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高中化学总复习知识总汇

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第一部分化学基本概念和基本理论

一.物质的组成、性质和分类:

(一)掌握基本概念

1.分子

分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。

(1)分子同原子、离子一样是构成物质的基本微粒.

(2)按组成分子的原子个数可分为:

单原子分子如:He、Ne、Ar、Kr…

双原子分子如:O2、H2、HCl、NO…

多原子分子如:H2O、P4、C6H12O6…

2.原子

原子是化学变化中的最小微粒。确切地说,在化学反应中原子核不变,只有核外电子发生变化。

(1)原子是组成某些物质(如金刚石、晶体硅、二氧化硅等原子晶体)和分子的基本微粒。

(2)原子是由原子核(中子、质子)和核外电子构成的。

3.离子

离子是指带电荷的原子或原子团。

(1)离子可分为:

阳离子:Li+、Na+、H+、NH4+…

阴离子:Cl–、O2–、OH–、SO42–…

(2)存在离子的物质:

①离子化合物中:NaCl、CaCl2、Na2SO4…

②电解质溶液中:盐酸、NaOH溶液…

③金属晶体中:钠、铁、钾、铜…

4.元素

元素是具有相同核电荷数(即质子数)的同—类原子的总称。

(1)元素与物质、分子、原子的区别与联系:物质是由元素组成的(宏观看);物质是由分子、原子或离子构成的(微观看)。

(2)某些元素可以形成不同的单质(性质、结构不同)—同素异形体。

(3)各种元素在地壳中的质量分数各不相同,占前五位的依次是:O、Si、Al、Fe、Ca。

5.同位素

是指同一元素不同核素之间互称同位素,即具有相同质子数,不同中子数的同一类原子互称同位素。如H有三种同位素:11H、21H、31H(氕、氘、氚)。

6.核素

核素是具有特定质量数、原子序数和核能态,而且其寿命足以被观察的一类原子。

(1)同种元素、可以有若干种不同的核素—同位素。

(2)同一种元素的各种核素尽管中子数不同,但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相同,因而它们的化学性质几乎是相同的。

7.原子团

原子团是指多个原子结合成的集体,在许多反应中,原子团作为一个集体参加反应。原子团有几下几种类型:根(如SO42-、OHˉ、CH3COOˉ等)、官能团(有机物分子中能反映物质特殊性质的原子团,如—OH、—NO2、—COOH等)、游离基(又称自由基、具有不成价电子的原子团,如甲基游离基·CH3)。

8.基

化合物中具有特殊性质的一部分原子或原子团,或化合物分子中去掉某些原子或原子团后剩下的原子团。 (1)有机物的官能团是决定物质主要性质的基,如醇的羟基(—OH )和羧酸的羧基(—COOH )。

(2)甲烷(CH 4)分子去掉一个氢原子后剩余部分(· CH 3)含有未成对的价电子,称甲基或甲基游离基,也包括单原子的游离基(· Cl )。

9.物理性质与化学性质

9.物理变化和化学变化

物理变化:没有生成其他物质的变化,仅是物质形态的变化。 化学变化:变化时有其他物质生成,又叫化学反应。 化学变化的特征:有新物质生成伴有放热、发光、变色等现象

化学变化本质:旧键断裂、新键生成或转移电子等。二者的区别是:前者无新物质生成,仅是物质形态、状态的变化。 10.溶解性

指物质在某种溶剂中溶解的能力。例如氯化钠易溶于水,却难溶于无水乙醇、苯等有机溶剂。单质碘在水中溶解性较差,却易溶于乙醇、苯等有机溶剂。苯酚在室温时仅微溶于水,当温度大于70℃时,却能以任意比与水互溶(苯酚熔点为43℃,70℃时苯酚为液态)

。利用物质在不同温度或不同溶剂中溶解性的差异,可以分离混合物或进行物质的提纯。

在上述物质溶解过程中,溶质与溶剂的化学组成没有发生变化,利用简单的物理方法可以把溶质与溶剂分离开。还有一种完全不同意义的溶解。例如,石灰石溶于盐酸,铁溶于稀硫酸,氢氧化银溶于氨水等。这样的溶解中,物质的化学组成发生了变化,用简单的物理方法不能把溶解的物质提纯出来。 11.液化

指气态物质在降低温度或加大压强的条件下转变成液体的现象。在化学工业生产过程中,为了便于贮存、运输某些气体物质,常将气体物质液化。液化操作是在降温的同时加压,液化使用的设备及容器必须能耐高压,以确保安全。常用的几种气体液化后用途见下表。

12.金属性

元素的金属性通常指元素的原子失去价电子的能力。元素的原子越易失去电子,该元素的金属性越强,它的单质越容易置换出水或酸中的氢成为氢气,它的最高价氧化物的水化物的碱性亦越强。元素的原子半径越大,价电子越少,越容易失去电子。在各种稳定的同位素中,铯元素的金属性最强,氢氧化铯的碱性也最强。除了金属元素表现出不同强弱的金属性,某些非金属元素也表现出一定的金属性,如硼、硅、砷、碲等。

13.非金属性

是指元素的原子在反应中得到(吸收)电子的能力。元素的原子在反应中越容易得到电子。元素的非金属性越强,该元素的单质越容易与H2化合,生成的氢化物越稳定,它的最高价氧化物的水化物(含氧酸)的酸性越强(氧元素、氟元素除外)。

已知氟元素是最活泼的非金属元素。它与氢气在黑暗中就能发生剧烈的爆炸反应,氟化氢是最稳定的氢化物。氧元素的非金属性仅次于氟元素,除氟、氧元素外,氯元素的非金属性也很强,它的最高价氧化物(Cl2O7)的水化物—高氯酸(HClO4)是已知含氧酸中最强的一种酸。

14.氧化性

物质(单质或化合物)在化学反应中得到(吸引)电子的能力称为物质的氧化性。非金属单质、金属元素高价态的化合物、某些含氧酸及其盐一般有较强的氧化性。

非金属单质的氧化性强弱与元素的非金属性十分相似,元素的非金属性越强,单质的氧化性也越强。氟是氧化性最强的非金属单质。氧化性规律有:①活泼金属阳离子的氧化性弱于不活泼金属阳离子的氧化性,如Na+<Ag+;②变价金属中,高价态的氧化性强于低价态的氧化性,如Fe3+>Fe2+,MnO4?>MnO42?>MnO2;③同种元素含氧酸的氧化性往往是价态越高,氧化性越强,如HNO3>HNO2,浓度越大,氧化性也越强,如浓HNO3>稀HNO3,浓H2SO4>稀H2SO4。然而,也有例外,如氯元素的含氧酸,它们的氧化性强弱顺序是HClO>HClO2>HClO3>HClO4。

15.还原性

物质在化学反应中失去电子的能力称为该物质的还原性。金属单质、大多数非金属单质和含有元素低价态的化合物都有较强的还原性。物质还原性的强弱取决于该物质在化学反应中失去电子能力的大小。

元素的金属性越强,金属单质的还原性也越强,金属单质还原性顺序和金属活动性顺序基本一致。元素的非金属性越弱,非金属单质的还原性越强。元素若有多种价态的物质,一般说来,价态降低,还原性越强。如含硫元素不同价态的物质的还原性:H2S>S>SO2;含磷元素物质的还原性PH3>P4>PO33?;铁及其盐的还原性:Fe>Fe2+等。

16.挥发性

液态物质在低于沸点的温度条件下转变成气态的能力,以及一些气体溶质从溶液中逸出的能力。具有较强挥发性的物质大多是一些低沸点的液体物质,如乙醇、乙醚、丙酮、氯仿、二硫化碳等。另外氨水、浓盐酸、浓硝酸等都具有很强的挥发性。这些物质贮存时,应密闭保存并远离热源,防止受热加快挥发。

17.升华

在加热的条件下,固态物质不经过液态直接变为气态的变化。常见能升华的物质有I2、干冰(固态CO2)、升华硫、红磷、灰砷等。

18.稳定性

是物质的化学性质的一种。它反映出物质在一定条件下发生化学反应的难易程度。稳定性可分为热稳定性、光化学稳定性和氧化还原稳定性。

越不活泼的物质,其化学稳定性越好。例如:苯在一般情况下,化学性质比较稳定,所以,常用苯作萃取剂和有机反应的介质。很多反应在水溶液中进行和水作溶剂,都是利用了水的化学稳定性。

19.混合物

由两种或多种物质混合而成的物质叫混合物;

(1)混合物没有固定的组成,一般没有固定的熔沸点;

(2)常见特殊名称的混合物:氨水、氯水、王水、天然水、硬水、软水、盐酸、浓硫酸、福尔马林、水玻璃;爆鸣气、水煤气、天然气、焦炉气、高炉煤气、石油气、裂解气、空气;合金;过磷酸钙、漂白粉、黑火药、铝热剂、水泥、铁触媒、玻璃;煤、石油;石油、石油的各种馏分。

【注意】由同素异形体组成的物质为混合物如红磷和白磷。由同位素原子组成的物质是纯净物如H2O与D2O混合为纯净物。

20.单质

由同种元素组成的纯净物叫单质。如O2、Cl2、N2、Ar、金刚石、铁(Fe)等。HD、16O、18O也属于单质,单质分为金属单质与非金属单质两种。

21.化合物

由不同种元素组成的纯净物叫化合物。

从不同的分类角度化合物可分为多种类型,如离子化合物和共价化合物;电解质和非电解质;无机化合物和有机化合物;酸、碱、盐和氧化物等。

22.酸

电离理论认为:电解电离出的阳离子全部是H+的化合物叫做酸。

常见强酸:HCIO4、H2SO4、HCl、HNO3…

常见弱酸:H2SO3、H3PO4、HF、HClO、H2CO3、H2SO3、CH3COOH…

23.碱

电离理论认为,电解质电离时产生的阴离子全部是OHˉ的化合物叫碱。

常见强碱:NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2…

常见弱碱:NH3·H2O、Al(OH)3、Fe(OH)3…

24.盐

电离时生成金属阳离子(或NH4+)和酸根离子的化合物叫做盐。

盐的分类:①正盐:如:(NH4)2SO4、Na2SO4… ②酸式盐:如NaHCO3、NaH2PO4、Na2HPO4…③碱式盐:Cu2(OH)2CO3…

④复盐:KAl(SO4)2·12H2O…

25.氧化物

由两种元素组成,其中一种是氧的化合物叫氧化物。

(1)氧化物的分类方法按组成分:

金属氧化物:Na2O、Al2O3、Fe3O4…

非金属氧化物:NO2、CO、SO2、CO2…

(2)按性质分:

不成盐氧化物:CO、NO

成盐氧化物:酸性氧化物:CO2、SO2…

碱性氧化物:Na2O2、CuO…

两性氧化物:Al2O3、ZnO

过氧化物:Na2O2

超氧化物:KO2

26.同素异形体

由同种元素所形成的不同的单质为同素异形体。

(1)常见同素异形体:红磷与白磷;O2与O3;金刚石与石墨。

(2)同素异形体之间可以相互转化,属于化学变化但不属于氧化还原反应。

(二)正确使用化学用语

1.四种符号

(1)元素符号:①表示一种元素(宏观上)。②表示一种元素的一个原子(微观上)。③表示该元素的相对原子质量。

(2)离子符号:在元素符号右上角标电荷数及电性符号(正负号),“l”省略不写如:Ca2+、SO42ˉ、C1ˉ、Na+ …

(3)价标符号:是在元素正上方标正负化合价、正负写在价数前。“l”不能省略。如:

1+

H、

1-

Cl、

1+

Na、

6+

S、

2-

O…

(4)核素符号:如2713Al、3216S、168O左上角为质量数,左下角为质子数。

2.化合价

化合价是指一种元素一定数目的原子跟其他元素一定数目的原子化合的性质。

①在离子化合物中,失去电子的为正价,失去n个电子即为正n价;得到电子为负价,得到n个电子为负n价。

②在共价化合物中,元素化合价的数值就是这种元素的一个原子跟其他元素的原子形成的共用电子对的数目、正负则由共用电子对的偏移来决定,电子对偏向哪种原子,哪种原子就显负价;偏离哪种原子、哪种原子就显正价。

