2与Fe3+、Fe2+、Ag+、NH4+等。
11、因发生络合反应不能大量共存。
例如，Fe3+与SCN—
三、常见元素或离子的结构特点
1、短周期元素原子结构的规律性
（1）稀有气体原子的电子层结构与同周期的非金属元素形成的阴离子，下一周期的金属元素形成的阴离子的电子层结构相同，如F—、Ne、Na+的电子层结构相同。
（2）最外层电子数为1的原子有H、Li、Na。
（3）最外层电子数为2的原子有He、Be、Mg。
（4）最外层电子数是次外层电子数2倍的是C。
（5）最外层电子数是次外层电子数3倍的是O。
（6）次外层电子数是最外层电子数2倍的有Li、Si。
（7）内层电子总数是最外层电子数2倍的原子有Li、P。
（8）电子层数跟最外层电子数相等的原子有H、Be、Al。
（9）最外层电子数是电子层数2倍的有He、C、S。
（10）最外层电子数是电子层数3倍的是O。
2、核外电子数相同的微粒归纳
（1）10电子微粒
a.一核10电子微粒：Ne、N3—、O2—、F—、Na+、Mg2+、Al3+；
b.二核10电子微粒：HF、OH—。
c.三核10电子微粒：H2O、NH
d.四核10电子微粒：NH3、H3O+。
e.五核10电子微粒：CH4、NH
（2）18电子微粒
a.一核18电子微粒：Ar、K+、Ca2+、Cl—、S2—
b.二核18电子微粒：F2、HCl、O
c.三核18电子微粒：H2S
d.四核18电子微粒：PH3、H2O2
e.五核18电子微粒：CH
f.六核18电子微粒：CH3OH、N2H4
g.七核18电子微粒：CH3NH2
h.八核18电子微粒：C2H6
四、粒子半径大小的比较
1、原子半径大小比较
（1）电子层数相同（即同周期时）原子序数越大，原子半径越小（“序大径大”）。
例如，Na>Mg>Al>Si>P>S>Cl
（2）最外层电子数相同（即同主族）时，原子序数越大，原子半径越大（“序大径大”）。
例如，Li
2、离子半径大小比较
（1）同种元素的离子半径：阴离子>原子>阳离子，低价态阳离子>高价态阴离子。
例如：Cl—>Cl，Na+
（2）电子层结构相同的离子，原子序数越大，半径越小（“序大径小”）
例如：O2—>F—>Na+>Mg2+>Al3+
（3）同主族带相同电荷的离子，电子层数越多，半径越大。
例如，Li+
（4）所带电荷，电子层数不同的离子，可选一种离子参照比较。
例如，比较K+、Mg2+半径时，可选Na+半径为参照，可知K+>Na+>Mg2+
特别提醒：
“三看”法快速判断简单粒子半径大小的规律；
（1）“一看”电子层数：最外层电子数相同时，电子层数越多，半径越大。
（2）“二看”核电荷数：当电了层结构相同时，核电荷数越大，半径越小。
（3）“三看”核外电子数：当电子层数和核电核数均相同时，核外电子数越多，半径越大。
五、化学键的存在规律及分子极性判断
1、物质中化学键的存在规律
（1）只含非极性共价键的物质：非金属单质，如I2、N2、P4、金刚石，晶体硅等。
（2）既有极性键有非极性键的物质：如H2O2、C2H2、CH3 CH3等。
（3）只有离子键的性质：活泼金属与活泼非金属元素形成的化合物。如Na2S、CSCl、K2O、NaH等。
（4）既有离子键又有非极性共价键的物质：如Na2O2、CaC2等。
（5）既有离子键，又有极性键的物质如：NH4Cl、NaOH等。
（6）只含共价键而无分子间力的物质如：，金刚石、硅、二氧化硅等。
（7）无化学键的物质如：稀有气体。
2、键的极性与分子极性
（1）A型：为非极性分子。如He、Ne、Ar等，无化学键。
（2）A2型：为非极性分子。如N2、O2、Cl2等，以非极性键形成。
（3）AB型：一定为极性分子。如HX、CO等，以极性键形成。
