高中化学知识规律总结.docx
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高中化学知识规律总结
高中化学知识规律总结
一、基本反应
注意:
下列置换反应特别值得重视。
①F2+2H2O=4HF+O2②3Fe+4H2O
Fe3O4+4H2
③2Al+Fe2O3
2Fe+Al2O3④C+H2O
CO+H2
⑤3Cl2+2NH3
N2+6HCl⑥2C+SiO2
Si+2CO↑
⑦2Mg+CO2
2MgO+C
二、离子共存问题
1.弱碱阳离子只存在于酸性溶液中,如Al3+、Cu2+、NH4+、Ag+等与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-、SO32-、AlO2-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。
如:
HSO3-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。
5.若阴、阳离子发生完全双水解反应,则不能大量共存。
如:
Al3+与HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-等;Fe3+与HCO3-、CO32-、AlO2-等。
NH4+与AlO2-。
6.若阴、阳离子能发生氧化—还原反应则不能大量共存。
如:
Fe3+与I-、S2-等;
MnO4-(H+)与I-、Br-、Cl-、S2-、SO32-、Fe2+等;NO3-(H+)与I-、Br-、S2-、SO32-、Fe2+等。
7.因络合反应或其它反应而不能大量共存:
如:
Fe3+与SCN-等。
三、总结
1.在酸性介质中的反应,生成物中可以有H+、H2O,但不能有OH-;
2.在碱性介质中的反应,生成物中无H+;
3.在近中性条件下,反应物中只能出现H2O,而不能有H+或OH-,生成物中可以有H+或OH–
四、离子方程式判断常见错误及原因分析
1.违背反应客观事实。
2.违反质量守恒或电荷守恒定律及电子得失平衡。
3.化学式拆写不正确。
4.反应条件或环境不分:
如:
次氯酸钠中加浓HCl:
ClO-+H++Cl-=OH-+Cl2↑错因:
强酸制得强碱
5.忽视一种物质中阴、阳离子配比。
如:
H2SO4
溶液加入Ba(OH)2溶液:
Ba2++OH-+H++SO42-=BaSO4↓+H2O错
6.“=”“”“↑”“↓”符号运用不当:
如:
Al3++3H2O=Al(OH)3↓+3H+错
7.未能注意物质的状态:
如Cu与浓H2SO4的反应错误地写成了离子反应。
8.未能注意题给的限制性条件:
如“多量或少量”
9.未能注意隐含的信息:
如Fe3O4与HI溶液的反应。
五、判断金属性或非金属性的强弱
金属性强弱
非金属性强弱
最高价氧化物水化物碱性强弱
最高价氧化物水化物酸性强弱
与水或酸反应,置换出H2的易难
与H2化合的易难及生成氢化物稳定性
活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属
活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质
阳离子氧化性强的为不活泼金属,氧化性弱的为活泼金属
阴离子还原性强的为非金属性弱,还原性弱的为非金属性强
原电池中负极为活泼金属,正极为不活泼金属
将金属氧化成高价的为非金属性强的单质,氧化成低价的为非金属性弱的单质
电解时,在阴极先析出的为活泼性最弱的金属
电解时,在阳极先产生的为非金属性弱的单质
六、比较微粒半径的大小
1.核电荷数相同的微粒,电子数越多,则半径越大。
即同种元素:
阳离子半径<原子半径<阴离子半径如:
H+<H<H-,Fe>Fe2+>Fe3+
2.电子数相同的微粒,核电荷数越多则半径越小.即具有相同电子层结构的微粒,核电荷数越大,则半径越小.如:
(1)与He电子层结构相同的微粒:
H->Li+>Be2+
(2)与Ne电子层结构相同的微粒:
O2->F->Na+>Mg2+>Al3+
(3)与Ar电子层结构相同的微粒:
S2->Cl->K+>Ca2+
3.电子数和核电荷数都不同的微粒:
(1)同主族元素,无论是金属还是非金属,无论是原子半径还是离子半径从上到下递增.