③单质分子中元素的化合价为零。

3.化学式

用元素符号表示单质或化合物的组成的式子成为化学式。根据物质的组成以及结构特点,化学式可以是分子式、实验式、结构简式等。不同的化学式所表示的意义有区别。

离子化合物的化学式表示离子化合物及其元素组成,还表示离子化合物中阴、阳离子最简单的整数比,同时也表示离子化合物的化学式量。例如,氢氧化钡这种物质及其组成元素是钡、氢、氧3种元素,化学式还表示了Ba2+与OH?的个数比是1:2,它的化学式量为171。

过氧化钠的化学式是Na2O2,但不能写成NaO,在过氧化钠中实际存在的离子是O22?离子,且Na+:O22?为2:1,所以,过氧化钠的化学式只能用Na2O2表示。

某些固体非金属单质及所有的金属单质因组成、结构比较复杂,它们的化学式只用元素符号表示。比如红磷的化学式是P。

4.分子式

用元素符号表示物质的分子组成的式子。

一般分子式是最简式的整数倍,多数无机物二者是一致的。但也有例外,如最简式为NO2的分子可能是NO2,也可能是N2O4。

有些单质、原子晶体和离子晶体通常情况下不存在简单分子,它的化学式则表示这种晶体中各元素的原子或离子数目的最简整数比,如C、SiO2、CsCl、Na2CO3、2CaSO4·H2O等。

分子式的意义:

(1)表示物质的元素组成;

(2)表示该物质的一个分子;

(3)表示分子中各元素的原子个数;

(4)表示该物质的相对分子质量。

例如,硫酸的分子式是H2SO4,它表示硫酸这种物质,也表示了硫酸的一个分子及分子是由2个氢原子、1个硫原子、4个氧原子组成。H2SO4同时也表示它的相对分子质量为

1.008×2+3

2.07+16.00×4=98.086≈98

5.实验式

也称最简式。仅表示化合物中各元素原子个数比的式子。

有机物往往出现不同的化合物具有相同的实验式。如乙炔和苯的实验式是CH,甲醛、乙酸、乳酸和葡萄糖等的实验式是CH2O。已知化合物的最简式和相对分子质量,就可求出它的分子式,如乙酸最简式CH2O,式量为60,(CH2O)n=60,n=2,所以乙酸分子式为C2H4O2。

6.电子式

在元素符号周围用― ·‖或― × ‖表示其最外层电子数的式子。

(1)用电子式表示阴离子时要用[ ]括起,电荷数写在括号外面的右上角。NH4+、H3O+等复杂阳离子也应如此写。

(2)书写简单离子构成的离子化合物的电子式时可以遵循下面几点:

①简单阳离子的电子式即是离子符号。

②简单阴离子的电子式即是元素符号周围有8个小圆点外加[ ]及电荷数。

③阴、阳离子交替排列。如:

(3)注意各原子的空间排序及孤对电子、单电子的存在。如:

(4)用电子式表示某物质形成过程,要注意“左分右合箭头连”的原则。如:

(5)另外,各电子式的书写还应注意力求均匀、对称、易识别。

7.结构式

用短线将分子中各原子按排列数序和结合方式相互连接起来的式子。书写规律:一共用电子对画一短线,没有成键的电子不画出。

氢气(H2)H—H

氮气(N2)N≡N

氨(NH3)

次氯酸(HClO)H—O—Cl

用结构式表示有机物的分子结构更具有实用性,并能明确表达同分异构体,例如:

乙酸(C2H4O2)

甲酸甲酯(C2H4O2)

8.结构简式

它是结构式的简写,一般用于有机物,书写时应将分子中的官能团表示出来,它可以把连接在相同原子的相同结构累加书写,也不需把所有的化学键都表示出来。例如:

乙烷(C2H4O2)CH3CH3

新戊烷(C5H12)C(CH3)4

苯(C6H6)或

乙酸(C2H4O2)CH3COOH

9.原子结构示意图

用以表示原子核电荷数和核外电子在各层上排布的简图,如钠原子结构简图为:

表示钠原子核内有11个质子,弧线表示电子层(3个电子层),弧线上数字表示该层电子数(K层2个电子,M层1个电子)。

原子结构示意图也叫原子结构简图,它比较直观,易被初学者接受,但不能把弧线看作核外电子运行的固定轨道。10.电离方程式

表示电解质溶于水或受热熔化时离解成自由移动离子过程的式子。

①强电解质的电离方程式用“=”。弱电解质的电离方程式用“”链接。

②弱酸的酸式酸根的电离用“”。

HCO3-CO3-+ H+

③强酸的酸式酸根的电离用“=”。

HSO4-= SO42-+ H+

④多元弱酸的电离分步进行。

H3PO4 H2PO4-+ H+

H2PO4-HPO42-+ H+

HPO42-PO43-+ H+

⑤多元弱碱的电离认为一步完成。

Fe(OH)3Fe3+ + 3OH-

11.离子反应方程式的书写规则

用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫做离子方程式。

离子方程式书写原则如下:

①只能将易溶、易电离的物质写成离子式;如NaCI、Na2SO4、NaNO3、CuSO4…

②将难溶的(如BaSO4、BaCO3、Ag Cl…),难电离的(如HClO、HF、CH3COOH、NH3·H2O、H2O),易挥发的气体(如SO2、CO2、H2S…)用化学式表示。

③微溶物:若处于混浊态要写成分子式,澄清态改写成离子式。

④弱酸的酸式盐酸根不可拆开。如HCO3ˉ、HSO3ˉ、HSˉ。

⑤碱性氧化物亦要保留分子式。

⑥离子方程式除了应遵守质量守恒定律外,离子方程式两边的离子电荷总数一定相等(离子电荷守恒)。

12.热化学方程式

表明反应所放出或吸收的热量的方程式,叫做热化学分方程

(1)要注明反应的温度和压强,若反应是在298 K和1.013×105 Pa条件下进行,可不予注明。

(2)要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型。常用s、l、g、aq分别表示固体、液体、气体、溶液。

(3)ΔH与方程式计量系数有关,注意方程式与对应ΔH不要弄错,计量系数以“mol”为单位,可以是小数或分数。

(4)在所写化学反应计量方程式后写下ΔH的数值和单位,方程式与ΔH应用分号隔开。

(5)当ΔH为“-”或ΔH<0时,为放热反应,当ΔH为“+”或ΔH>0时,为吸热反应。例如:C(石墨)+O2(g) = CO2(g);ΔH=-393.6 kJ·mol-1

表示体系在298 K、1.013×105 Pa下,反应发生了1 mol的变化(即1 mol的C与1 mol的O2生成1 mol的CO2)时,相应的热效应为-393.6 kJ·mol-1,即放出393.6 kJ的热。

2C(石墨)+2O2(g) = 2CO2(g);ΔH=-787.2 kJ·mol-1

表示体系中各物质在298 K,1.013×105Pa下,反应发生了1 mol的变化(即1mol的2C与1mol的2O2完全反应生成1mol的2CO2)时的热效应为-787.2 kJ·mol-1,即放出787.2 kJ的热。

二.化学反应与能量

(一)掌握化学反应的四种基本类型

1.化合反应

两种或两种以上的物质相互作用,生成一种物质的反应。即

A +

B + C…=E

如:CaO + H2O= Ca(OH)24NO2+ O2 + 2H2O =4HNO3

2.分解反应

一种物质经过反应后生成两种或两种以上物质的反应。即

AB = C + D …

如:CaCO3= CaO + CO2↑ 2KMnO4= K2MnO4+ MnO2 + O2↑

3.置换反应

一种单质与一种化合物反应,生成另一种单质和另一种化合物的反应。

如:2Mg + CO2= 2MgO + C

4.复分解反应

两种化合物相互交换成分,生成另外两种化合物的反应。

如:AgNO3 + HCI=AgCl ↓+ HNO3

(二)氧化还原反应:氧化剂、还原剂

1.基本概念

①氧化反应:物质失去电子(化合价升高)的反应。

还原反应:物质得到电子(化合价降低)的反应。

②被氧化:物质失去电子被氧化。(所含元素化合价升高)。

被还原:物质得到电子被还原。(所含元素化合价降低)。

③氧化剂:得到电子的物质。

还原剂:失去电子的物质。

④氧化性:物质得电子的能力。

还原性:物质失电子的能力。

⑤氧化产物:氧化反应得到的产物。

还原产物:还原反应得到的产物。

⑥氧化还原反应:有电子转移(电子得失或共用电子对偏移)的反应,实质是电子的转移,特征是化合价的升降。2.概念间的关系

3.氧化还原反应的一般规律

①表现性质规律

同种元素具有多种价态时,一般处于最高价态时只具有氧化性、处于最低价态时只具有还原性、处于中间可变价时既具有氧化性又具有还原性。

②性质强弱规律

氧化剂+ 还原剂= 还原产物+ 氧化产物

氧化剂得电子→ 还原产物

还原剂失电子→ 氧化产物

氧化性:氧化剂>氧化产物;还原性:还原剂>还原产物

③反应先后规律

在浓度相差不大的溶液中,同时含有几种还原剂时,若加入氧化剂,则它首先与溶液中最强的还原剂作用;同理,在浓

度相差不大的溶液中,同时含有几种氧化剂时,若加入还原剂,则它首先与溶液中最强的氧化剂作用。例如,向含有FeBr2溶液中通入Cl2,首先被氧化的是Fe2+

④价态归中规律

含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应时,该元素价态的变化一定遵循―高价+低价→中间价‖的规律。

⑤电子守恒规律

在任何氧化—还原反应中,氧化剂得电子(或共用电子对偏向)总数与还原剂失电子(或共用电子对偏离)总数一定相等。

4.氧化性、还原性大小的比较

(1)由元素的金属性或非金属性比较

a、金属阳离子的氧化性随其单质还原性的增强而减弱

b、非金属阴离子的还原性随其单质的氧化性增强而减弱

(2)由反应条件的难易比较

不同的氧化剂与同一还原剂反应时,反应条件越易,其氧化剂的氧化性越强。如:

2KMnO4+ 16HCl = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O(常温)

MnO2 + 4HCl(浓)= MnCl2 + Cl2↑ +2H2O (加热)

前者比后者容易发生反应,可判断氧化性:KMnO4>MnO2。同理,不同的还原剂与同一氧化剂反应时,反应条件越易,其还原剂的还原性越强。

(3)根据被氧化或被还原的程度不同进行比较

当不同的氧化剂与同一还原剂反应时,还原剂被氧化的程度越大,氧化剂的氧化性就越强。如:

2Fe + 3Cl22FeCl3,S + Fe FeS ,

根据铁被氧化程度的不同(Fe3+、Fe2+),可判断氧化性:Cl2>S。同理,当不同的还原剂与同一氧化剂反应时,氧化剂被还原的程度越大,还原剂的还原性就越强。

(4)根据反应方程式进行比较

氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物

氧化性:氧化剂>氧化产物;还原性:还原剂>还原产物

简记:左>右

(5)根据元素周期律进行比较

一般地,氧化性:上>下,右>左;还原性:下>上,左>右。

(6)某些氧化剂的氧化性或还原剂的还原性与下列因素有关:

