高中化学必背知识点归纳与总结01Word文档格式.doc
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绿矾:
FaSO4•7H2O
明矾:
KAl(SO4)2•12H2O
漂白粉:
Ca(ClO)2、CaCl2(混和物)
漂白液:
NaClO溶液
胆矾、蓝矾:
CuSO4•5H2O
硅石、石英:
SiO2
刚玉:
Al2O3
水玻璃、泡花碱、矿物胶:
Na2SiO3
铁红、赤铁矿:
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
玻璃的主要成分:
Na2SiO3、CaSiO3、SiO2
天然气、沼气、坑气(主要成分):
CH4
水煤气:
CO和H2
光化学烟雾:
NO2,碳氢化合物在光照下产生的一种有毒气体
王水:
浓HNO3:
浓HCl按体积比1:
3混合而成。
铝热剂:
Al+Fe2O3(或其它氧化物)
。
二、颜色
铁:
铁粉是黑色的;
一整块的固体铁是银白色的。
铜:
单质是紫红色
Fe2+——浅绿色Fe3+——黄色Cu2+——蓝色
MnO4———紫色
FeO黑色的粉末FeS—黑色固体
Fe2O3——红棕色粉末(铁红、赤铁矿)
Fe3O4——黑色晶体(磁铁矿)
----1-----
CuO黑色粉末
Cu2O红色(赤铜矿)
CuSO4(无水)—白色粉末
CuSO4•5H2O(胆矾)——蓝色晶体
Cu2(OH)2CO3—绿色(铜绿)
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
Fe(OH)2白色沉淀
Fe(OH)3红褐沉淀
Cu(OH)2——蓝色沉淀
Fe(SCN)3——血红色溶液
F2浅黄绿色气体
Cl2、氯水黄绿色
Br2—深红棕色液体
I2—紫黑色固体
KMnO4—紫色固体
CCl4—无色的液体,密度大于水,与水不互溶
O3淡蓝色气体
SO2无色有剌激性气味、
NH3——无色、有剌激性气味气体
SO3—无色固体(沸点44.8度)
氢氟酸:
HF——腐蚀玻璃
N2O4、NO——无色气体
NO2红棕色气体Br2蒸汽红棕色气体
I2蒸汽——紫色气体
HF、HCl、HBr、HI均为无色气体,在空气中均形成白雾
AgCl
白色沉淀
AgBr浅黄色沉淀
AgI黄色沉淀
AgF可溶(不沉淀)
Ag3PO4—黄色沉淀
Na2O2淡黄色固体S黄色固体
Br2的四氯化碳溶液—橙色
I2的四氯化碳溶液—紫色
----2-----
三、现象:
1、焰色反应:
Na(Na+)——黄色、
K(K+)—紫色(透过蓝色的钴玻璃)
Cu(Cu2+)绿色、Ca(Ca2+)砖红
2、Cu丝在Cl2中燃烧-产生棕色的烟;
3、H2在Cl2中燃烧----苍白色的火焰;
4、Na在Cl2中燃烧--产生大量的白烟;
5、P在Cl2中燃烧-产生大量的白色烟雾;
6、SO2通入品红溶液---先褪色,加热后恢复原色;
7、NH3与HCl相遇---产生大量的白烟;
8、铝箔在氧气中---剧烈燃烧、产生刺眼的白光;
9、镁条在空气中燃烧----产生耀眼的白光,在CO2中燃烧----生成白色粉末(MgO),产生黑烟(碳);
10、铁丝在Cl2中燃烧--产生棕色的烟;
铜丝在Cl2中燃烧--产生棕色的烟;
11、HF腐蚀玻璃:
4HF+SiO2
=SiF4
+
2H2O
12、Fe(OH)2在空气中被氧化:
由白色变为灰绿最后变为红褐色;
13、在常温下:
Fe、Al在浓H2SO4和浓HNO3中钝化;
14、向盛有苯酚溶液的试管中滴入FeCl3溶液——溶液呈紫色;
苯酚遇空气——呈粉红色。
15、蛋白质遇浓HNO3——变黄,被灼烧时有烧焦羽毛气味;
16、在空气中燃烧:
S—微弱的淡蓝色火焰H2—淡蓝色火焰
H2S——淡蓝色火焰CO——蓝色火焰
CH4——明亮并呈蓝色的火焰
S在O2中燃烧——明亮的蓝紫色火焰。
C2H4(乙烯)——火焰明亮并伴有黑烟
C2H2(乙炔)C6H6(苯)—火焰明亮伴有浓烟
17.使品红溶液褪色的气体:
SO2(加热后又恢复红色)、Cl2(加热后不恢复红色)
18.有色溶液:
Fe2+(浅绿色)、Fe3(黄色)、Cu2+(蓝色)、MnO4-(紫色)
19.有色固体:
红色:
(Cu、Cu2O、Fe2O3)、
红褐色:
[Fe(OH)3]
---3---
蓝色:
[Cu(OH)2]
黑色(CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS)
黄色:
(AgI、Ag3PO4)
浅黄色:
(S或Na2O2或AgBr)
白色:
[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3、BaCO3、Mg(OH)2]
22.有色气体:
Cl2(黄绿色)、NO2(红棕色)
Br2蒸汽(红棕色)、F2(浅黄绿色)
四、考试中经常用到的规律:
1、溶解性规律——见溶解性表;
⑴、K+、Na+、NH4+、NO3—盐全溶
⑵、盐酸盐(氯化物)只有AgCl不溶
⑶、硫酸盐只有三种不溶,BaSO4、CaSO4(微)、Ag2SO4(微)
⑷、碳酸盐只溶K+、Na+、NH4+
⑸、酸除硅酸(H2SiO3)外都溶
⑹、碱溶四种,KOH、NaOH、NH3.H2O、Ba(OH)2
2、常用酸碱指示剂的变色范围:
指示剂PH的变色范围