(2)同周期:
原子半径从左到右递减.如Na>Cl
(3)同周期:
非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径,
如Na+<Cl-。
又如:
第三周期,原子半径最小的是Cl,离子半径最小的是Al3+。
七、特征现象
1.焰色反应:
Na+(黄色)、K+(紫色)
2.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)
3.有色溶液:
Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄色)、Cu2+(蓝色)、MnO4-(紫色)
有色固体:
红褐色[Fe(OH)3]红色(Cu、Cu2O、Fe2O3)蓝色[Cu(OH)2]
浅黄色(S、Na2O2、AgBr)黑色(CuO、FeO、FeS、CuS)黄色(AgI)
白色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]
有色气体:
Cl2(黄绿色)、NO2(红棕色)
4.特征反应现象:
八、电化学
1.电极种类:
(1)惰性电极:
Au、Pt、石墨电极
(2)活性电极:
除Au、Pt外的金属电极
2.放电顺序:
(1)阳极:
活性电极>S2—>I—>Br—>Cl—>OH—>含氧酸根>惰性电极
(2)阴极:
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+(酸)>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>H2O>
Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
九、化学平衡
1.百分含量不变标志
正因为v正=v逆≠0,所以同一瞬间同一物质的生成量等于消耗量。
总的结果是混合体系中各组成成分的物质的量、质量、物质的量浓度、各成分的百分含量、转化率等不随时间变化而改变。
2.等效平衡:
(1)等体积反应:
不论是恒温恒容还是恒温恒压只要成比例,就是等效平衡。
(2)非等体积反应:
①恒温恒容:
与起始的量必须相等,才能成为等效平衡。
②恒温恒压:
只要成比例,就可以成为等效平衡。
十、化学中的常数
阿伏加德罗常数(NA)、化学平衡常数(K)、水的离子积常数(Kw)、溶度积常数(Ksp)、电离常数。
十一、化学反应方向的判断
△G=△H-T△S
(1)当△H<0,△S>0时,△G>0,即反应能自发进行。
(2)当△H>0,△S<0时,△G<0,即反应不能自发进行。
(3)当△H>0,△S>0,或△H<0,△S<0时,反应能否自发进行取决于T。
十二、无机反应中的特征反应
1.与碱反应产生气体:
铵盐等
2.与酸反应产生气体:
3.与水反应产生气体:
(1)单质
(2)化合物
4.强烈双水解
5.既能酸反应,又能与碱反应
(1)单质:
Al
(2)化合物:
Al2O3、Al(OH)3、弱酸弱碱盐、弱酸的酸式盐、氨基酸。
6.与Na2O2反应
8.电解
9.铝热反应:
Al+金属氧化物
金属+Al2O3
10.Al3+Al(OH)3AlO2-
11.归中反应:
2H2S+SO2=3S+2H2O4NH3+6NO
4N2+6H2O
12.置换反应:
(1)金属→金属
(2)金属→非金属
(3)非金属→非金属
(4)非金属→金属
13、一些特殊的反应类型:
⑴化合物+单质化合物+化合物
Cl2+H2O、H2S+O2、、NH3+O2、CH4+O2、Cl2+FeBr2