温度:如热的浓硫酸的氧化性比冷的浓硫酸的氧化性强。

浓度:如浓硝酸的氧化性比稀硝酸的强。

酸碱性:如中性环境中NO3-不显氧化性,酸性环境中NO3-显氧化性;又如KMnO4溶液的氧化性随溶液的酸性增强而增强。

【注意】:中学化学中提及的“化”名目繁多.要判别它们分属何种变化,必须了解其过程.请你根据下列知识来指出每一种“化”发生的是物理变化还是化学变化。

1.风化

结晶水合物在室温和干燥的空气里失去部分或全部结晶水的过程。

2.催化

能改变反应速度,本身一般参与反应但质量和化学性质不变。应了解中学里哪些反应需用催化剂。 3.岐化

同一种物质中同一元素且为同一价态原子间发生的氧化还原反应。如:2Cl 2 + 2Ca(OH)2 = CaCl 2 + Ca(ClO)2 + H 2O 4.酸化

向某物质中加入稀酸使之呈酸性的过程。比如KMnO 4溶液用H 2SO 4酸化,AgNO 3溶液用HNO 3酸化。 5.钝化

块状的铝、铁单质表面在冷的浓硫酸或浓硝酸中被氧化成一层致密的氧化物保护膜,阻止内层金属与酸继续反应。 6.硬水软化

通过物理、化学方法除去硬水中较多的Ca 2+、Mg 2+的过程。 7.水化

烯、炔与水发生加成反应生成新的有机物。

如:乙烯水化法:CH 2=CH 2 + H 2O ????→催化剂

加热、加压

CH 3CH 2OH

乙炔水化法:CH≡CH + H 2O ????→催化剂

加热、加压

CH 3CHO

8.氢化(硬化)

液态油在一定条件下与H 2发生加成反应生成固态脂肪的过程。 植物油转变成硬化油后,性质稳定,不易变质,便于运输等。 9.皂化

油脂在碱性条件下发生水解反应的过程。 产物:高级脂肪酸钠 + 甘油 10.老化

橡胶、塑料等制品露置于空气中,因受空气氧化、日光照射而使之变硬发脆的过程。 11.硫化

向橡胶中加硫,以改变其结构(双键变单键)来改善橡胶的性能,减缓其老化速度的过程。 12.裂化

在一定条件下,分子量大、沸点高的烃断裂为分子量小、沸点低的烃的过程。目的:提高汽油的质量和产量。比如石油裂化。 13.酯化

醇与酸生成酯和水的过程。 14.硝化(磺化)

苯环上的H 被—NO 2或—SO 3H 取代的过程。 (三)化学反应中的能量变化

1.化学反应中的能量变化,通常表现为热量的变化:

(1)吸热反应:化学上把吸收热量的化学反应称为吸热反应。如C+CO 22CO 为吸热反应。 (2)放热反应:化学上把放出热量的化学反应称为放热反应。如2H 2+O 22H 2O 为放热反应。

2.化学反应中能量变化的本质原因

化学反应中的能量变化与反应物和生成物所具有的总能量有关。如果反应物所具有的总能量高于生成物所具有的总能量,在发生化学反应时放出热量;如果反应物所具有的总能量低于生成物所具有的总能量,在发生化学反应时吸收热量。 3.反应热、燃烧热、中和热、热化学方程式

(1)反应熟:在化学反应中放出或吸收的热量,通常叫反应热用△H 表示。单位:kJ·mol –1

(2)燃烧热:在101kPa 时1mol H 2物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的能量,叫该物质的燃烧热。如:101kPa 时lmol H 2完全燃烧生成液态水,放出285.5 kJ·mol –1的热量,这就是H 2的燃烧热。

H 2(g)+12 O 2 (g) =H 2O(l);△H=–285.5kJ·mol –1

(3)中和热:在稀溶液中,酸和碱发生中和反应而生成1mol H 2O ,这时的反应热叫做中和热。 H +(aq)+OH –(aq)=H 2O(1);△H=–57.3kJ·mol –1 【注意】:化学反应的几种分类方法:

1.根据反应物和生成物的类别及反应前后物质种类的多少分为:化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。 2.根据反应中物质是否有电子转移分为:氧化还原反应、非氧化还原反应。 3.根据反应是否有离子参加或生成分为:离子反应、非离子反应。 4.根据反应的热效应分为:放热反应、吸热反应。 5.根据反应进行的程度分为:可逆反应、不可逆反应。

三.化学中常用计量

1.同位素相对原子质量 以

12

C 的一个原子质量的1/12作为标准,其他元素的一种同位素原子的质量和它相比较所得的数值为该同位素相对原

子质量,单位是―一‖,一般不写。

2.元素相对原子质量(即平均相对原子质量)

由于同位素的存在,同一种元素有若干种原子,所以元素的相对原子质量是按各种天然同位素原子所占的一定百分比计算出来的平均值,即按各同位素的相对原子质量与各天然同位素原子百分比乘积和计算平均相对原子质量。 3.相对分子质量

一个分子中各原子的相对原子质量×原子个数的总和称为相对分子质量。 4.物质的量的单位——摩尔

物质的量是国际单位制(SI )的7个基本单位之一,符号是n 。用来计量原子、分子或离子等微观粒子的多少。 摩尔是物质的量的单位。简称摩,用mol 表示

①使用摩尔时,必须指明粒子的种类:原子、分子、离子、电子或其他微观粒子。

②1mol 任何粒子的粒子数叫做阿伏加德罗常数。阿伏加德罗常数符号N A ,通常用6.02 ×1023 molˉ1这个近似值。 ③物质的量,阿伏加德罗常数,粒子数(N )有如下关系:n=N·N A

5.摩尔质量:单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。用M 表示,单位:g·molˉ1或kg·molˉ1。 ①任何物质的摩尔质量以g·molˉ1为单位时,其数值上与该物质的式量相等。 ②物质的量(n)、物质的质量(m )、摩尔质量(M )之间的关系如下:M=m · n 6.气体摩尔体积:单位物质的量气体所占的体积叫做气体摩尔体积。

用V m 表示,V m =V ÷n 。常用单位L·molˉ1

①标准状况下,气体摩尔体积约为22.4 L·molˉ1。 阿伏加德罗定律及推论:

定律:同温同压下,相同体积的任何气体都会有相同数目的分子。 理想气体状态方程为: PV =nRT (R 为常数) 由理想气体状态方程可得下列结论: ①同温同压下,V 1:V 2=n 1:n 2 ②同温同压下,P 1:P 2=M l :M 2 ③同温同体积时,n l :n 2=P l :P 2 … … … 7.物质的量浓度

以单位体积里所含溶质B 的物质的量来表示溶液组成的物理量,叫做溶质B 的物质的量浓度。符号C B 。 C B =n B (mol)/V(L) (n B 是溶质B 的物质的量,V 是溶液体积),单位是mol·Lˉ1。

物质的量浓度与质量分数的换算公式:M

c

%

1000ωρ?=

四.物质结构、元素周期律

(一)原子结构

1.原子(A Z X)中有质子(带正电):Z个,中子(不显电性):(A—Z)个,电子(带负电):Z个。

2.原子中各微粒间的关系:

①A=N+Z(A:质量数,N:中子数,Z:质量数)

②Z=核电荷数=核外电子数=原子序数

③M Z ≈ M N≈1836 M eˉ(质量关系)

3.原子中各微粒的作用

(1)原子核

几乎集中源自的全部质量,但其体积却占整个体积的千亿分之一。其中质子、中子通过强烈的相互作用集合在一起,使原子核十分“坚固”,在化学反应时不会发生变化。另外原子核中蕴含着巨大的能量——原子能(即核能)。

(2)质子

带一个单位正电荷。质量为1.6726×10-27kg,相对质量1.007。质子数决定元素的种类。

(3)中子

不带电荷。质量为1.6748×10-27kg,相对质量1.008。中子数决定同位素的种类。

(4)电子

带1个单位负电荷。质量很小,约为11836×1.6726×10-27kg。与原子的化学性质密切相关,特别是最外层电数数及排布决定了原子的化学性质。

4.原子核外电子排布规律

(1)能量最低原理:核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里,然后再由里往外排布在能量逐步升高的电子层里,即依次:

K→L→M→N→O→P→Q顺序排列。

(2)各电子层最多容纳电子数为2n2个,即K层2个,L层8个,M层18个,N层32个等。

(3)最外层电子数不超过8个,次外层不超过18个,倒数第三层不超过32个

【注意】以上三条规律是相互联系的,不能孤立理解其中某条。如M层不是最外层时,其电子数最多为18个,当其是最外层时,其中的电子数最多为8个。

(二)元素周期律、元素周期表

1.原子序数:人们按电荷数由小到大给元素编号,这种编号叫原子序数。(原子序数=质子数=核电荷数)

2.元素周期律:元素的性质随着原子序数的递增而呈周期性变化,这一规律叫做元素周期律。

具体内容如下:

随着原子序数的递增,

①原子核外电子层排布的周期性变化:最外层电子数从1→8个的周期性变化。

②原子半径的周期性变化:同周期元素、随着原子序数递增原子半径逐渐减小的周期性变化。

③元素主要化合价的周期性变化:正价+1→+7,负价-4→-1的周期性变化。

④元素的金属性、非金属性的周期性变化:金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强的周期性变化。

【注意】元素性质随原子序数递增呈周期性变化的本质原因是元素的原子核外电子排布周期性变化的必然结果。

3.元素周期表

(1)元素周期表的结构:横七竖十八

第一周期2种元素

短周期第二周期8种元素

第三周期8种元素

周期第四周期18种元素

(横向)长周期第五周期18种元素

第六周期32种元素

不完全周期:第七周期26种元素

主族(A):ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA

族副族(B):ⅠB、ⅡB、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB

(纵向)第VIII 族:三个纵行,位于ⅦB族与ⅠB族中间

零族:稀有气体元素

【注意】表中各族的顺序:ⅠA、ⅡA、ⅢB、ⅣB、ⅤB、ⅥB、ⅦB、VIII、ⅠB、ⅡB、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA、0 (2)原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律:

①原子序数=核内质子数

②电子层数=周期数(电子层数决定周期数)

③主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数

④负价绝对值=8-主族序数(限ⅣA~ⅦA)

⑤同一周期,从左到右:原子半径逐渐减小,元素的金属性逐渐减弱,非金属逐渐增强,则非金属元素单质的氧化性增强,形成的气态氧化物越稳定,形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强,其离子还原性减弱。

⑥同一主族,从上到下,原子半径逐渐增大,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱。则金属元素单质的还原性增强,形成的最高价氧化物对应的水化物的碱性增强,其离子的氧化性减弱。

(3)元素周期表中“位、构、性”的三角关系

(4)判断微粒大小的方法

①同周期元素的原子或最高价离子半径从左到右逐渐减小(稀有气体元素除外),如:Na>Mg>Al;Na+>Mg2+>Al3+。

②同主族元素的原子半径或离子半径从上到下逐渐增大,如:O<S<Se,F-<Cl-<Br-。

③电子层数相同,核电荷数越大半径越小,如:K+>Ca 2+。

④核电荷数相同,电子数越多半径越大,如:Fe2+>Fe3+。

⑤电子数和核电荷数都不同的,一般通过一种参照物进行比较,如:比较Al3+与S2-的半径大小,可找出与Al3+电子数相同,与S2-同一主族元素的O2-比较,Al3+<O2-、O2-<S2-、故Al3+<S2-。

⑥具有相同电子层结构的离子,一般是原子序数越大,离子半径越小,如:rS2->rCl->rK+>rCa2+

(5)电子数相同的微粒组

①核外有10个电子的微粒组:

原子:Ne;

分子:CH4、NH3、H2O、HF;

阳离子:Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+;

阴离子:N3-、O2-、F-、OH-、NH2-。

②核外有18个电子的微粒:

原子:Ar;

分子:SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2;

阳离子:K+、Ca2+;

阴离子:P3-、S2-、HS-、Cl-、O22-。

(三)化学键和晶体结构

1.化学键:相邻原子间强烈的相互作用叫作化学键。包括离子键和共价键(金属键)。

2.离子建

(1)定义:使阴阳离子结合成化合物的静电作用叫离子键。

(2)成键元素:活泼金属(或NH4+)与活泼的非金属(或酸根,OH-)