甲基橙红色<3.1——4.4橙色>
4.4黄色
酚酞无色<8.0——10.0浅红色>
红色
石蕊红色<5.1——8.0紫色>
蓝色
3、在惰性电极上,各种离子的放电顺序:
阴极(夺电子的能力):
Ag+>
Hg2+>
Cu2+>
Pb2+>
Fa2+>
Zn2+>
H+>
Al3+>
Mg2+>
Na+>
Ca2+>
K+
阳极(失电子的能力):
S2—>
I—>
Br—>
Cl—>
OH—>
含氧酸根>
F—
注意:
若用金属作阳极,电解时阳极本身发生氧化还原反应(Pt、Au除外)
12、氧化性:
MnO4->
Cl2>
Br2>
Fe3+>
I2>
S=4(+4价的S)
例:
I2+SO2+H2O=H2SO4+2HI
13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。
14、能形成氢键的物质:
H2O、NH3、HF、CH3CH2OH。
15、氨水(乙醇溶液一样)的密度小于1,浓度越大,密度越小,硫酸的密度大于1,浓度越大,密度越大,98%的浓硫酸的密度为:
1.84g/cm3。
16、离子是否共存:
(1)是否有沉淀生成、
(2)是否有气体放出;
(3)是否有弱电解质生成;
(4)是否发生氧化还原反应;
(5)是否生成络离子
[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、[Ag(NH3)2]+、[Cu(NH3)4]2+等];
----4----
(6)是否发生双水解。
离子在溶液中能否大量共存,涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。
凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。
如生成难溶、难电离、气体物质或能转变成其它种类的离子(包括氧化一还原反应).
一般可从以下几方面考虑
(1).弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中.:
Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+等均与OH-不能大量共存.
(2).弱酸阴离子只存在于碱性溶液中。
如CH3COO-、F-、CO32-、SO32-、S2-、PO43-、AlO2-均与H+不能大量共存.
(3).弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存.
它们遇强酸(H+)会生成弱酸分子;
遇强碱(OH-)生成正盐和水.
如:
HSO3-、HCO3-、HS-、H2PO4-、HPO42-等
(4).若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐,则不能大量共存.
Ba2+、Ca2+与CO32-、SO32-、PO43-、SO42-等;
Ag+与Cl-、Br-、I-等;
Ca2+与F-,C2O42-等
(5).若阴、阳离子发生双水解反应,则不能大量共存.
Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-、SiO32-等
Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-、ClO-、SiO32-、C6H5O-等;
NH4+与AlO2-、SiO32-、ClO-、CO32-等
6.若阴、阳离子能发生氧化一还原反应则不能大量共存.
如:
①Fe3+与I-、S2-;
②MnO4-(H+)与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等;
③NO3-(H+)与上述阴离子;
④S2-、SO32-、H+
7.因络合反应或其它反应而不能大量共存
Fe3+与F-、CN-、SCN-等;
H2PO4-与PO43-会生成HPO42-,故两者不共存.
17、强酸、强碱、弱酸、弱碱
(1)常见的强酸:
HCl、H2SO4、HNO3、HClO4、HBr、HI
(2)常见的强碱:
NaOH、KOH、
Ba(OH)2、Ca(OH)2
(3)常见的弱酸酸性:
H2SO3>H3PO4>HCOOH>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO极弱(HAlO2极弱、苯酚极弱)
(4)常见的弱碱:
NH3.H2O、Fe(OH)3、Fe(OH)2
Cu(OH)2、Al(OH)3、Zn(OH)2
---5---
(5)同主族无氧酸酸性递减:
HF(弱酸)<HCl<HBr<HI
(6)HClO4(高氯酸)—是最强的酸
(4)有机溶剂[CCl4、氯仿、溴苯、CS2(密度大于水),烃、苯、苯的同系物、酯(密度小于水)]发生了萃取而褪色。
25、能发生银镜反应的有:
醛、甲酸、甲酸盐、甲酰铵(HCNH2O)、葡萄溏、果糖、麦芽糖,均可发生银镜反应。
(也可同Cu(OH)2反应)
计算时的关系式一般为:
—CHO——2Ag
注意:
当银氨溶液足量时,甲醛的氧化特殊:
HCHO——4Ag↓+H2CO3
反应式为:
H
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