（4）AB2型：CO2、CS2为直线型分子，属于以极性键形成的非极性分子；H2O、SO2、H2S等属于以极性键形成的极性分子，其结构不对称。
（5）AB3型：BF3、SO3等是正三角形，属于以极性键形成的非极性分子；NH3、PCl3等，属于以极性键形成的极性分子，其结构不对称。
（6）AB4型：CH4、CCl4等正四面体结构的分子为以极性键形成的非极性分子。
六、晶体类型与熔沸点高低的判断
1、晶体类型的判断
（1）根据晶体内粒子和粒子间的作用力类别来判断。如：由阴阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；由原子通过共价键结合的晶体属于原子晶体；由分子通过分子间力结合而形成的晶体属于分子晶体；由金属阳离子与自由电子通过金属键结合的晶体属于金属晶体。
（2）根据物质的分类来判断
①金属氧化物（如K2O、Na2O2等），强碱（如NaOH、KOH等）和绝大多数盐是离子晶体。
②大多数非金属单质（除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼外），气态氢化物、非金属氧化物（SiO2除外），酸，绝大多数有机物（除有机盐外）是分子晶体。
③依据晶体的性质来判断
熔沸点低的晶体为分子晶体；熔沸点较高，且熔融状态下能导电，固体时不导电的晶体是离子晶体；熔沸点很高，硬度很大，不导电，不溶于一般溶剂的晶体是原子晶体；具有延展性、导电性、导热性的晶体是金属晶体。
（3）常见的原子晶体有：金刚石、晶体硅、晶体硼、碳化硅、二氧化硅、氮化硼、氮化铝等，金属单质与合金均为金属晶体。
2、物质熔沸点高低规律
（1）不同类别晶体：原子晶体>离子晶体>金属晶体（除少数外）>分子晶体。（钨、铂熔沸点很高，汞、镓等很低）
（2）同种晶体
①原子晶体要比较原子半径，原子半径越小，熔沸点越高。如熔点，金刚石( c )>水晶(SiO2)>SiC>晶体硅(Si)。
②离子晶体与比较阴阳离子所带电荷及离子半径大小。一般来说，阴阳离子所带电荷越多，离子半径越小，金属键越牢固，熔沸点越高。如熔点：MgO>MgCl2；NaCl>CSCl
③分子晶体要比较分子量大小。一般来说，对于组成和结构相似的物质，分子量越大，分子间越大，熔沸点越高。如沸点：I2>Br2>Cl2>F2；但有些受氢键的影响而有反常，如沸点H2O>H2S
特别提醒：
对电子式的书写，要掌握常原子、离子、简单阴、阳离子以及OH—、O
七、常见的能用于漂白的物质
（1）利用强氧化性的物质，其漂白为不可逆的。如：氯水、次氯酸、次氯酸盐、过氧化钠、双氧水(H2O2)。
（2）利用与有色物质生成无色物质，其漂白往往是可逆的。如SO2。
（3）利用物质的吸附性将有色物质吸附掉，其漂白是不可逆的。如活性炭。
八、H2SO4的作用
1、制取物质
（1）制氢气：Zn+H2SO4 (稀) =ZnSO4+H2↑
（2）制氯化氢：NaCl（固）+ H2SO4 (浓)
（3）制二氧化硫：Na2SO3+H2SO4（浓）=Na2SO4+SO2↑+H2O
（4）制硫化氢：FeS+ H2SO4 (稀)=FeSO4+H2S↑
（5）制乙烯：C2H5OH
（6）制乙醚：2CH3CN2OH
O2N
（9）制乙酸乙酯：CaH5OH+CH3COOH
（11）淀粉的水解： （C6H10O5）n+nH2O
淀粉 葡萄糖
（12）纤维素的水解：（C6H10O5）n+nH2O
纤维素 葡萄糖
（13）制化肥：2NH3+H2SO4=（NH4）2SO4
Ca3(PO4)2+2H2SO4=2CaSO4+Ca(H2PO4)2
（14）制硫酸亚铁：Fe（过量）+H2SO4（稀）=FeSO4+H2↑