(3)静电作用:指静电吸引和静电排斥的平衡。

3.共价键

(1)定义:原子间通过共用电子对所形成的相互作用叫作共价键。

(2)成键元素:一般来说同种非金属元素的原子或不同种非金属元素的原子间形成共用电子对达到稳定结构。

(3)共价键分类:

①非极性键:由同种元素的原子间的原子间形成的共价键(共用电子对不偏移)。如在某些非金属单质(H2、Cl2、O2、P4…)共价化合物(H2O2、多碳化合物)、离子化合物(Na2O2、CaC2)中存在。

②极性键:由不同元素的原子间形成的共价键(共用电子对偏向吸引电子能力强的一方)。如在共价化合物(HCl、H2O、CO2、NH3、H2SO4、SiO2)某些离子化合物(NaOH、Na2SO4、NH4Cl)中存在。

4.非极性分子和极性分子

(1)非极性分子中整个分子电荷分布是均匀的、对称的。极性分子中整个分子的电荷分布不均匀,不对称。

(2)判断依据:键的极性和分子的空间构型两方面因素决定。双原子分子极性键→极性分子,如:HCl、NO、CO。

非极性键→非极性分子,如:H2、Cl2、N2、O2。

多原子分子,都是非极性键→非极性分子,如P4、S8。

有极性键几何结构对称→非极性分子,如:CO2、CS2、CH4、Cl4。

几何结构不对称→极性分子,如H2O2、NH3、H2O。

5.分之间作用力和氢键

(1)分子间作用力

把分子聚集在一起的作用力叫作分子间作用力。又称范德华力。

①分子间作用力比化学键弱得多,它对物质的熔点、沸点等有影响。

②一般的对于组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,分子间作用力越大,物质的熔点、沸点也越高。

(2)氢键

某些物质的分子间H核与非金属强的原子的静电吸引作用。氢键不是化学键,它比化学键弱得多,但比范德华力稍强。

氢键主要存在于HF、H2O、NH3、CH3CH2OH分子间。如HF分子间氢键如下:

故HF、H2O、NH3的沸点分别与同族氢化物沸点相比反常的高。

6.晶体

①分子晶体

分子间的分子间作用力相结合的晶体叫作分子晶体。

②原子晶体

相邻原子间以共价键相结合而形成空间网状结构的晶体叫原子晶体。

③离子晶体

离子间通过离子键结合而成的晶体叫作离子晶体。

④金属晶体

通过金属离子与自由电子间的较强作用(金属键)形成的单质晶体叫作金属晶体。

7.四种晶体类型与性质比较

8.物质熔点、沸点高低的比较

(1)不同晶体类型的物质:原子晶体>离子晶体>分子晶体

(2)同种晶体类型的物质:晶体内微粒间的作用力越大,溶、沸点越高。

①原子晶体要比较共价键的强弱(比较键能和鍵长),一般地说原子半径越小,键能越大,鍵长越短,共价键越牢固,晶体的溶沸点越高。如:

熔点:金刚石>水晶>金刚砂>晶体硅

②离子晶体要比较离子键的强弱,一般地说阴阳离子电荷数越多,离子半径越小,则离子间作用力越大,离子键越强,溶沸点越高。如:

熔点:MgO>MgCl2>NaCl>CsCl

③分子晶体:

a.组成和结构相似的物质,相对分子质量越大,熔沸点越高。

b.组成和结构不相似的物质,极性大则熔沸点高(如CO>N2)。

c.有些还与分子的形状有关。如有机同分异构体中,一般线性分子的熔沸点比带支链的高,如正戊烷>异戊烷>新戊烷。

d.有些与分子中含有的碳碳双键的多少有关。组成结构相似的有机物,一般含碳碳双键多的熔沸点低,如油酸甘油酯(油)的熔点比硬脂酸甘油酯(脂肪)的低。

五.溶液

(一)分散系

1.分散系

化学上把一种或几种物质分散成很小的微粒分布在另一种物质中所组成的体系。分散成粒子的物质叫分散质,另一种物质叫分散剂。分散质、分散剂均可以是气态、液态或固态。

2.四种分散系比较

(二)溶液

1.溶液:一种或几种物质分散到另一种物质里所形成的均一稳定的混合物叫作溶液。特征是均一、稳定、透明。

2.饱和溶液、溶解度

(1)饱和溶液和不饱和溶液:在一定温度下,在一定量的溶剂里,不能再溶解某种溶质的溶液,叫作这种溶质的饱和溶液;还能继续溶解某种溶质的溶液,叫作不饱和溶液。

(2)溶解度:在一定温度下,某固体物质在100克溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量,叫作这种物质在这种物质在这种溶剂里的溶解度。常用s表示。质量分数ω=S(100+s)×100%

(3)温度对溶解度的影响

固体物质的溶解度,一般随温度升高而增大(食盐溶解度变化不大;Ca(OH)2溶解度随温度升高而减小)。气体物质溶解度,随温度升高而减小,随压强增大而增大。

(4)溶解度曲线:用纵坐标表示溶解度。横坐标表示温度。根据某溶质在不同温度时溶解度,可以画出该物质溶解度随温度变化曲线,称之为溶解度曲线。

3.了解几个概念:结晶、结晶水、结晶水合物、风化、潮解

(1)结晶:从溶液中析出晶体的过程。

(2)结晶水:以分子形式结合在晶体中的水,叫结晶水,它较容易分解出来,如:Na2CO3·10H2O=Na2CO3+10H2O,CuSO4·5H2O=CuSO4+5H2O

(3)结晶水合物:含有结晶水的化合物叫结晶水合物。结晶水合物容易失去结晶水。常见的结晶水合物有:Na2CO3·10H2O (纯碱),CuSO4·5H2O(胆矾、蓝矾),FeSO4·7H2O(绿矾),ZnSO4·7H2O(皓矾),MgCl2·KCl·6H2O(光卤石),KAl(SO4)2·12H2O 或K2SO4·Al2(SO4)3·24H2O(明矾),CaSO4·2H2O(石灰膏),H2C2O4·H2O(草酸)。

(4)风化:结晶水在常温和较干燥的空气里失去部分或全部结晶水的现象叫风干。

(5)风化本质:结晶水合物分解Na2CO3·10H2O(无色晶体)=Na2CO3·H2O(白色粉末)+9H2O

(6)风化现象:由晶体状逐渐变成粉末。因此凡具有此现象的自然过程过程都可称为风化,如岩石的风化,它显然不属于结晶水合物失去结晶水的过程。

(7)潮解:某些易溶于水的物质吸收空气中的水蒸汽,在晶体表面逐渐形成溶液或全部溶解的现象叫潮解。

(8)易潮解的物质有:CaCl2、MgCl2、NaOH等。

(9)粗盐易潮解,而精盐不易潮解。这是因为粗盐中含有少量MgCl2杂质的缘故。

4.胶体

(1)定义:分散质的微粒在1nm~100nm之间分散系,叫作胶体。

(2)分类:按分散剂的状态分为液溶胶:Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、固溶胶、有色玻璃、气溶胶:烟、云、雾。

(3)性质:①丁达尔现象(可用来鉴别胶体和溶液)②布朗运动③电泳现象④胶体聚沉(加入电解质、加入带异种电荷的胶体、加热,均可使胶体聚沉)。

5.胶体的应用(解释问题)

①沙洲的形成

②卤水点豆腐

③明矾(或FeCl3)净水

④工业制皂的盐析

⑤冶金工业电泳除尘

六.化学反应速率、化学平衡

(一)化学反应速率

1.定义:化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的,通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加

来表示。单位:mol/(L·min)或mol/(L·s) v=△c·△t

2.规律:同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的,但这些数值,都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。如反应mA+nB=pC+qD 的v(A):v(B):v(C):v(D)=m:n:p:q 3.影响反应速率的因素

内因:参加反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的决定性因素。例如H2、F2混合后,黑暗处都发生爆炸反应,化学反应速率极快,是不可逆反应。而H2、N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应,化学反应速率较慢,由于是可逆反应,反应不能进行到底。

外因:

①浓度:当其他条件不变时,增大反应物的浓度,单位体积发生反应的分子数增加,反应速率加快。

②压强:对于有气体参加的反应,当其他条件不变时,增加压强,气体体积缩小,浓度增大,反应速率加快。

③温度:升高温度时,分子运动速率加快,有效碰撞次数增加,反应速率加快,一般来说,温度每升高10℃反应速率增大到原来的2~4倍。

④催化剂:可以同等程度增大逆反应速率。

⑤其他因素:增大固体表面积(粉碎),光照也可增大某些反应的速率,此外,超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。

【注意】:①改变外界条件时,若正反应速率增大,逆反应速率也一定增大,增大的倍数可能不同,但不可能正反应速率增大,逆反应速率减小。

②固体、纯液体浓度视为常数,不能用其表示反应速率,它们的量的变化不会引起反应速率的变化,但其颗粒的大小可影响反应速率。

③增大压强或浓度,是增大了分子之间的碰撞几率,因此增大了化学反应速率;升高温度或使用催化剂,提高了活化分子百分数,增大了有效碰撞次数,使反应速率增大。

(二)化学平衡

1.化学平衡状态:指在一定条件下的可逆反应里,正反应和逆反应的速率相等,反应混合物中各组分的浓度不变的状态。2.化学平衡状态的特征

(1)―等‖即V正=V逆>0。

(2)―动‖即是动态平衡,平衡时反应仍在进行。

(3)―定‖即反应混合物中各组分百分含量不变。

(4)―变‖即条件改变,平衡被打破,并在新的条件下建立新的化学平衡。

(5)与途径无关,外界条件不变,可逆反应无论是从正反应开始,还是从逆反应开始,都可建立同一平衡状态(等效)。3.化学平衡状态的标志

化学平衡状态的判断(以mA+nB xC+yD为例),可从以下几方面分析:

①v(B耗)=v(B生)

②v(C耗):v(D生)=x : y

③c(C)、C%、n(C)%等不变

④若A、B、C、D为气体,且m+n≠x+y,压强恒定

⑤体系颜色不变

⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量

⑦体系平均式量恒定(m+n ≠ x+y)等

4.影响化学平衡的条件

(1)可逆反应中旧化学键的破坏,新化学键的建立过程叫作化学平衡移动。

(2)化学平衡移动规律——勒沙特列原理

如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度),平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。

①浓度:增大反应物(或减小生成物)浓度,平衡向正反应方向移动。

②压强:增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。

③温度:升高温度,平衡向吸热反应方向移动。降低温度,平衡向放热反应方向移动。

④催化剂:不能影响平衡移动。

5.等效平衡

在条件不变时,可逆反应不论采取何种途径,即由正反应开始或由逆反应开始,最后所处的平衡状态是相同;一次投料或分步投料,最后所处平衡状态是相同的。某一可逆反应的平衡状态只与反应条件(物质的量浓度、温度、压强或体积)有关,而与反应途径(正向或逆向)无关。

(1)等温等容条件下等效平衡。对于某一可逆反应,在一定T、V条件下,只要反应物和生成物的量相当(即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同),则无论从反应物开始,还是从生成物开始,二者平衡等效。

(2)等温、等压条件下的等效平衡。反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应,由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同,则达到平衡后两平衡等效。

(3)在定温、定容情况下,对于反应前后气体分子数不变的可逆反应,只要反应物(或生成物)的物质的量的比值与原平衡相同,两平衡等效。

6.化学平衡计算时常用的2个率

(1)反应物转化率=转化浓度÷起始浓度×100%=转化物质的量÷起始物质的量×100%。

(2)产品的产率=实际生成产物的物质的量÷理论上可得到产物的物质的量×100%。

7.催化剂

能改变其他物质的化学反应速率,本身在反应前后质量和性质都不变的物质。通常说的催化剂是指能加快化学反应速率的正催化剂,也有减慢化学反应速率的负催化剂或阻催化剂。在反应中加负催化剂能大大延缓反应速率,使人们不需要的化学反应如金属的锈蚀,食物的腐烂,塑料的老化尽可能慢地发生。