⑵化合物+化合物化合物+单质
NH3+NO/NO2、H2S+SO2、Na2O2+H2O/CO2、CO+H2O
⑶化合物+单质化合物
Na2SO3+O2、FeCl3+Fe、FeCl2+Cl2、CO+O2、Na2O+O2
14.三角转化:
15.受热分解产生2种或3种气体的反应:
(1)铵盐
14.特征网络
(1)
①
②
③
④
(2)A——
A为弱酸的铵盐:
(NH4)2CO3或NH4HCO3;(NH4)2S或NH4HS;(NH4)2SO3或NH4HSO3
(3)无机框图中常用到催化剂的反应:
十四、常见物质分离提纯的9种方法
1.结晶和重结晶:
利用物质在溶液中溶解度随温度变化较大,如NaCl,KNO3。
2.分馏/蒸馏法:
在沸点上差值大液体混合物。
3.过滤法:
溶与不溶。
4.加热/升华法:
SiO2(I2)。
5.分液法:
欲将密度不同且又互不相溶的液体混合物分离,可采用此法
6.萃取法:
如用CCl4来萃取I2水中的I2。
7.溶解法:
如Fe粉(A1粉),溶解在过量的NaOH溶液里过滤分离。
8.增加法:
把杂质转化成所需要的物质,如CO2(CO):
通过热的CuO;CO2(SO2):
通过饱和的NaHCO3溶液。
9.吸收法(或:
吸收洗涤法或洗气):
用做除去混合气体中的气体杂质,气体杂质必须被药品吸收:
N2(O2):
将混合气体通过铜网吸收O2。
10.转化法:
两种物质难以直接分离,加药品变得容易分离,然后再还原回去,如Al(OH)3与Fe(OH)3:
先加NaOH溶液把Al(OH)3溶解,过滤,除去Fe(OH)3,再加酸让NaAlO2转化成A1(OH)3。
11.渗析法:
欲除去胶体中的离子,可采用此法。
12.综合法:
可采用以上各种方法或多种方法综合运用。
十五、化学实验中的先与后14例
1.制取气体时,先检验气密性后装药品。
2.点燃或使用H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃气体时,先检验纯度再点燃或再反应。
3.检验卤化烃分子的卤族元素时,在水解后的溶液中先加稀HNO3中和碱液再加
AgNO3溶液。
4.检验NH3(用红色石蕊试纸)、Cl2(用淀粉KI试纸)等气体时,先用蒸馏水润湿试纸后再与气体接触。
5.配制FeCl3等易水解的盐溶液时,先溶于少量浓盐酸中,再稀释。
6.中和滴定实验时,用蒸馏水洗过的滴定管先用标准液润洗后再装标准掖;先用待测液润洗后再移取液体;滴定管读数时先等一二分钟后再读数;观察锥形瓶中溶液颜色的改变时,先等半分钟颜色不变后即为滴定终点。
7.焰色反应实验时,每做一次,铂丝应先沾上稀盐酸放在火焰上灼烧到无色时,再做下次实验。
8.配制物质的量浓度溶液时,先用烧杯加蒸馏水至容量瓶刻度线1cm~2cm后,再改用胶头滴管加水至刻度线。
9.浓H2SO4不慎洒到皮肤上,先迅速用布擦干,再用水冲洗,最后再涂上
3%一5%的NaHCO3溶液。
沾上其他酸时,先水洗,后涂NaHCO3溶液。
10.碱液沾到皮肤上,先水洗后涂硼酸溶液。
11.检验蔗糖、淀粉、纤维素是否水解时,先在水解后的溶液中加NaOH溶液中和H2SO4,再加银氨溶液或Cu(OH)2悬浊液。
12.用pH试纸时,先用玻璃棒沾取待测溶液涂到试纸上,再把试纸显示的颜色跟标准比色卡对比。
13.配制和保存Fe2+等易水解、易被空气氧化的盐溶掖时;先把蒸馏水煮沸(赶走O2,再溶解,并加入少量的相应金属粉末和相应酸。
14.称量药品时,先在盘上各放二张大小;质量相等的纸(腐蚀药品放在烧杯等玻璃器皿),再放药品。