2、作干燥剂：浓H2SO4为酸性干燥剂，可干燥中性和酸性气体，如H2、O2、CH4、C2H4、C2H2、CO、Cl2、SO2、HCl等，但不能干燥碱性气体（如NH3）和还原性气体（如H2S、HI、HBr等）
3、除铁锈：Fe2O3+ H2SO4（稀）=Fe2(SO4)3+H2O
九、常见的干燥剂
1、酸性干燥剂
（1）浓H2SO4（见上）
（2）P2O5：可干燥酸性气体（如Cl2、HCl、SO2、H2S等）。
2、中性干燥剂
常见的是无水氯化钙，可干燥酸性气体。中性气体（如H2、O2、CH4、C2H4、C2H2等）、酸性气体（如Cl2、HCl、SO2、H2S等），但不能用来干燥HN3，因为NH3可与CaCl2反应。
3、碱性干燥剂
常见的有CaO和碱石灰，可用于干燥NH3。
十、外界条件影响平衡移动的特殊情况
1、其他条件不变时，若改变固体或纯液体反应物的用量，由于其浓度可视为定值，所以反应前后速率不变，平衡不移动。
2、其他条件不变时，改变压强，对于反应前后气体体积不变的可逆反应，平衡不移动；对于无气体参加的可逆反应，改变压强，平衡不移动。
3、恒容时，通入稀有气体，压强增大，但平衡不移动；恒压时，通入稀有气体，相当于减压，平衡向总体积增大的方向移动。
4、同等程度地改变反应混合物中各物质的浓度时，应视为压强的影响。
5、恒容的容器中，当改变其中一种物质的浓度时，必然引起压强的改变，但判断平衡移动的方向时，应仍以浓度的影响去考虑。
十一、弱电解质的判断方法
1、电离方面：不能全部电离，存在电离平衡。例如：
（1）0.1 mol·L—1 CH3COOH溶液的pH约为3；
（2）0.1 mol·L—1的CH3COOH溶液的导电能力比相同条件下盐酸的弱；
（3）相同条件下，把锌粒投入等浓度的盐酸和醋酸中，前者的反应速率比后者的快；
（4）pH=1的CH3COOH溶液与pH=13的NaOH溶液等体积混合，混合溶液呈酸性；
（5）分别取等体积，等pH的CH3COOH溶液和盐酸进行中和滴定，达到终点时，CH3COOH溶液消耗的同浓度的NaOH溶液体积大。
2、水解方面：电解质越弱，对应离子水解能力越强。例如：
（1）CH3COONa水溶液的pH>7；
（2）0.1 mol·L—1的CH3COONa溶液的pH比0.1 mol·L—1NaCl溶液的大。
3、稀释方面
（1）对于强酸，每稀释10n倍，pH增大n个单位；对于弱酸，每稀释10n倍，pH增大不足n个单位。
（2）对于强碱，每稀释10n倍，pH减小几个单位；对于弱碱，每稀释10n倍，pH减小不足n个单位。
十二、水的电离及水的离子积常数
1、任何物质的水溶液中，H+与OH—是同时存在的（不是大量共存），由水电离出的C（H+）与C（OH—）始终是相等的。
2、在
3、酸溶液中由水电离出的c (H+)等于溶液中的c (OH—)；碱溶液中由水电离出的c (H+)，等于溶液中的c (H+)；盐溶液（或纯水）中H+、OH—都是由水电离产生的。但强酸碱碱盐中，c (H+)代表水的电离程度，强碱弱酸盐中，c (OH—)代表水的电离程度。
4、某盐溶液中由水电离出的c (OH—)水=1.0×10－13mol·L—1，对该溶液的pH为1或13。
5、某盐溶液中，c (H+)水=1.0×10－5mol·L—1，则该溶液的PH=5。
6、某盐溶液中，c (OH—)水=1.0×10－5mol·L—1，则该溶液的pH=9。
十三、盐类水解的规律
1、谁弱谁水解，都弱都水解，无弱不水解，谁强显谁性，都强显中性。
2、越弱越水解
（1）弱碱越弱，其阴离子水解程度越大，相应的盐溶液的酸性越强。
（2）弱酸越弱，其阴离子的水解程度越大，相应的盐溶液的碱性越强。
3、多元弱酸根离子分步水解，以第一步为主；相同条件下，正盐的水解程度大于酸式盐的水解程度。
十四、电解质溶液中微粒浓度大小的比较