催化剂的催化作用具有很强的选择性,某种催化剂往往只能催化某一种反应或某一类反应。使用生物酶制剂时的选择性更为突出。

常用的催化剂及催化反应

二氧化锰氯酸钾分解制氧气;过氧化氢分解成水和氧气。

五氧化二钒二氧化硫催化氧化成三氧化硫。

铁触媒合成氨。

铂或铂铑合金氨的催化氧化。

硫酸汞乙炔水化制乙醛。

醋酸锰乙醛氧化制乙酸。

镍不饱和烃及其他不饱和有机物与氢气的加成反应。

三溴化铁笨的溴化制溴苯。

… …

使用催化剂进行催化反应时,要注意对反应物的净化,避免带入的某些杂质使催化剂丧失催化功能,这种作用称作催化剂中毒。

七.电解质溶液

(一)电解质和非电解质、强电解质和弱电解质

1.电解质

凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子,在外电场作用下,自由移动的阴、阳离子分别向两极运动,并在两极发生氧化还原反应。所以说,电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。

2.分类

(1)强电解质:是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。

(2)弱电解质:是指在水溶液中只能部分电离的电解质。

3.强电解质和弱电解质的比较

S、

4.非电解质

凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。

常见的非电解质

非金属氧化物:CO2、SO2、SO3、NO2、P2O5

某些非金属氢化物:CH4、NH3

大多数有机物:苯、甘油、葡萄糖

(二)弱电解质的电离平衡

1.弱电解质的电离特点

(1)微弱:弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小,分子、离子共同存在。

(2)可逆:弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此,弱电解质的电离是可逆的。

(3)能量变化:弱电解质的电离过程是吸热的。

(4)平衡:在一定条件下最终达到电离平衡。

2.电离平衡:当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时,弱电解质的电离就处于电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种,同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。

(三)水的电离和溶液的pH值

1.水的电离和水的离子积常数

H2O是一种极弱电解质,能够发生微弱电离H2O H+ + OH–

25℃时c(H+)=c(OH–)=10–7 mol·L–1

水的离子积K w=c(H+)·c(OH–)=10–14(25℃)

①K w只与温度有关,温度升高,K w增大。如:100℃ K w=10–12

②K w适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。

2.溶液的pH

(1)pH:pH=–lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小时,用pH来表示溶液的酸碱度。

(2)含义:pH越大,c(H+)越小,c(OH–)越大,酸性越弱,碱性越强。pH越小c(H+)。c(OH–)越小,酸性越强,碱性越弱。

(3)范围:0~14

(四)盐类水解

1.盐类水解定义:在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+或OH–结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。2.盐类水解规律

(1)谁弱谁水解,谁强显谁性,越弱越水解,都弱都水解,两强不水解。

(2)多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多,故可只考虑第一步水解。

(3)水解是吸热反应,升温水解程度增大。

(4)单离子水解程度都很小,故书写水解离子方程式时要用―‖,不能用―↑‖或―↓‖符号。

3.盐类水解的类型

(1)单向水解:强酸和弱碱生成的盐,溶液呈酸性;强碱和弱酸生成的盐,溶液显碱性。如NH4Cl溶于水:

NH4+ + H2O NH3·H2O + H+

CH3COONa溶于水:CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

(2)互相促进水解:弱酸和弱碱生成的盐溶于水,电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子,二者分别结合水电离产生的H+和OH-发生水解,而水溶液的离子积不变,因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。如CH3COONH4溶于水:

CH3COO- + NH4+CH3COOH + NH3·H2O

(3)互相抑制水解:能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水,弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解,但是互相抑制,所以这一类的水解程度较小。如(NH4)2Fe(SO4)2溶于水:

NH4+ + H2O NH3·H2O + H+

Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + H+

NH4+水解产生的H+对Fe2+的水解起到抑制作用,反之也成立。

(五)电化学

1.原电池

(1)概念:将化学能转化为电能的装置。

(2)实质:化学能转化为电能。

(3)构成前提:能自发地发生氧化还原反应。

(4)构成条件:①两个电极②电解质溶液③―两极―一液‖联成回路④能自发地发生氧化还原反应。

(5)电极构成:

负极:还原性相对较强的材料。

正极:还原性相对较弱的材料。

(6)电极反应:

负极:失去电子,氧化反应。

正极:得到电子,还原反应。

2.化学电源

3.金属的腐蚀与防护

(1)定义:金属单质被空气中的成分或其他氧化剂氧化而变质的现象叫做金属腐蚀。

(2)金属腐蚀的种类分为化学腐蚀、电化学腐蚀两种。

(3)金属防护

①涂保护层。如涂油、电镀、表面处理等。

②保持干燥。

③改变金属的内部结构,使其稳定,如不锈钢。

④牺牲阳极的阴极保护法即用一种更为活泼的金属与要保护的金属构成原电池。

高一化学《化学键》知识点归纳总结及例题解析

化学键 【学习目标】 1.了解离子键、共价键、极性键、非极性键以及化学键的含义||。 2.了解离子键和共价键的形成||,增进对物质构成的认识||。 3.明确化学键与离子化合物、共价化合物的关系||。 4.会用电子式表示原子、离子、离子化合物、共价化合物以及离子化合物和共价化合物的形成过程||。 重点:离子键、共价键、离子化合物、共价化合物的涵义||。 难点:用电子式表示原子、离子、化合物以及化合物的形成过程||。 【要点梳理】 要点一、离子键 1.定义:带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键||。 要点诠释: 原子在参加化学反应时||,都有通过得失电子或形成共用电子对使自己的结构变成稳定结构的倾向||。例如Na与Cl2反应过程中||,当钠原子和氯原子相遇时||,钠原子的最外电子层的1个电子转移到氯原子的最外电子层上||,使钠原子和氯原子分别形成了带正电荷的钠离子和带负电荷的氯离子||。这两种带有相反电荷的离子通过静电作用||,形成了稳定的化合物||。我们把带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键||。 2.成键的粒子:阴阳离子||。 3.成键的性质:静电作用||。 阴阳离子间的相互作用(静电作用)包括: ①阳离子与阴离子之间的吸引作用; ②原子核与原子核之间的排斥作用; ③核外电子与核外电子之间的作用||。 4.成键原因:通过电子得失形成阴阳离子||。 5.成键条件: (1)活泼金属与活泼的非金属化合时||,一般都能形成离子键||。如IA、ⅡA族的金属元素(如Li、Na、K、Mg、Ca等)与ⅥA、ⅦA族的非金属元素(如O、S、F、Cl、Br、I等)之间化合||。 (2)金属阳离子(或铵根离子)与某些带负电荷的原子团之间(如Na+与OH-、SO42-等)含有离子键||。 6.存在离子键的物质:强碱、低价态金属氧化物和大部分盐等离子化合物||。 7.离子键的形成过程的表示: 要点二、共价键 1.定义:原子间通过共用电子对所形成的相互作用称为共价键||。 要点诠释:

高中化学复习必背知识点【高考必备】

高考化学复习必背知识点(一) 一、常见物质的俗名及成分 1.硫酸盐类 (1)皓矾:ZnSO4·7H2O (2)重晶石(钡餐):BaSO4 (3)绿矾:FeSO4·7H2O (4)芒硝:Na2SO4·10H2O (5)明矾: KAl(SO4)2·12H2O (6)蓝矾(胆矾):CuSO4·5H2O (7)熟石膏:2CaSO4·H2O 2.矿石类 (1)电石:CaC2 (2)磁铁矿石:Fe3O4 (3)赤铁矿石:Fe2O3 (4)石英:SiO2 (5)刚玉(蓝宝石,红宝石):Al2O3 3.气体类 (1)高炉煤气:CO、CO2等混合气体(2)水煤气:CO、H2 (3)天然气(沼气):CH4 4.有机类 (1)福尔马林:35%~40%的HCHO水溶液(2)蚁酸:HCOOH (3)尿素:CO(NH2)2 (4)氯仿:CHCl3 (5)甘油:CH2OH—CHOH —CH2OH (6)硬脂酸:C17H35COOH

(7)软脂酸:C15H31COOH (8)油酸:C17H33COOH (9)肥皂:C17H35COONa(10)银氨溶液:Ag(NH3)2OH (11)葡萄糖: C6H12O6 (12)蔗糖:C12H22O11 (13)淀粉:(C6H10O5)n (14)石炭酸:苯酚 5.其他类 (1)石灰乳:Ca(OH)2 (2)铜绿:Cu2(OH)2CO3 (3)王水:浓盐酸、浓HNO3(按体积比3∶1混合) (4)泡花碱:Na2SiO3 (5)小苏打:NaHCO3 (6)纯碱、苏打:Na2CO3 (7)大苏打:Na2S2O3·5H2O (8)光卤石:MgCl2·6H2O (9)生理盐水:0.9%的氯化钠溶液(10)漂白液:有效成分NaClO,非有效成分NaCl (11)漂白粉:有效成分Ca(ClO)2,非有效成分CaCl2 (12)碱石灰:CaO、NaOH 二、物质的状态和颜色 1.固体物质 淡黄色:S、Na2O2、AgBr、三硝基甲苯黄色:Au、AgI、Ag3PO4、FeS2 紫红色:Cu 红色:Cu2O 红棕色:红磷、Fe2O3 棕黄色:CuCl2、FeCl3

高中化学基础知识点归纳总结

高中化学基础知识点归纳总结 化学不好的高中生,要注重基础知识的理解。只有将最基础的知识掌握好了,才能进一步有难度的知识。下面是为大家的高中化学必备知识,希望对大家有用! 1、放热反应和吸热反应 化学反应一定伴随着能量变化。 放热反应:反应物总能量大于生成物总能量的反应 常见的放热反应:燃烧,酸碱中和,活泼金属与酸发生的置换反应 吸热反应:反应物总能量小于生成物总能量的反应 常见的吸热反应:Ba(OH)2?8H2O和NH4Cl的反应,灼热的碳和二氧化碳的反应 C、CO、H2还原CuO 2、各物理量之间的转化公式和推论

⑴微粒数目和物质的量:n==N / NA,N==nNA NA——阿伏加德罗常数。规定0.012kg12C所含的碳原子数目为一摩尔,约为6.02×1023个,该数目称为阿伏加德罗常数 ⑵物质的量和质量:n==m / M,m==nM ⑶对于气体,有如下重要公式 a、气体摩尔体积和物质的量:n==V / Vm,V==nVm 标准状况下:Vm=22.4L/mol b、阿伏加德罗定律:同温同压下V(A) / V(B) == n(A) / n(B) == N(A) / N(B) c、气体密度公式:ρ==M / Vm,ρ1/ρ2==M1 / M2 ⑷物质的量浓度与物质的量关系 (对于溶液)a、物质的量浓度与物质的量 C==n / V,n==CV b、物质的量浓度与质量分数 C==(1000ρω) / M

3、配置一定物质的量浓度的溶液 ①计算:固体的质量或稀溶液的体积 ②称量:天平称量固体,量筒或滴定管量取液体(准确量取) ③溶解:在烧杯中用玻璃棒搅拌 ④检漏:检验容量瓶是否漏水(两次) ⑤移液:冷却到室温,用玻璃棒将烧杯中的溶液转移至选定容积的容量瓶中 ⑥洗涤:将烧杯、玻璃棒洗涤2—3次,将洗液全部转移至容量瓶中(少量多次) ⑦定容:加水至叶面接近容量瓶刻度线1cm—2cm处时,改用胶头滴管加蒸馏水至溶液的凹液面最低点刚好与刻度线相切 ⑧摇匀:反复上下颠倒,摇匀,使得容量瓶中溶液浓度均匀

