化学复习2.docx
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化学复习2
1.物质的组成:
宏观上物质是由元素组成的,微观上物质是由分子、原子或离子构成的。
2.分类:
从物质的组成和所含元素的种类不同,把物质分为:
(1)氧化物的分类
①酸性氧化物:
只能与碱反应生成盐和水的氧化物叫酸性氧化物。
包括:
A:
大多数非金属氧化物是酸性氧化物;B:
高价的金属氧化物。
②碱性氧化物:
只能与酸反应生成盐和水的氧化物叫碱性氧化物。
其中大多数金属氧化物是碱性氧化物Al2O3既能跟酸又能跟碱都反应生成盐和水,是两性氧化物)。
⑵酸的分类
①酸的定义:
酸是在溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的化合物叫酸。
②酸的分类:
A:
根据酸组成中是否有氧元素,把酸可以分为含氧酸和无氧酸;
B:
根据酸能电离出氢离子的个数把酸可以分为一元酸、二元酸、多元酸等,如盐酸(HCl)是一元酸,硫酸(H2SO4)是二元酸,磷酸(H3PO4)是三元酸。
C:
根据酸电离的程度,我们把能全部电离出氢离子的酸叫强酸,部分电离电离出氢离子的酸叫弱酸。
如盐酸(HCl)、硫酸(H2SO4)、硝酸(HNO3)、氢溴酸(HBr)、氢碘酸(HI)、高氯酸(HClO4)是强酸;碳酸(H2CO3)、醋酸(CH3COOH)等酸是弱酸。
⑶盐的分类
3.物质的性质
⑴酸的通性:
①与指示剂作用;②与金属反应;③与碱性氧化物反应;④与碱反应;⑤与盐反应。
⑵碱的通性:
①与指示剂作用;②与酸性氧化物反应;③与酸反应;④与盐反应。
⑶盐的性质:
①与酸反应;②与碱反应;③与盐反应。
⑷酸性氧化物的共性:
①与水反应;②与碱性氧化物反应;③与碱反应。
⑸碱性氧化物的共性:
①与水反应;②与酸性氧化物反应;③与酸反应。
小结:
单质氧化物、酸、碱、盐的转化关系:
二.氧化还原反应
1.常见反应的分类
2.氧化还原反应的本质、特征
①本质:
有电子转移(得失或偏移)
②特征:
元素化合价了生变化
3.相关概念及相互间的关系
氧化剂→氧化性→得电子→价降低→被还原→还原产物
反应物—性质—本质 —特征 —反应—生成物
还原剂→还原性→失电子→价升高→被氧化→氧化产物
4.氧化还原反应的表示
⑴双线桥法
要求:
A、箭头必须由反应物指向生成物,且两端对准同一种元素。
B、在“桥”上标明电子的“得到”或“失去”,且电子总数相等。
C、箭头方向不代表电子转移方向,仅表示电子转移的前后变化。
如:
⑵单线桥:
要求:
A、箭头必须由还原剂(失电子)指向氧化剂(得电子),箭头两端对准得失电子的元素。
B、箭头方向表明电子转移的方向,因此无需注明电子的“得到”或“失去”
如:
5.物质的氧化性、还原性
⑴元素化合价与氧化性和还原性
①元素的最高价态只有氧化性。
②元素的最低价态只有还原性。
③中间价态的元素既有氧化性又有还原性。
⑵常见的氧化剂、还原剂
常见氧化剂:
①活泼的非金属单质(如Cl2、Br2、O2、O3等)。
②元素处于高化合价时的物质(氧化物,如MnO2等;
含氧酸,如浓H2SO4、HNO3等;盐,如KMnO4、KClO3、FeCl3等)。
③过氧化物,如Na2O2、H2O2等。
常见还原剂:
①活泼的金属(如Na、Al、Zn、Fe等)。
②某些非金属单质(如H2、C、Si等)。
③元素处于低化合价时的物质
(氧化物,如CO、SO2等;酸,如HCl、H2S等;盐,如Na2SO3、FeSO4等)。
⑶物质氧化性还原性强弱判断
①根据金属活泼性判断:
金属性越强,单质的还原性越强,其对应离子的氧化性越弱。
单质还原性:
按金属活动性顺序表的顺序依次减弱。
离子氧化性:
按金属活动性顺序表的顺序依次增强(铁指Fe2+)。
如氧化性:
Ag+>Hg2+>Fe3+>Cu2+>H+>Fe2+
②根据非金属的活泼性判断:
非金属性越强,单质的氧化性越强,其对应离子的还原性越弱。
单质氧化性:
F2>Cl2>Br2>I2>S
离子还原性:
S2->I->Br->Cl->F-
③通过化学反应比较:
氧化剂+还原剂
氧化产物+还原产物
氧化性:
氧化剂>氧化产物 还原性:
还原剂>还原产物
④通过与同一物质反应的产物比较:
如:
2Fe+3Cl2=2FeCl3,Fe+S=FeS,可得出氧化性Cl2>S。
⑤由反应条件的难易比较:
不同氧化剂与同一还原剂反应,反应条件越易,氧化性越强;不同还原剂与同一氧化剂反应,条件越易,还原性越强。
如卤素单质与H2的反应,按F2、Cl2、Br2、I2的顺序反应越来越难,反应条件要求越来越高,则可得出氧化性F2>Cl2>Br2>I2。
⑥对同一元素而言,一般价态越高,氧化性越强,如Fe3+>Fe2+>Fe;
价态越低,氧化性越弱,如S2―<S<SO2。
(特例:
氧化性HClO>HClO2>HClO3>HClO4)
⑦某些氧化剂的氧化性和还原剂的还原性与下列因素有关:
温度:
如浓H2SO4具有强氧化性,热的浓H2SO4比冷的浓H2SO4氧化性要强。
浓度:
如硝酸具有强氧化性,硝酸越浓其氧化性越强。
酸碱性:
如KMnO4的氧化性随溶液酸性的增强而增强。
(一般地,在酸性环境中,KMnO4的还原产物为Mn2+;
在中性环境中,KMnO4的还原产物为MnO2;在碱性环境中,KMnO4的还原产物为K2MnO4)。
6.氧化还原反应的规律
⑴得失电子相等规律:
在氧化还原反应中氧化剂得到电子总数与还原剂失去电子总数相等。
⑵反应的先后规律:
氧化还原中若存在多种氧化剂(或还原剂),当向溶液中加入一种还原剂(或氧化剂),还原剂(或氧化剂)先把氧化性(或还原性)强的还原(或氧化)。
⑶强制弱规律:
氧化还原反应中满足:
氧化性:
氧化剂>氧化产物;还原性:
还原剂>还原产物
⑷归中规律:
不同价态的同种元素间发生氧化还原反应,其结果是两种价态只能相互靠近或最多达到相同价态,而决不会出现高价态变低,低价态变高的交叉现象。
7.氧化还原反应方程式的配平
⑴配平原则:
得失电子数相等、化合价升降总代数和相等
⑵步骤:
①标价态、找变化;②求最小公倍数,找系数;③观察配平计量数
三.离子反应
1.电解质的电离
⑴电解质与非电解质
①溶于水或熔融状态下能导电的化合物叫电解质;溶于水和熔融状态下都不导电的化合物叫非电解质。
要注意以上概念均指“化合物”。
②单质既不是电解质,也不是非电解质。
③NH3、酸性氧化物虽然溶于水后能导电且又是化合物,但在水溶液中不是它们自身发生电离,故它们不是电解质而是非电解质。
⑵强电解质与弱电解质
强电解质
弱电解质
概念
溶于水后能完全电离的电解质
溶于水后只有部分电离的电解质
化合物类型
离子化合物、共价化合物
共价化合物
电离程度
完全电离
部分电离
溶液中存在的粒子(不计水)
只有电离出的离子
电解质离子和电解质分子
实例
绝大多数的盐(包括难溶性)、强酸、强碱等
弱酸、弱碱、水、两性氢氧化物等
2.离子反应及发生条件
⑴概念:
在溶液中(或融化状态)有离子参加或生成的反应。
⑵类型:
①非氧化还原型(离子互换类型、碱性氧化物与酸反应、酸性氧化物与碱反应)。
②氧化还原性(置换反应、其他类型氧化还原反应)。
⑶离子反应发生的条件
①生成难溶物;
②生成难电离物质(弱酸、弱碱、水);
③生成易挥发的物质(CO2、NH3等);
④离子间发生氧化还原反应。
规律:
反应向着某种主要离子浓度减小的方向进行。