1、比较依据
（1）电离粒子的浓度大于电离生成离子的浓度。例如，H2CO3溶液中：c(H2CO3)>c(HCO
（2）水解离子的浓度大于水解生成粒子的浓度。例如，Na2CO3溶液中：c(CO
（3）电荷守恒：溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度。例如，Na2CO3溶液中：c(Na+)+c(H+)=
（4）物料守恒：变化前后某种元素的原子个数守恒。例如，0.1 mol· L—1 NaHCO3溶液中：c (Na+)= c (HCO
（5）质子守恒：由水电离出的c(H+)等于由水电离出的c(OH—)，在碱性盐溶液中OH—守恒，在酸性盐溶液中H+守恒。例如，纯碱溶液中：c(OH—)= c(H+)+c(HCO
2、五种题型
（1）多元弱酸溶液
根据多步电离分析。例如，在H3PO4溶液中，c(H+)>c(H2PO
（2）多元弱酸的正盐溶液
根据弱酸根的分步水解分析。例如，在Na2CO3溶液中，c (Na+)>c(CO
（3）不同溶液中同一离子浓度的比较
要根据溶液中其他离子产生的影响来分析。例如，在相同物质的量浓度的NH4NO3溶液、CH3COONH4溶液、NH4HSO4溶液中，由于CH3COO—促进NH4+的水解，H+抑制NH4+的水解，所以c(NH4+)由大到小的顺序是NH4HSO4> NH4NO3> CH3COONH4。
（4）混合溶液中各离子浓度的比较
要进行综合分析， 如电离因素、水解因素等。 例如：在0.1mol·L—1 的NH4Cl溶液 和 0.1mol·L—1的氨水混合液中，NH3·H2O的电离与NH4+的水解相互抑制，但NH3·H2O的电离程度大于NH4+的水解程度，溶液呈碱性。所以，c(OH—)>c(H+)，同时c(NH4+)>c(Cl—)。各离子浓度大小顺序为c(NH4+)>c(Cl—)> c(OH—)>c(H+)。
（5）弱酸（或弱碱）与强碱（或强酸）的反应与离子浓度的比较
要考虑pH大小及酸碱的量，可运用电荷守恒分析。例如，0.1mol·L—1 的NH3·H2O与0.1mol·L—1 的HCl溶液反应：a. 当恰好完全反应时，pH<7，根据电荷守恒c(H+)+ c(NH4+)= c(OH—)+ c(Cl—)，因为c(H+)> c(OH—)，所以c(NH4+)< c(Cl—)离子浓度大小为c(Cl—)> c(NH4+)> c(H+)> c(OH—)；b.当pH=7时， c(H+)= c(OH—)，推出c(Cl—)= c(NH4+)；c.当pH>7时，c(OH—) c(H+)，推出c(NH4+)>c(Cl—)
十五、中学阶段无机推断常见的题眼
1.特征颜色：淡黄色固体：S、Na2O2、AgBr、AgI（黄）、FeS2；白色沉淀BaSO4、BaCO3、CaCO3、AgCl、Mg(OH)2、Al(OH)3、H2SiO3，其中BaSO4、AgCl不溶于酸，Al(OH)3、H2SiO3为白色胶状，黑色粉末：MnO2、C、CuO；黑色固体：Fe3O4、CuS；红棕色粉末：Fe2O3、红磷；红褐色沉淀：Fe(OH)3；红棕色气体：Br2、NO2；紫红色溶液：MnO4—；血红色溶液：Fe(SCN)3；橙红色溶液：溴水；蓝色晶体：CuSO4·5H2O；蓝色沉淀：Cu(OH)2；蓝色溶液：Cu2+；浅绿色溶液：Fe2+；棕黄色溶液：Fe3+；黄绿色气体：Cl2。
2.特殊反应条件
(a)高温：铝热反应、制玻璃煅烧石灰石、制粗硅、水蒸气与Fe的反应、煅烧黄铁矿、工业炼铁等。
(b)高温、高压、催化剂：N2+3H2
(c)加热、催化剂：2SO2+O2
3.主要工业生产反应
(a)煅烧石灰石：CaCO3
(b)氨的合成：N2+3H2
(c)氨的催化氧化：4NH3+5O2