高二化学重点知识点归纳总结

高二化学重点知识点归纳总结 高二化学重点知识点归纳总结 一、化学反应的热效应 1、化学反应的反应热 (1)反应热的概念: 当化学反应在一定的温度下进行时,反应所释放或吸收的热量称为该反应在此温度下的热效应,简称反应热。用符号Q表示。 (2)反应热与吸热反应、放热反应的关系。 Q>0时,反应为吸热反应;Q<0时,反应为放热反应。 (3)反应热的测定 测定反应热的仪器为量热计,可测出反应前后溶液温度的变化,根据体系的热容可计算出反应热,计算公式如下: Q=-C(T2-T1)式中C表示体系的热容,T1、T2分别表示反应前和 反应后体系的温度。实验室经常测定中和反应的反应热。 2、化学反应的焓变 (1)反应焓变 物质所具有的能量是物质固有的性质,可以用称为“焓”的物理量来描述,符号为H,单位为kJ·mol-1。 反应产物的总焓与反应物的总焓之差称为反应焓变,用ΔH表示。 (2)反应焓变ΔH与反应热Q的关系。

对于等压条件下进行的化学反应,若反应中物质的能量变化全部转化为热能,则该反应的反应热等于反应焓变,其数学表达式为:Qp=ΔH=H(反应产物)-H(反应物)。 (3)反应焓变与吸热反应,放热反应的.关系: ΔH>0,反应吸收能量,为吸热反应。 ΔH<0,反应释放能量,为放热反应。 (4)反应焓变与热化学方程式: 把一个化学反应中物质的变化和反应焓变同时表示出来的化学方程式称为热化学方程式,如:H2(g)+ O2(g)=H2O(l);ΔH(298K)=-285.8kJ·mol-1 书写热化学方程式应注意以下几点: ①化学式后面要注明物质的聚集状态:固态(s)、液态(l)、气态 (g)、溶液(aq)。 ②化学方程式后面写上反应焓变ΔH,ΔH的单位是J·mol-1或kJ·mol-1,且ΔH后注明反应温度。 ③热化学方程式中物质的系数加倍,ΔH的数值也相应加倍。 3、反应焓变的计算 (1)盖斯定律 对于一个化学反应,无论是一步完成,还是分几步完成,其反应焓变一样,这一规律称为盖斯定律。 (2)利用盖斯定律进行反应焓变的计算。 常见题型是给出几个热化学方程式,合并出题目所求的热化学方程式,根据盖斯定律可知,该方程式的ΔH为上述各热化学方程式的ΔH的代数和。 (3)根据标准摩尔生成焓,ΔfHmθ计算反应焓变ΔH。

2020届高中化学高考总复习必背知识点总结

高考化学一轮复习知识点总结 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 同温同压下,M1/M2=ρ1/ρ2 注意:①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。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,×105Pa、25℃时等。 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-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与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;Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。(3)有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、 C17H35COO-、等与H+不能大量共存;一些酸式弱酸根如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AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在;如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。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3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓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-、I-和Fe3+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MnO4-、Cr2O7-、

高中化学知识点总结之《化学键》

化学键 ——2016.3.20 一、化学键与物质类别 【例1】 化学键使得一百多种元素构成了世界的万事万物。关于化学键的下列叙述中正确的是( ) A .离子化合物可能含共价键,共价化合物中可能含离子键 B .共价化合物可能含离子键,离子化合物中只含离子键 C .构成单质分子的微粒一定含有化学键 D .在氧化钠中,除氧离子和钠离子的静电吸引作用外,还存在电子与电子、原子核与 原子核之间的排斥作用 【例2】 下列反应过程中,同时有离子键、极性共价键和非极性共价键的断裂和形成的反 应是( ) A .NH 4Cl=====△ NH 3↑+HCl ↑ B .NH 3+CO 2+H 2O===NH 4HCO 3 C .2NaOH +Cl 2===NaCl +NaClO +H 2O D .2Na 2O 2+2CO 2===2Na 2CO 3+O 2 总结:化学键与物质的类别 除稀有气体内部无化学键外,其他物质内部都存在化学键。化学键与物质的类别之间的关系可概括如下: ①只含有极性共价键的物质一般是不同种非金属元素形成的共价化合物,如 SiO 2、 HCl 、 CH 4等。 ②只含有非极性共价键的物质是同种非金属元素形成的单质,如 Cl 2、 P 4、金刚石等。 ③既有极性键又有非极性键的共价化合物一般由多个原子组成,如 H 2O 2、 C 2H 4等。 ④只含离子键的物质主要是由活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物,如 Na 2S 、 CaCl 2、 NaCl 等。 ⑤既有离子键又有极性共价键的物质,如 NaOH 、 K 2SO 4等;既有离子键又有非极性共价键的物质,如 Na 2O 2等。 ⑥仅由非金属元素形成的离子化合物,如 NH 4Cl 、 NH 4NO 3等。 ⑦金属元素和非金属元素间可能存在共价键,如 AlCl 3等。 二、八电子稳定结构 【例3】 含有极性键且分子中各原子都满足8电子稳定结构的化合物是 ( ) A .CH 4 B .CH 2===CH 2 C .CO 2 D .N 2 【例4】 下列物质中所有原子均满足最外层8电子稳定结构的化合物是 ( ) A .PCl 5 B .P 4 C .CCl 4 D .NH 3

高中化学复习知识点:新型电池

高中化学复习知识点:新型电池 一、单选题 1.在某种光电池中,当光照在表面涂有氯化银的银片上时,发生反应:AgCl(s) Ag(s)+Cl(AgCl)[Cl(AgCl)表示生成的氯原子吸附在氯化银表面],接着发生反应: Cl(AgCl)+e-=Cl-(aq)+AgCl(s)。如图为用该光电池电解尿素[CO(NH2)2]的碱性溶液制氢的装置示意图,下列叙述正确的是() A.光电池工作时,Ag极为电流流出极,发生氧化反应 B.制氢装置溶液中K+移向A极 C.光电池工作时,Ag电极发生的反应为2Cl--2e-=Cl2↑ D.制氢装置工作时,A极的电极反应式为CO(NH2)2+8OH-?6e-=CO32-+6H2O+N2↑2.一种新型燃料电池,一极通入空气,另一极通入丁烷(C4H10)气体,电解质是掺杂氧化钇(Y2O3)的氧化锆(ZrO2)晶体,其在熔融状态下能传导O2-。已知电池的总反应是2C4H10+13O2→8CO2+10H2O。下列说法不正确的是() A.在熔融电解质中,O2-向负极移动 B.通入丁烷的一极是负极,电极反应为C4H10+26e-+13O2-=4CO2+5H2O C.通入空气的一极是正极,电极反应为O2+4e-=2O2- D.通入丁烷的一极是正极,电极反应为C4H10+26e-+13O2-=4CO2+5H2O 3.一种直接铁燃料电池(电池反应为:3Fe + 2O2=Fe3O4)的装置如图所示,下列说法正确的是 A.Fe极为电池正极

B.KOH溶液为电池的电解质溶液 C.电子由多孔碳极沿导线流向Fe极 D.每5.6gFe参与反应,导线中流过1.204×1023个e- 4.我国首创的海洋电池以铝板为负极,铂网为正极,海水为电解质溶液,电池总反应为4Al+3O2+6H2O=4Al(OH)3。下列说法不正确的是() A.正极的电极反应为O2+2H2O+4e-=4OH- B.电池工作时,电流由铝电极沿导线流向铂电极 C.以网状的铂为正极,可增大其与氧气的接触面积 D.该电池通常只需要更换铝板就可继续使用 5.比亚迪公司开发了锂钒氧化物二次电池。电池总反应为V2O5+xLi Li x V2O5,下列说法正确的是 A.该电池充电时,锂电极与外加电源的负极相连 B.该电池放电时,Li+向负极移动 C.该电池充电时,阴极的反应为Li x V2O5-xe-=V2O5+xLi+ D.若放电时转移 0.2 mol 电子,则消耗锂的质量为 1.4x g 6.铁镍可充电电池以KOH溶液为电解液,放电时的总反应为 Fe+Ni2O3+3H2O=Fe(OH)2+2Ni(OH)2,下列有关该电池的说法正确的是 A.放电时,K+向Fe电极迁移 B.放电时,正极反应式为Fe-2e-+2OH-=Fe(OH)2 C.充电时,阴极附近溶液的pH增大 D.充电时,阴极反应式为2Ni(OH)2-2e-+2OH-=Ni2O3+3H2O 7.利用“Na-CO2”电池将CO2变废为宝。我国科研人员研制出的可充电“Na-CO2”电池,以钠箔和多壁碳纳米管(MWCNT)为电极材料,放电反应方程式为4Na+3CO2=2Na2CO3+C。放电时该电池“吸入”CO2,其工作原理如图3所示,下列说法中错误的是() A.电流流向为:MWCNT→导线→钠箔 B.放电时,正极的电极反应式为 3CO2+4Na++4e-=2Na2CO3+C

高中化学知识点总结材料

高中化学基础知识整理 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 同温同压下,M1/M2=ρ1/ρ2 注意:①阿伏加德罗定律也适用于不反应的混合气体。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℃时等。 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-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与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;Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。 (3)有弱电解质生成。如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、 CN-、C17H35COO-、等与H+不能大量共存;一些酸式弱酸根如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AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在;如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。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3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3↓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-、I-和Fe3+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MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-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反应不能共在。H+与S2O32-不能大量共存。 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-等;Fe3+与CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-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。

(完整版)最新高一化学重点重要知识点超详细点总结归纳总结

高一化学重点知识点总结归纳 【一】 (一)由概念不清引起的误差 1.容量瓶的容量与溶液体积不一致。 例:用500mL容量瓶配制450mL0.1moL/L的氢氧化钠溶液,用托 盘天平称取氢氧化钠固体 1.8g。分析:偏小。容量瓶只有一个刻度线, 且实验室常用容量瓶的规格是固定的(50mL、100mL、250mL、500mL、1000mL),用500mL容量瓶只能配制500mL一定物质的量浓度的溶液。 所以所需氢氧化钠固体的质量应以500mL溶液计算,要称取 2.0g氢氧 化钠固体配制500mL溶液,再取出450mL溶液即可。 2.溶液中的溶质与其结晶水合物的不一致。 例:配制500mL0.1moL/L的硫酸铜溶液,需称取胆矾8.0g。分析:偏小。胆矾为CuSO4·5H2O,而硫酸铜溶液的溶质是CuSO4。配制上述 溶液所需硫酸铜晶体的质量应为12.5g,因为所称量的溶质质量偏小, 所以溶液浓度偏小。 (二)由试剂纯度引起的误差 3.结晶水合物风化或失水。 例:用生石膏配制硫酸钙溶液时,所用生石膏已经部分失水。分 析:偏大。失水的生石膏中结晶水含量减少,但仍用生石膏的相对分 子质量计算,使溶质硫酸钙的质量偏大,导致所配硫酸钙溶液的物质 的量浓度偏大。 4.溶质中含有其他杂质。 例:配制氢氧化钠溶液时,氢氧化钠固体中含有氧化钠杂质。分 析:偏大。氧化钠固体在配制过程中遇水转变成氢氧化钠,31.0g氧化