⑷离子方程式
①概念:
用实际参加反应的离子符号表示化学反应的式子。
②书写步骤:
写(写出正确的化学反应方程式)、拆(把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式)、删(将不参加反应的离子从方程式两端删去)、查(检查质量守恒和电荷守恒)。
⑸意义:
不仅表示一定物质间的某一个反应,而且还能表示同一类的反应。
3.书写离子方程式的关键及注意的问题
⑴关键:
两易、两等、两查。
⑵注意的问题:
①未处于自由移动离子状态的反应不能写离子方程式,如铜和浓硫酸、氯化钠固体和浓硫酸、氯化铵固体和氢氧化钙固体反应等。
②有离子生成的反应可以写离子方程式。
③单质,氧化物一律写分子式。
④微溶物处理:
生成物中有微溶物析出时,应写分子式。
反应物里微溶物处于溶液状态时应写离子,反应物里微溶物处于浊液或固体时,应写分子式。
⑤多元弱酸酸式酸根离子,在离子方程式中不能拆开写。
4.离子共存问题
⑴实质:
无机物之间的反应问题,即:
一组离子在同一溶液中能大量共存就是指这些离子间不发生任何反应。
⑵今后命题的发展趋势是:
增加限制条件,如强酸性、无色透明、碱性、pH、使Al产生无色气泡、甲基橙呈红色、发生氧化还原反应等。
⑶“不共存”情况归纳:
A.非氧化还原类型
①若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性物质,则不能大量共存。
如:
Cl+与Ag+等。
②离子之间相互结合呈气体逸出时不能大量共存,如:
H+与HCO3-等。
③离子之间相互结合成弱电解质时不能大量共存。
如:
H+与CH3COO-、OH-、PO43-等离子。
④离子之间发生双水解析出沉淀或逸出气体时不能大量共存,
如Al3+与AlO2-、Fe3+与HCO3-、Al3+与HS-、S2-、HCO3-、CO32-等离子。
⑤离子之间相互结合成络离子时不能大量共存。
如Fe3+与SCN-;Ag+、NH4+、OH-生成[Ag(NH3)2]+等。
B.氧化还原类型:
符合强制弱
若阴、阳离子间能发生氧化还原反应则不能大量共存,如:
①Fe3+与I-、S2-; ②KMnO4(H+)与I-、S2-、Cl-、Br-、Fe2+、SO32-等;
③NO3-(H+)与I-、S2-、SO32-、Fe2+等; ④S2-、SO32-与H+之间。
⑤S2-与ClO-、H+ ⑥I-与ClO-等。
C.注意题干附加条件:
如酸碱性、颜色[Cu2+(蓝色)、Fe2+(浅绿色)、Fe3+(黄色)、MnO4-(紫色)]
四.物质的量
1.物质的量:
表示物质所含某一特定微粒集体多少的物理量。
⑴符号:
n;单位:
mol。
⑵摩尔:
摩尔是物质的量的单位,每1mol物质含有阿伏加德罗常数个结构微粒。
①符号:
mol
②说明:
A:
当描述物质的物质的量(使用摩尔)时,必须指明物质微粒的名称,不能是宏观物质名称;B:
常见的微观粒子有:
分子、原子、离子、电子、质子、中子或它们特定的组合;C:
当有些物质的微观粒子只有一种时,可以省略其名称。
⑶阿伏加德罗常数:
0.012kg12C中所含的碳原子数叫做阿伏加德罗常数。
符号为NA,单位为mol-1。
注意:
①NA的基准是0.012kg12C中的碳原子个数。
②12C不仅是摩尔的基准对象,而且还是相对原子质量的基准。
③NA是一个实验值,现阶段常取6.02×1023作计算。
公式:
n=N/NA
⑷摩尔质量:
单位物质的量的物质所具有的质量,符号为M,单位为g/mol。
注意:
使用范围:
A.任何一种微观粒子;B.无论是否纯净;C.无论物质的状态。
公式:
M=m/n
2.气体摩尔体积
⑴决定气体体积的因素