(e)工业制漂白粉：2Ca(OH)2+Cl2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
(f)工业制水煤气：C+H2O
(g)制玻璃：Na2CO3+SiO2
(h)工业炼铁：Fe2O3+3CO
(i)制粗硅：SiO2+
(j)制硫酸： 4FeS2+11O2
SO3+H2O=H2SO4
(k)制硝酸（略）
(j)制尿素：2NH3+CO2=CO(NH2)2+H2O
4.特征反应现象及对应物质
(a)焰色反应显黄色的元素是Na，显紫色（透过钴玻璃）的元素是K；
(b)有臭鸡蛋气味的是H2S；
(c)在空气中由无色迅速变成红棕色的是NO；
(d)能使品红溶液褪色的是SO2（Cl2也可以，但加热后不恢复红色）；
(e)能使淀粉变蓝色的是I2；
(f)能使湿润的淀粉碘化钾试纸变蓝色的气体是Cl2、Br2、NO2等。
(g)与碱溶液反应生成白色沉淀且逐渐在空气中变灰绿色，最终变红褐色的离子是Fe2+；
(h)滴入SCN—溶液显血红色以及遇苯酚显紫色的离子是Fe3+；
(i)能使湿润的红色石蕊试纸变蓝色的气体是NH3；
(j)既能与酸反应，又能与碱反应的物质是：Al、Al2O3、Al(OH)3、弱酸弱碱盐【如(NH4)2CO3、(NH4)2S、(NH4)2SO3】弱酸的酸式盐（如NaHCO3、NaHSO3、NaHS、NH4HCO3、NH4HS、NH4HSO3等）、氨基酸。
(k)既能跟酸反应又能跟碱反应，且生成气体的物质是：Al、NH4HCO3、(NH4)2CO3、NH4HSO3、(NH4)2SO3、(NH4)2S、NH4HS；
(l)能与碱反应产生气体的物质：Al、Si、铵盐，产生的气体是H2或NH3；
(m)与水反应产生气体的物质是Na、F2、Na2O2；
(n)反应时既产生沉淀又产生气体的物质一般是：CaC2、Al2S3、Mg3N2与H2O；CO
(o)一种物质分解产生三种物质的物质有NH4HCO3、(NH4)2CO3、NH4HSO3、(NH4)2SO3、KMnO4、HNO3、NaHCO3、Ca(HCO3)2等。
(p)A气体在B气体中燃烧，发出苍白色火焰，A为H2，B为Cl2。
5.特征反应关系
符合A（单质）
(a) S
( c )N2
符合A（化合物）
(a)H2S
6.在元素周期表中特殊的位置和元素的特殊结构
(a)最外层电子数等于电子层数的是H、Be、Al；
(b)最外层电子数是电子层数2倍的是C、S；
( c)最外层电子数是电子层数3倍的是O；
(d)电子层数最外层电子数2倍的是Li；
(e)电子层数：最外层电子数=3:1的是Na；
(f)最高正价是最低负价代数和为零的短周期元素是C、S；
(g)最高正价是最低负价绝对值3倍的短周期元素是S；
(h)原子半径最小，原子无中子的元素是H。
（7）其他信息
(a)地壳中含量最多的元素是O，含量最多的金属元素是Al；
(b)空气中含量最高，能使带火星的木条复燃的气体是O2；
( c) 生产、生活中用量最多的金属是Fe；
(d)生活中最常见的金属是Fe、Al、Cu等；
(e)工业生产最常用的酸是盐酸、硫酸和硝酸；
(f)氧化物为原子晶体，是光导纤维成份的是Si。
十六、原电池电极的判断
1、根据电极材料判断。一般活泼性较强的金属为负极，活泼性较弱的金属或能电电的非金属的正极。
2、根据电子流动方向判断。在原电池中，电子流出的一极为负极，电子流入的一极是正极。
3、根据电解质溶液中离子的定向流动方向判断，阳离子向正极移动，阴离子向负极移动。
4、根据两极发生的变化来判断。负极总是失去电子，发生氧化反应，正极总是得到电子，发生还原反应。
5、根据现象判断。溶解的一极为负极，质量增加或放出气体的一极为正极。
