高中化学基础知识整理.docx
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高中化学基础知识整理
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)常涉及稀有气体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。
如Fe2+、Fe3+与SCN-不能大量共存;Fe3+与不能大量共存。
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。
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”。
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;S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存,但在酸性条件下则不能共存。
(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-遇碱时进一步电离);HCO3-+H+=CO2↑+H2O
三、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
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。
四、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:
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。
五、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、与氢气化合的条件;5、与盐溶液之间的置换反应;
6、其他,例:
2Cu+SCu2SCu+Cl2CuCl2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:
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、判断的依据电子层数:
相同条件下,电子层越多,半径越大。
核电荷数相同条件下,核电荷数越多,半径越小。
最外层电子数相同条件下,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 3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。 如: F-- 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、物质溶沸点的比较 (1)不同类晶体: 一般情况下,原子晶体>离子晶体>分子晶体 (2)同种类型晶体: 构成晶体质点间的作用大,则熔沸点高,反之则小。 ①离子晶体: 离子所带的电荷数越高,离子半径越小,则其熔沸点就越高。 ②分子晶体: 对于同类分子晶体,式量越大,则熔沸点越高。 HF、H2O、NH3等物质分子间存在氢键。 ③原子晶体: 键长越小、键能越大,则熔沸点越高。 (3)常温常压下状态 ①熔点: 固态物质>液态物质 ②沸点: 液态物质>气态物质 九、分子间作用力及分子极性 定义: 把分子聚集在一起的作用力 分子间作用力(范德瓦尔斯力): 影响因素: 大小与相对分子质量有关。 作用: 对物质的熔点、沸点等有影响。 ①、定义: 分子之间的一种比较强的相互作用。 分子间相互作用②、形成条件: 第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间(NH3、H2O) ③、对物质性质的影响: 使物质熔沸点升高。 ④、氢键的形成及表示方式: F-—H···F-—H···F-—H···←代表氢键。 氢键OO HHHH O HH ⑤、说明: 氢键是一种分子间静电作用;它比化学键弱得多,但比分子间作用力稍强;是一种较强的分子间作用力。 定义: 从整个分子看,分子里电荷分布是对称的(正负电荷中心能重合)的分子。 非极性分子双原子分子: 只含非极性键的双原子分子如: O2、H2、Cl2等。 举例: 只含非极性键的多原子分子如: O3、P4等 分子极性多原子分子: 含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子 如: CO2、CS2(直线型)、CH4、CCl4(正四面体型) 极性分子: 定义: 从整个分子看,分子里电荷分布是不对称的(正负电荷中心不能重合)的。 举例双原子分子: 含极性键的双原子分子如: HCl、NO、CO等 多原子分子: 含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子 如: NH3(三角锥型)、H2O(折线型或V型)、H2O2 十、化学反应的能量变化 定义: 在化学反应过程中放出或吸收的热量; 符号: △H;单位: 一般采用KJ·mol-1 测量: 可用量热计测量; 研究对象: 一定压强下在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。 反应热: 表示方法: 放热反应△H<0,用“-”表示;吸热反应△H>0,用“+”表示。 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。 定义: 在稀溶液中,酸跟碱发生反应生成1molH2O时的反应热。 中和热: 强酸和强碱反应的中和热: H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l);△H=-57.3KJ·mol- 弱酸弱碱电离要消耗能量,中和热|△H|<57.3KJ·mol-1 原理: 断键吸热,成键放热。 化学反应的能量变化 反应热的微观解释: 反应热=生成物分子形成时释放的总能量-反应物分子断裂时所吸收的总能量 定义: 表明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①、要注明反应的温度和压强,若反应是在298K,1atm可不注明; 方程式②、要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型; 书写方法③、△H与方程式计量数有关,注意方程式与△H对应,△H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△H的“+”或“-”数值和单位,方程式与△H之间用“;”分开。 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。 十一、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
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