钠可与水反应生成40.0g氢氧化钠,相当于氢氧化钠的质量偏大,使 结果偏大。 (三)由称量不准确引起的误差 5.称量过程中溶质吸收空气中成分。 例:配制氢氧化钠溶液时,氢氧化钠固体放在烧杯中称量时间过长。分析:偏小。氢氧化钠固体具有吸水性,使所称量的溶质氢氧化 钠的质量偏小,导致其物质的量浓度偏小。所以称量氢氧化钠固体时 速度要快或放在称量瓶中称量。 6.称量错误操作。 例:配制氢氧化钠溶液时,天平的两个托盘上放两张质量相等的 纸片。分析:偏小。在纸片上称量氢氧化钠,吸湿后的氢氧化钠会沾 在纸片上,使溶质损失,浓度偏小。 7.天平砝码本身不标准。 例:天平砝码有锈蚀。分析:偏大。天平砝码锈蚀是因为少量铁 被氧化为铁的氧化物,使砝码的质量增大,导致实际所称溶质的质量 也随之偏大。若天平砝码有残缺,则所称溶质的质量就偏小。 8.称量时药品砝码位置互换。 例:配制一定物质的量浓度的氢氧化钠溶液,需称量溶质 4.4g,称量时天平左盘放砝码,右盘放药品。分析:偏小。溶质的实际质量 等于砝码质量 4.0g减去游码质量0.4g,为3.6g。即相差两倍游码所 示的质量。若称溶质的质量不需用游码时,物码反放则不影响称量物 质的质量。 9.量筒不干燥。

化学键知识点

离子键 一离子键与离子化合物 1.氯化钠的形成过程: 2.离子键 (1)概念:带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键。 (2)实质: (3)成键微粒:阴、阳离子。 (4)离子键的形成条件:离子键是阴、阳离子间的相互作用,如果是原子成离子键时,一方要容易失去电子,另一方要容易得到电子。 ①活泼金属与活泼的非金属化合时,一般都能形成离子键。如第IA、ⅡA族的金属元素(如Li、Na、K、Mg、Ca等)与第ⅥA、ⅦA族的非金属元素(如O、S、F、Cl、Br、I等)化合时,一般都能形成离子键。 ②金属阳离子与某些带负电荷的原子团之间(如Na+与OH-、SO4-2等)形成离子键。 ③铵根离子与酸根离子(或酸式根离子)之间形成离子键,如NH4NO3、NH4HSO4。 【注意】①形成离子键的主要原因是原子间发生了电子的得失。 ②离子键是阴、阳离子间吸引力和排斥力达到平衡的结果,所以阴、阳离子不会无限的靠近,也不会间距很远。 3.离子化合物 (1)概念:由离子键构成的化合物叫做离子化合物。 (2)离子化合物主要包括强碱[NaOH、KOH、B a(O H)2等]、金属氧化物(K2O、Na2O、

MgO 等)和绝大数盐。 【注意】离子化合物中一定含有离子键,含有离子键的化合物一定是离子化合物。 二 电子式 1.电子式的概念 在元素符号周围,用“· ”或“×”来表示原子的最外层电子的式子叫电子式。 (1)原子的电子式:元素周围标明元素原子的最外层电子,每个方向不能超过2个电子。当最外层电子数小于或等于4时以单电子分步,多于4时多出部分以电子对分布。例如: (2)简单阳离子的电子式:简单阳离子是由金属原子失电子形成的,原子的最外层已无电子,故用阳离子的符号表示,如: Na +、Li +、Mg +2、Al +3等。 (3)简单阴离子的电子式:不但要画出最外层电子数,而且还应用括号“[ ]”括起来,并在右上角标出“- n ”电荷字样。例如:氧离子 、氟离子 。 (4)多原子离子的电子式:不仅要画出各原子最外层电子数,而且还应用括号“[ ]”括 起来,并在右上角标出“-n ”或“+ n 电荷字样。例如:铵根离子 氢氧根离子 。 (5)离子化合物的电子式:每个离子都要单独写,而且要符合阴阳离子相邻关系,如MgCl 2要写成 ,不能写成,也不能写成 。 2.用电子式表示离子化合物的形成过程 例如:NaCl 的形成过程:; Na 2O 的形成过程: CaBr 2的形成过程: F

高中化学知识点总结

高中化学方程式和重要知识点总结(新课标版) 1.与碱反应产生气体 (1) (2)铵盐:O H NH NH 234+↑?→?+碱 2.与酸反应产生气体 (1) (2)()()()2332222332H H H CO HCO CO S HS H S SO HSO SO ++ +------ ???→↑????→↑ ????→↑??化合物 3.Na 2S 2O 3与酸反应既产生沉淀又产生气体: S 2O 32-+2H +=S ↓+SO 2↑+H 2O 4.与水反应产生气体 (1)单质 (2)化合物 5.强烈双水解 6.既能酸反应,又能与碱反应 (1)单质:Al (2)化合物:Al 2O 3、Al(OH)3、弱酸弱碱盐、弱酸的酸式盐、氨基酸。 7.与Na 2O 2反应 ???? ??? ↑ +=++↑+=++↑ ??→?-232222222232222H SiO Na O H NaOH Si H NaAlO O H NaOH Al H Si Al OH 、单质?? ???????????????????????↑↑??→?↑???→??????↑↑??→?↑↑?? ?→??????↑↑??→?↑?? ?→?↑ ??→?22222222223 4 23 423 4 2NO SO SO S CO NO CO SO C NO NO SO H HNO SO H HNO SO H HNO SO H HCl 、、、非金属、金属单质浓浓浓浓浓???? ?↑+=+↑ +=+22222422222O HF O H F H NaOH O H Na ()()()??? ??? ?↑ +=+↑+↓=+↑ +↓=+↑+=+22222232323222322222326233422H C OH Ca O H CaC S H OH Al O H S Al NH OH Mg O H N Mg O NaOH O H O Na ( ) ()( ) ()()?????↓?? →?↓ +↑??→?↓+↑??→?- ----+32322323233222OH Al AlO OH Al S H HS S OH Al CO HCO CO Al O H O H O H 与???? ?+↑??→?+↑??→?NaOH O CO Na O O H CO 232222

高中化学必修2知识点总结绝对全复习过程

高中化学必修2知识点归纳总结 第一章物质结构元素周期律 一、原子结构 质子(Z个) 原子核注意: 中子(N个) 质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N) 1.)原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数 核外电子(Z个) ★熟背前20号元素,熟悉1~20号元素原子核外电子的排布: H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律:①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里;②各电子层最多容纳的电子数是2n2; ③最外层电子数不超过8个(K层为最外层不超过2个),次外层不超过18个,倒数第三层电子数不超过32个。 电子层:一(能量最低)二三四五六七 对应表示符号: K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素 元素:具有相同核电荷数的同一类原子的总称。 核素:具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 同位素:质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则: ①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同 ......的各元素从左到右排成一横行 ..。(周期序数=原子的电子层数) ③把最外层电子数相同 ........的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行 ..。 主族序数=原子最外层电子数 2.结构特点: 核外电子层数元素种类 第一周期 1 2种元素 短周期第二周期 2 8种元素 周期第三周期 3 8种元素 元(7个横行)第四周期 4 18种元素 素(7个周期)第五周期 5 18种元素 周长周期第六周期 6 32种元素 期第七周期 7 未填满(已有26种元素) 表主族:ⅠA~ⅦA共7个主族 族副族:ⅢB~ⅦB、ⅠB~ⅡB,共7个副族 (18个纵行)第Ⅷ族:三个纵行,位于ⅦB和ⅠB之间 (16个族)零族:稀有气体 三、元素周期律 1.元素周期律:元素的性质(核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性)随着核电荷数的递增 而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化 ...................的必然结果。 2.同周期元素性质递变规律

高中化学一轮复习知识点

第一章从实验学化学 一、化学计量 ①物质的量 定义:表示一定数目微粒的集合体符号n 单位摩尔符号 mol N 公式:n= NA ②摩尔质量:单位物质的量的物质所具有的质量用M表示单位:g/mol 数值上等于该物质的分子量 质量与物质的量 m 公式:n= M ③物质的体积决定:①微粒的数目②微粒的大小③微粒间的距离 微粒的数目一定固体液体主要决定②微粒的大小 气体主要决定③微粒间的距离 体积与物质的量 V 公式:n= Vm 标准状况下,1mol任何气体的体积都约为22.4L ④阿伏加德罗定律:同温同压下,相同体积的任何气体都含有相同的分子数 ⑤物质的量浓度:单位体积溶液中所含溶质B的物质的量。符号C 单位:mol/l 公式:C B=n B/V n B=C B×V V=n B/C B 溶液稀释规律 C(浓)×V(浓)=C(稀)×V(稀) ⑥溶液的配置 (l)配制溶质质量分数一定的溶液 计算:算出所需溶质和水的质量。把水的质量换算成体积。如溶质是液体时,要算出液体的体积。 称量:用天平称取固体溶质的质量;用量简量取所需液体、水的体积。 溶解:将固体或液体溶质倒入烧杯里,加入所需的水,用玻璃棒搅拌使溶质完全溶解. (2)配制一定物质的量浓度的溶液(配制前要检查容量瓶是否漏水) 计算:算出固体溶质的质量或液体溶质的体积。 称量:用托盘天平称取固体溶质质量,用量简量取所需液体溶质的体积。 溶解:将固体或液体溶质倒入烧杯中,加入适量的蒸馏水(约为所配溶液体积的1/6),用玻璃棒搅拌使之溶解,冷却到室温后,将溶液引流注入容量瓶里。 洗涤(转移):用适量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2-3次,将洗涤液注入容量瓶。振荡,使溶液混合均匀。 定容:继续往容量瓶中小心地加水,直到液面接近刻度2-3mm处,改用胶头滴管加水,使溶液凹面恰好与刻度相切。把容量瓶盖紧,再振荡摇匀。 5、过滤过滤是除去溶液里混有不溶于溶剂的杂质的方法。 过滤时应注意:①一贴:将滤纸折叠好放入漏斗,加少量蒸馏水润湿,使滤纸紧

人教版高中化学知识点详细总结(很全面)