负极：活泼金属一极、失去电子的一极、阴离子移向的一极、发生氧化反应的一极、溶解的一极。
正极：较不活泼的一极、得到电子的一极，阴离子移向的一极，发生还原反应的一极、质量增加或放出气体的一极。
特别提醒：判断电极时，不能简单地依据金属的活泼性来判断，看必须看电解质溶液的具体情况，如铁、铜和浓硝酸组成的原电池，虽然铁比铜活泼，但与浓硝酸发生铁化，而铜与浓硝酸反应，因此，铜作负极，铁作正极；又如镁、铝和NaOH组成的原电池，作负极的是铝而不是镁，因为镁不与NaOH反应，而铝可以。
十七、原电池与电解池的区别
1、原电池是将化学能转变为电能的装置，电解池是将电能转变为化学能的装置。
2、原电池的反应是自发发生的氧化还原反应，电解池是不能自发发生的氧化还原反应。
3、原电池的两个极的名称是负极和正极，电解池的两极名称是阳极和阴极。
4、原电池负极上金属或还原性气体失去电子发生氧化反应，正极上溶液中的阴离子或氧化性气体得到电子发生还原反应，电解池阳极上溶液中的阴离子或电极金属失去电子发生氧化反应，阴极上溶液中的阳离子得到电子发生还原反应。
5、原电池外电路，电子是从负极经导线流向正极，电解池外电路，电子从电源负极经导线流入阴极，又从阳极经导线流入电源正极。
6、原电池无外接电源，电解池有外接直流电源。
十八、金属腐蚀快慢的影响
1、两极材料的活泼性差别越大，氧化还原反应速率越大，活泼金属被腐蚀就越快。
2、电解原理引起的电解池阴极的腐蚀>原电池原理引起的原电池负极的腐蚀>化学腐蚀>表面涂有保护层的腐蚀>有用作原电池正极来保护拖施的腐蚀>有用作电解池阴极保护措施的腐蚀。
3、活泼金属在强电解质溶液中的腐蚀>在弱电解质溶液中的腐蚀>在非电解质溶液中的腐蚀。
十九、中学阶段涉及“棉花团”的化学实验
1、KMnO4制O2：棉花团在大试管口处，防止KMnO4粉末进入导管，引起堵塞。
2、实验室制NH3：把棉花团放在收集NH3的试管口，防止NH3与空气对流，把浸有稀硫酸的棉花团放在试管口处，吸收多余的NH3，以防止空气污染。
3、干燥装置：干燥管的出气口塞一团棉花，防止粉末堵塞干燥管。
4、制乙炔：在导管口堵一团棉花，防止反应产生的泡沫进入导管，堵塞导管。
二十 中学化学中用到温度计的实验
1、溶解度的测定：温度计水银球应在溶液之中，随时测定所得饱和溶液的实际温度。
2、中和热的测定：温度计水银球应在溶液之中，测定酸、碱在混合前后的温度。
3、制取乙烯的实验：温度计水银球放在反应混合液液面以下，但不与烧瓶内壁接触。
4、石油分馏实验：温度计放在蒸馏锅烧瓶的支管口附近，测量所收集馏分的沸点。
5、硝基苯的制取：温度计水银球放在烧杯的水中，测量水的温度，控制在
二十一、中学化学中用水浴加热的实验
1、制备硝基苯；2、银镜反应；3、乙酸乙酯的水解；4、纤维素的水解；5、溴乙烷的水解。
二十二、含氧官能团的一些性质比较
性质
羧基
酚羟基
醇羟基
醛基
酯基
代表物
CH3COOH
C6H5OH
C2H5OH
CH3CHO
CH3COOC2H5
遇石蕊试液
变红
不变红
不变红
不变红
不变红
与Na
产生氢气
产生氢气
产生氢气
不反应
不反应
与NaOH
反应
反应
不反应
不反应
反应
与Na2CO3
反应
反应
不反应
不反应
——
与NaHCO3
反应
不反应
不反应
不反应
——
二十三、有机物与溴水和酸性高锰酸钾的反应
1、能使溴水褪色的有机物：（1）含碳碳双键的物质（加成反应）；（2）含碳碳叁键的物质（加成反应）；（3）含醛基的物质（加成反应）；（4）含酚羟基的物质（酚羟基邻或对位上取代反应）。
2、能使酸性高锰酸钾褪色的有机物：（1）含碳碳双键的物质；（2）含碳碳叁键的物质；（3）苯的同系物；（4）含酚羟基的物质；（5）含醛基的物质。（以上反应都是氧化反应）