①从微观角度来看,影响物质体积的因素有:
微粒数目、微粒大小和微粒间距。
②一定物质的量的液体、固体,体积大小主要决定于微粒数目和微粒大小,而温度、压强对其体积大小较小。
③一定物质的量的气体,其体积大小主要决定于微粒数目和微粒间距,而分子间的平均距离的大小由温度和压强决定,温度升高或压强减小,平均距离增大,反之减小。
但只要是在同温同压下,任何气体分子间的平均距离相等。
⑵气体摩尔体积:
单位物质的量的气体所具有的体积,符号为Vm,单位为L/mol或mL/mol。
注意:
①标准状况:
0℃、1.01×105Pa;
②标准状况下的气体摩尔体积:
22.4L/mol
③影响气体物质体积大小的主要因素:
微粒数目、温度和压强。
④公式n=V/22.4L/mol(标准状况下)
⑤适用条件:
标准状况下的纯净气体或混合气体
⑶阿伏加德罗定律及推论:
同温、同压下:
=n1/n2=N1/N2 ;同温、同压下:
=M1/M2;
同温、同体积下:
=n1/n2=N1/N2;同温、同体积、同质量下:
=M2/M1。
⑷气体密度和相对密度的计算
①标准状况气体密度:
ρ=M/22.4L/mol
②非标准状况气体密度:
ρ=PM/RT(P为压强,R为常数,T为温度)
③气体的相对密度:
ρ1:
ρ2=M1:
M2
3.物质的量浓度
⑴物质的量浓度:
以单位体积溶液所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的的物理量,叫做溶质B的物质的量浓度。
符号cB,单位mol/L或mol/m3;
公式:
n(B)=c(B)·V
⑵物质的量浓度与溶质质量分数的换算
C=1000ρω/M(注意:
ρ的单位为g/mL,ω为质量分数)
⑶稀释定律:
溶质的质量稀释前后不变:
即,m(浓)·ω(浓)=m(稀)·ω(稀);
溶质的物质的量稀释前后不变:
即,c(浓)·V(浓)=c(稀)·V(稀)
五.分散系及胶体
1.分散系的概念、种类
⑴分散系:
由一种物质(或几种物质)以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物。
分散系中分散成粒子的物质叫做分散质;另一种物质叫分散剂。
⑵分散系对比
分散系
溶液
胶体
悬浊液、乳浊液
微粒直径
小于1nm
1nm—100nm
大于100nm
外观
均一透明
多数均一透明
不均一、不透明
分散质微粒组成
单个分子或离子
许多离子、分子的集合体,或高分子
巨大数量分子或离子的集合体
能否透过滤纸
能
能
悬浊液不能
能否透过半透膜
能
不能
不能
实例
食盐水,碘酒
Fe(OH)3胶体、淀粉胶体
泥水、牛奶
2.胶体的分类:
3.胶体的性质与应用:
⑴从胶体微粒大小认识胶体的某些特征。
由于胶体微粒在1nm—100nm之间,它对光有一定的散射作用,因而胶体有特定的光学性质——丁达尔现象;也正是由于胶粒直径不大,所以胶体也有它的力学性质——布朗运动;胶体粒子较小,其表面积较大,具有强大的吸附作用,它选择吸附了某种离子,带有电荷,互相排斥,因而胶体具有相对稳定性,且显示胶体的电学性质——电泳现象。
⑵根据胶体的性质,理解胶体发生凝聚的几种方法。
正是由于胶体微粒带有同种电荷,当加入电解质或带相反电荷的胶粒时,胶体会发生凝聚;加热胶体,胶粒吸附的离子受到影响,胶体也会凝聚。
如果胶粒和分散剂一起凝聚成不流动的冻状物,这便是凝胶。
⑶利用胶体的性质和胶体的凝聚,可区别溶液和胶体。
①胶体有丁达尔现象,而溶液则无这种现象。
②加入与分散质不发生化学反应的电解质,溶液无明显现象,而胶体会产生凝聚。
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