加热后的药品,先冷却,后称量。
十六、中学化学中与“0”有关的实验问题4例
1.滴定管最上面的刻度是0
2.量筒最下面的刻度是0
3.温度计中间刻度是0
4.托盘天平的标尺中央数值是0
十七、主要实验操作和实验现象
1.S在O2中燃烧:
发出明亮的蓝紫色火焰,放出热量,生成有刺激性气味的气体。
2.铁丝在O2中燃烧:
剧烈燃烧,火星四射,放出热量,生成黑色物质。
3.H2在Cl2中燃烧:
发出苍白色火焰,产生大量的热。
4.CO在空气中燃烧:
发出蓝色的火焰,放出热量。
5.加热试管中的硫酸铜晶体:
蓝色晶体变为白色粉末,管口有液滴生成。
6.Na在Cl2中燃烧:
剧烈燃烧,发出黄色火焰,生成白色固体。
7.点燃纯净的H2,用干冷烧杯罩在火焰上:
发出淡蓝色火焰,烧杯内壁有液滴生成。
8.在CuSO4溶液中滴加NaOH溶液:
有蓝色絮状沉淀生成。
9.将Cl2通入无色KI溶液中,溶液变成黄色—棕褐色。
10.细铜丝在Cl2中燃烧:
有棕黄色的烟生成,加水后生成绿色的溶液。
11.Cl2遇到干燥布条不褪色,遇到湿的有色布条:
有色布条的颜色退去。
12.蛋白质遇到浓HNO3溶液:
变成黄色。
13.SO2气体通入品红溶液后再加热:
红色退去,加热后又恢复红色。
14.Na在空气中燃烧:
火焰呈黄色,生成淡黄色物质。
15.Na投入水中:
反应激烈,钠浮于水面,放出大量的热使钠溶成闪亮的小球,在水面上四处游动,发出“嗤嗤”声。
16.NH3与HCl、HNO3等相遇:
有大量的白烟产生。
17.加热盛有固体NH4Cl的试管:
在试管口有白色晶体产生。
18.铜片与浓HNO3反应:
反应激烈,有红棕色气体产生。
19.铜片与稀HNO3反应:
试管下端产生无色气体,气体上升逐渐变成红棕色。
20.在硅酸钠溶液中加入稀盐酸,有白色胶状沉淀产生。
21.在Fe(OH)3胶体中加硫酸镁溶液等:
胶体变浑浊。
22.加热氢氧化铁胶体:
胶体变浑浊。
23.向FeSO4溶液中滴加NaOH溶液:
有白色絮状沉淀生成,立即转变为灰绿色,一会儿又转变为红褐色沉淀。
24.向含Fe3+的溶液中滴入KSCN溶液:
溶液呈血红色。
25.在空气中点燃CH4:
火焰呈淡蓝色。
26.在空气中点燃C2H4:
火焰明亮,有黑烟产生,放出热量。
27.在空气中点燃C2H2:
火焰明亮,有浓烟产生,放出热量。
28.苯在空气中燃烧:
火焰明亮,并带有黑烟。
29.将少量甲苯倒入适量的KMnO4溶液中,振荡:
紫色褪色。
30.在盛有少量苯酚的试管中滴入过量的浓溴水:
有白色沉淀生成。
31.在盛有苯酚的试管中滴入几滴FeCl3溶液,振荡:
溶液显紫色。
32.CH3CHO与银氨溶液的反应:
洁净的试管内壁附着一层光亮如镜的物质。
33.在加热至沸的情况下乙醛与新制的Cu(OH)2反应:
有红色沉淀生成
十八、气体的制取
1.制气原理
(1)教科书上原理的考查
加热
与HCl共热
固体共热
NO——Cu与稀
——乙醇、浓
170℃
——电石与水或饱和食盐水
(2)制气的替代方法
反应制取.
:
+16HCl(浓)==2KCl+
HCl:
浓HCl与浓
混合
:
浓氨水与NaOH或CaO
2.制气装置:
①三套基本装置制
②装置的替代或改进
3.其它实验仪器和装置
高考对高中出现的新仪器,新装置都很重视。
例如:
分液漏斗、容量瓶、蒸馏装置、液体吸收尾气装置、温度计的位置、洗气装置……
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