高中化学重要知识点详细总结一、俗名 无机部分: 纯碱、苏打、天然碱、口碱:Na2CO3小苏打:NaHCO3大苏打:Na2S2O3石膏(生石膏):CaSO4.2H2O 熟石膏:2CaSO4·.H2O 莹石:CaF2重晶石:BaSO4(无毒)碳铵:NH4HCO3 石灰石、大理石:CaCO3生石灰:CaO 食盐:NaCl 熟石灰、消石灰:Ca(OH)2芒硝:Na2SO4·7H2O (缓泻剂) 烧碱、火碱、苛性钠:NaOH 绿矾:FaSO4·7H2O 干冰:CO2明矾:KAl (SO4)2·12H2O 漂白粉:Ca (ClO)2、CaCl2(混和物)泻盐:MgSO4·7H2O 胆矾、蓝矾:CuSO4·5H2O 双氧水:H2O2皓矾:ZnSO4·7H2O 硅石、石英:SiO2刚玉:Al2O3 水玻璃、泡花碱、矿物胶:Na2SiO3铁红、铁矿:Fe2O3磁铁矿:Fe3O4黄铁矿、硫铁矿:FeS2铜绿、孔雀石:Cu2 (OH)2CO3菱铁矿:FeCO3赤铜矿:Cu2O 波尔多液:Ca (OH)2和CuSO4石硫合剂:Ca (OH)2和S 玻璃的主要成分:Na2SiO3、CaSiO3、SiO2过磷酸钙(主要成分):Ca (H2PO4)2和CaSO4重过磷酸钙(主要成分):Ca (H2PO4)2天然气、沼气、坑气(主要成分):CH4水煤气:CO和H2硫酸亚铁铵(淡蓝绿色):Fe (NH4)2 (SO4)2溶于水后呈淡绿色 光化学烟雾:NO2在光照下产生的一种有毒气体王水:浓HNO3与浓HCl按体积比1:3混合而成。 铝热剂:Al + Fe2O3或其它氧化物。尿素:CO(NH2) 2 有机部分: 氯仿:CHCl3电石:CaC2电石气:C2H2 (乙炔) TNT:三硝基甲苯酒精、乙醇:C2H5OH 氟氯烃:是良好的制冷剂,有毒,但破坏O3层。醋酸:冰醋酸、食醋CH3COOH 裂解气成分(石油裂化):烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。甘油、丙三醇:C3H8O3 焦炉气成分(煤干馏):H2、CH4、乙烯、CO等。石炭酸:苯酚蚁醛:甲醛HCHO 福尔马林:35%—40%的甲醛水溶液蚁酸:甲酸HCOOH 葡萄糖:C6H12O6果糖:C6H12O6蔗糖:C12H22O11麦芽糖:C12H22O11淀粉:(C6H10O5)n 硬脂酸:C17H35COOH 油酸:C17H33COOH 软脂酸:C15H31COOH 草酸:乙二酸HOOC—COOH 使蓝墨水褪色,强酸性,受热分解成CO2和水,使KMnO4酸性溶液褪色。二、颜色 铁:铁粉是黑色的;一整块的固体铁是银白色的。Fe2+——浅绿色Fe3O4——黑色晶体 Fe(OH)2——白色沉淀Fe3+——黄色Fe (OH)3——红褐色沉淀Fe (SCN)3——血红色溶液FeO——黑色的粉末Fe (NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色Fe2O3——红棕色粉末FeS——黑色固体 铜:单质是紫红色Cu2+——蓝色CuO——黑色Cu2O——红色CuSO4(无水)—白色CuSO4·5H2O——蓝色Cu2(OH)2CO3—绿色Cu(OH)2——蓝色[Cu(NH3)4]SO4——深蓝色溶液 BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl 、Mg (OH)2、三溴苯酚均是白色沉淀 Al(OH)3白色絮状沉淀H4SiO4(原硅酸)白色胶状沉淀 Cl2、氯水——黄绿色F2——淡黄绿色气体Br2——深红棕色液体I2——紫黑色固体 HF、HCl、HBr、HI均为无色气体,在空气中均形成白雾 CCl4——无色的液体,密度大于水,与水不互溶KMnO4--——紫色MnO4-——紫色 Na2O2—淡黄色固体Ag3PO4—黄色沉淀S—黄色固体AgBr—浅黄色沉淀 AgI—黄色沉淀O3—淡蓝色气体SO2—无色,有剌激性气味、有毒的气体 SO3—无色固体(沸点44.8 0C)品红溶液——红色氢氟酸:HF——腐蚀玻璃 N2O4、NO——无色气体NO2——红棕色气体NH3——无色、有剌激性气味气体 三、现象: 1、铝片与盐酸反应是放热的,Ba(OH)2与NH4Cl反应是吸热的; 2、Na与H2O(放有酚酞)反应,熔化、浮于水面、转动、有气体放出;(熔、浮、游、嘶、红) 3、焰色反应:Na 黄色、K紫色(透过蓝色的钴玻璃)、Cu 绿色、Ca砖红、Na+(黄色)、K+(紫色)。 4、Cu丝在Cl2中燃烧产生棕色的烟; 5、H2在Cl2中燃烧是苍白色的火焰; 6、Na在Cl2中燃烧产生大量的白烟; 7、P在Cl2中燃烧产生大量的白色烟雾; 8、SO2通入品红溶液先褪色,加热后恢复原色; 9、NH3与HCl相遇产生大量的白烟;10、铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的白光; 11、镁条在空气中燃烧产生刺眼白光,在CO2中燃烧

高中化学知识点总结与归纳

目录 高中化学学习方法………………………………………( 2 ) 高中化学必背知识点……………………………………( 3 ) 高中化学重点……………………………………………( 16 ) 化学计算………………………………………………....( 2 1 ) 解题技巧…………………………………………………( 2 5 ) 高中化学学习方法 经过初中的学习,学生对化学这一学科有了基础的了解。但针对高中有化学学习,在部分学生还 茫然无措。现在就结合高中化学元素的特点,谈谈我对高中化学的认识和学方法的总结初中化学来说,知识量更加庞大,内容更加繁杂。但经过细细的摸索和分析,它仍有规律可循。只要把握好这些规律,高中化学的学习将会变得比较简单。 首先,牢牢地把握好元素周期律这些规律,就为我们学习元素打下了艰实的基础, 然后结合具体元素的特殊性,加以补充,这样对元素这部分的学习就显得相当容易。 其次,紧紧抓住“结构决定性质,性质决定用途”这条原则,切实掌握物质的结 构和性质,并与应用结合起来,这样就能够从识记的水平提高到运用的水平。这也是 高考考查的能力之一。 还要学会活学活用,通过类比的方法,掌握一系列元素的性质,一类化学反应的实质。这样就在很大程度上解决了记忆量大,内容繁多的问题。 下面我谈谈高中化学的课堂学习方法: 考虑到高中学生的素质,切实做好预习是不可能的,但这并不等于放弃课前预习。要对老师的问题有些了解,为听课做好准备。 课堂上务必要认真听课,跟着老师的点拨思路走,通过老老师的引导,最终解决问题。在课堂上一定要慎防发做笔记代替听课,这样会大大降低听课质量。笔记可以在课后根据自己的记忆和理解补记。课堂上一定要勤,勤问,勤思,勤动手。做到以上这些,就会使课堂学习变得充实而有效。 课后复习也是非常重要的一个环节。要对老师讲过的知识加以总结,再思考,最后成为自己的东西。 希望同学们根据以上学习方法,结合自身学习状况,形成一套适合自已的学习方法,以此来提高学习成绩。

整个高中化学非常详细的知识点的总结

整个高中化学非常详细的知识点的总结 化学中琐碎的知识点 1.氢离子的氧化性属于酸的通性,即任何可溶性酸均有氧化性。 2.不是所有的物质都有化学键结合。如:稀有气体。 3.不是所有的正四面体结构的物质键角为109。28,如:白磷。 5.电解质溶液导电,电解抛光,等都是化学变化。 6.常见气体溶解度大小:NH3.>HCL>SO2>H2S>CL2>CO2 7.相对分子质量相近且等电子数,分子的极性越强,熔点沸点越高。如:CO>N2 8.有单质参加或生成的反应不一定为氧化还原反应。如:氧气与臭氧的转化。 9.氟元素既有氧化性也有还原性。 F-是F元素能失去电子具有还原性。 10.HCL ,SO3,NH3的水溶液可以导电,但是非电解质。 11.全部由非金属元素组成的物质可以使离子化合物。如:NH4CL。 12.ALCL3是共价化合物,熔化不能导电。 13.常见的阴离子在水溶液中的失去电子顺序: F-

16.CL2 ,SO2,NA2O2都有漂白作用,但与石蕊反应现象不同: SO2使溶液变红,CL2则先红后褪色,Na2O2则先蓝后褪色。 17.氮气分子的键能是所有双原子分子键能中最大的。 18.发烟硝酸和发烟硫酸的“发烟”原理是不相同的。 发烟硝酸发出的"烟"是HNO3与水蒸气形成的酸雾 发烟硫酸的"烟"是SO3 19.镁和强酸的铵盐溶液反应得到氨气和氢气。 20.在金属铝的冶炼中,冰晶石起溶剂作用,要不断补充碳块和氯化铝。 21.液氨,乙二醇,丙三醇可作制冷剂。光纤的主要原料为SiO2。 22.常温下,将铁,铝,铬等金属投入浓硝酸中,发生了化学反应,钝化。 23.钻石不是最坚硬的物质,C3N4的硬度比钻石还大。 24.在相同的条件下,同一弱电解质,溶液越稀,电离度越大,溶液中离子浓度未必增大,溶液 的导电性未必增大。 25.浓稀的硝酸都具有氧化性,但NO3-不一定有氧化性。如:Fe(过量)+ Fe(NO3)3 26.纯白磷是无色透明晶体,遇光逐渐变为黄色。白磷也叫黄磷。 27.一般情况下,反应物浓度越大,反应速率越大; 但在常温下,铁遇浓硝酸会钝化,反应不如稀硝酸快。 28.非金属氧化物不一定为酸酐。如:NO2 29.能和碱反应生成盐的不一定为酸酐。如:CO+NaOH (=HCOONa)(高温,高压) 30.少数的盐是弱电解质。如:Pb(AC)2,HgCL2 31.弱酸可以制备强酸。如:H2S+Cu(NO4)2

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高一化学 ( 必修 1) 人教版各章知识点归纳(期末复习) 班级 ___________姓名___________ 第一章从实验学化学第一节化学实验基本方法 一.化学实验安全 1. 实验事故处理 (1)浓酸沾在皮肤上,用抹布擦干,用水冲净然后用稀NaHCO3溶液淋洗。(2)浓碱沾在皮肤上,先用大量水冲洗,再涂上硼酸溶液。 (3)钠、磷等失火宜用沙土扑盖。 (4)酒精及其他易燃有机物小面积失火,应迅速用湿抹布扑盖。 2.常用危险品分类 (1)爆炸品(硝酸铵 NH 43、黑火药)()易燃气体( H2、4、) NO2CH CO (3)易燃液体(酒精、汽油)( 4)腐蚀品(浓硫酸、 NaOH 溶液)3. 常用仪器使用方法 (1)托盘天平(精确到0.1g、左物右码) 物体质量 =砝码质量 +游码质量 物体质量 =砝码质量 -游码质量(砝码与物体放反) (2)量筒(精确到 0.1ml、读数时视线与液体凹液面的最低处相平) 仰视读数:读数变小,实际量取体积偏大 错误读数 俯视读数:读数变大,实际量取体积偏小 二.混合物的分离和提纯 1.过滤和蒸发 实验 1—1 粗盐的提纯 过滤注意事项:( 1)一贴,二低,三靠。 蒸发注意事项:( 2)蒸发过程中用玻璃棒搅拌,防止液滴飞溅。 (3)待出现较多固体时停止加热,用余热将滤液蒸干。 除去可溶性杂志: (1)除硫酸盐用 BaCl2Na2SO4+BaCl2=BaSO4↓ +2NaCl (2)除 MgCl 2用 NaOH22↓+2NaCl (3)除 CaCl2用3MgCl +2NaOH=Mg(OH) 22233↓ +2NaCl Na CO CaCl + Na CO =CaCO (4)最后用稀 HCl 调节 PH 至中性。 3 注意事项: BaCl2一定要加在2 的前面 Na CO 2.蒸馏和萃取 (1)蒸馏:利用沸点的不同,除去难挥发或不挥发的杂质。 实验 1---3从自来水制取蒸馏水 仪器:温度计,蒸馏烧瓶,石棉网,铁架台,酒精灯,冷凝管,牛角 管,锥形瓶。 注意事项:①温度计的水银球在蒸馏烧瓶的支管口处。②蒸馏烧瓶中 放少量碎瓷片 ----- 防液体暴沸。③冷凝管中冷却水从下口进,上口出。 (2)萃取:用一种溶把溶质从它与另一溶剂所组成的溶液里提取出来。 仪器:分液漏斗 , 烧杯 注意事项: A .检验分液漏斗是否漏水 B.萃取剂:互不相溶 , 不能反应。C.上层溶液从上口倒出 , 下层溶液从下口放出。 三.离子检验 离子所加试剂现象离子方程式 Cl - 3 稀 HNO 3产生白色沉淀 Cl -+Ag += AgCl↓ AgNO , SO42-Ba(NO3)2稀 HNO 3白色沉淀SO42-+Ba2+=BaSO4↓ 第二节化学计量在实验中的应用 一.物质的量的单位――摩尔 1.物质的量( n)是表示含有一定数目粒子的集体的物理量。 2.摩尔( mol):把含有 6.02 ×1023个粒子的任何粒子集体计量为 1 摩尔。3.阿伏加德罗常数把 6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德罗常数。4.物质的量=物质所含微粒数目 / 阿伏加德罗常数n = N / N A 5.摩尔质量( M ) (1)定义:单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量。 (2)单位: g/mol 或 g.mol-1 (3)数值:等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量。 6.物质的量 =物质的质量 / 摩尔质量n = m / M 二.气体摩尔体积 1 .气体摩尔体积( Vm ) (1)定义:单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积。 (2)单位: L/mol 或 m3/mol

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