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高中化学学业水平考试要点整理
一、物质分类
1、混合物:
由两种或多种物质混合而成的物质叫混合物,一般没有固定的熔沸点;
常见混合物:
高分子化合物、分散系(溶液;乳浊液:
油水混合物;悬浊液;胶体:
Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、烟、雾、有色玻璃等),碱石灰(NaOH+CaO)、草木灰(主要成分K2CO3)、大理石(主要CaCO3)、铝热剂(Al粉和某些金属氧化物)、玻璃、水泥、陶瓷、泡花碱(水玻璃,即硅酸钠的水溶液)、王水(体积比:
浓HCl/浓HNO3=3:
1)、漂白粉、生铁、水煤气(CO+H2)、天然气(主要成分是甲烷)、液化石油气(丙烷、丁烷)、福尔马林、油脂、石油、煤油、汽油、凡士林等。
2、纯净物:
由一种物质组成的物质叫纯净物。
可以是单质或化合物。
3、单质:
由同种元素组成的纯净物叫单质。
单质分为金属单质与非金属单质两种。
4、化合物:
由不同种元素组成的纯净物叫化合物。
5、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。
属于混合物。
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。
6、同系物:
化学上,把结构相似,分子组成上相差1个或者若干个CH2原子团的化合物互称为同系物。
7、同分异构体:
具有相同分子式而结构不同的化合物互为同分异构体。
8、氧化物:
由两种元素组成,其中一种是氧元素的化合物叫氧化物,氧化物的分类方法,
①酸性氧化物不一定都是非金属氧化物,非金属氧化物也不一定都是酸性氧化物。
②碱性氧化物全部是金属氧化物,而金属氧化物不一定是碱性氧化物。
能与酸反应的氧化物不一定就是碱性氧化物。
9、用元素符号表示单质分子或化合物分子组成的式子是分子式(分子晶体)。
在离子晶体和原子晶体中,用元素符号表示其物质组成的式子称为化学式,不表示分子组成。
用短线表示一对共用电子对的图示,用以表示分子中所含原子的结合方程和排列顺序(不表示空间结构),叫作结构式,一般用来表示有机物。
结构简式是简化碳氢键和碳碳单键突出官能团的式子。
如:
CH2=CH2、CH3CH2OH
二、酸、碱、盐、化学键
1、酸:
电离理论认为,电解质电离出的阳离子全部是H+的化合物叫做酸。
常见强酸如:
HClO4、H2SO4、HCl、HBr、HI、HNO3…
常见弱酸如:
H2SO3、H3PO4、HF、HNO2、CH3COOH、HClO、H2CO3、H2SiO3、HAlO2…
2、碱:
电离理论认为,电解质电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物叫碱。
常见强碱如:
NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2…
常见弱碱如:
NH3.H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3…
3、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。
4、化学键:
物质中直接相邻的原子或离子之间强烈的相互作用
(1)离子键:
使带相反电荷的阴、阳离子结合的相互作用
离子化合物:
阴、阳离子通过静电作用相成的化合物。
(含有离子键的一定是离子化合物)
NaCl、Na2SO4、NaOH、NH4Cl
(2)共价键:
原子之间通过共用电子对所形成的强烈的相互作用。
共价化合物:
通过共用电子对所形成的化合物。
(只有共价键)
H2O、HCl、HNO3、CH3COOH、CO、NH3、CH4
(3)活泼金属与活泼非金属元素一般形成离子键(AlCl3除外);非金属与非金属元素一般形成共价键(但NH4Cl、NH4NO3铵盐为离子化合物);同种非金属元素形成非极性键;不同种非金属元素形成极性键。
三、分散系
1、分散系:
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,统称为分散系。
三种分散系的本质区别:
分散质粒子的大小不同。
3、胶体的定义:
分散质粒子直径大小在10-9~10-7m之间的分散系。
胶体的性质:
(均为物理性质)
①丁达尔效应:
丁达尔效应是粒子对光散射作用的结果,是一种物理现象。
常用于鉴别胶体和其他分散系。
②布朗运动③电泳④聚沉
四、物质的量
1、物质的量和摩尔质量
(1)物质的量是用于表示含一定数目粒子的集体的物理量。
单位是摩尔,简称摩,符号mol。
表示1mol物质所含基本单元(粒子)数的物理量叫做阿伏加德罗常数,符号NA,单位:
mol-1。
6.02×1023mol-1是阿伏加德罗常数的近似值。
微粒与物质的量的关系:
公式:
n=
(2)摩尔质量(符号M):
单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。
单位:
g/mol或kg/mol。
任何物质的摩尔质量,以g/mol为单位时,在数值上等于该物质的相对原子质量或相对分子质量。
质量与物质的量的关系:
公式:
n=
2、气体摩尔体积和阿伏加德罗定律:
(1)气体摩尔体积
①定义:
单位物质的量的气体所占的体积叫气体摩尔体积。
(符号为Vm,单位:
L/mol)
②影响因素:
温度和压强。
①温度越高体积越大②压强越大体积越小
③在标准状况下(即0℃和101.325kPa),1mol任何气体所占的体积都约是22.4L。
体积与物质的量的关系:
公式:
n=
(2)阿佛加德罗定律:
在相同的温度和压强下,相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。
3、物质的量浓度溶液的计算及溶液的配制
⑴、
⑵、稀释过程中溶质不变:
C1V1=C2V2。
⑶、同溶质的稀溶液相互混合:
C混=
(忽略混合时溶液体积变化,否则混合后的体积要根据混合溶液的密度来计算,V=m÷ρ单位是ml)
五、氧化还原反应
、氧化反应:
元素化合价升高的反应还原反应:
元素化合价降低的反应
氧化还原反应:
凡有元素化合价升降的化学反应就是氧化还原反应。
、氧化还原反应的判断依据-----有元素化合价变化失电子总数=得电子总数
、氧化还原反应的实质------电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移
口诀:
化合价升高,失电子,被氧化(氧化反应),还原剂;生成氧化产物
化合价降低,得电子,被还原(还原反应),氧化剂;生成还原产物
④、常见的氧化剂与还原剂
既可作氧化剂又可作还原剂的有:
S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+等
⑤、氧化还原反应和四种基本反应类型的关系
置换反应一定是氧化还原反应;有单质参加的化合反应是氧化还原反应;有单质生成的分解反应是氧化还原反应;复分解反应一定不是氧化还原反应。
六、离子反应
1、电离:
电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。
2、电离方程式书写
H2SO4=2H++SO42-HCl=H++Cl-
NaHSO4==Na++H++SO42-NaHCO3==Na++HCO3-
注意:
1、HCO3-、OH-、SO42-等原子团不能拆开
2、HSO4-在水溶液中拆开写,在熔融状态下不拆开写。
3、电解质与非电解质
①电解质:
在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物,如酸、碱、盐等。
②非电解质:
在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物,如蔗糖、酒精等。
4、电解质与电解质溶液的区别:
电解质是纯净物,电解质溶液是混合物。
无论电解质还是非电解质的导电都是指本身,而不是说只要在水溶液或者是熔化能导电就是电解质。
5、强电解质:
在水溶液里全部电离成离子的电解质。
弱电解质:
在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。
特别提醒:
①.SO2、NH3、CO2的水溶液虽然能导电,但它们仍属于非电解质.通常非金属氧化物、某些非金属氢化物、绝大多数有机物等属于非电解质,酸、碱、盐、水、典型金属氧化物、某些非金属氢化物等属于电解质,电解质和非电解质属于化合物的范畴,水溶液和单质不在此范畴。
②.电解质强弱的判断,关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。
电解质电离程度与溶解度无直接关系,通常强电解质为:
强酸、强碱、绝大多数盐、活泼金属氧化物;弱电解质通常为:
弱酸、弱碱、极少数盐如Pb(Ac)2、水。
七、离子方程式的书写
※离子方程式的书写注意事项:
1、非电解质、弱电解质、难溶于水的物质,气体、氧化物、单质在反应物、生成物中出现,均写成化学式或分子式。
HAc+OH-=Ac-+H2O
2、浓H2SO4作为反应物和固体反应时,浓H2SO4写成化学式。
3、H3PO4中强酸,在写离子方程式时按弱酸处理,写成化学式。
4、微溶物作为反应物时,处于澄清溶液中时写成离子形式;处于浊液或固体时写成化学式。
微溶物作为生成物的一律写化学式如条件是澄清石灰水,则应拆成离子;若给的是石灰乳或浑浊石灰水则不能拆,写成化学式。
5、非水溶液中发生的离子反应,不写离子方程式。
八、离子共存问题
凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存的一般规律是:
1)、凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子(熟记常见的难溶、微溶盐):
Ag+只能与NO3-、F-共存,CO32-、SiO32-、SO32-、S2-只能与K+、Na+、NH4+共存,K+、Na+、NH4+、NO3-、HCO3-、CH3COO-形成的盐溶于水。
2)、与H+不能大量共存的离子(生成水或弱)酸及酸式弱酸根离子:
氧族有:
OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-卤族有:
F-、ClO-
碳族有:
CH3COO-、CO32-、HCO3-、SiO32-
3)、与OH-不能大量共存的离子有:
NH4+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子(Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+)
4)、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存:
常见还原性较强的离子有:
Fe2+、S2-、I-、SO32-。
氧化性较强的离子有:
Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-(H+)
九、原子结构与周期表
1、核外电子排布
(1)元素:
元素是具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子的总称
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)。
核素:
核素是具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
①同种元素可以有若干种不同的核素。
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
质量数:
质子数与中子数之和
(2)要求熟练掌握1~20号元素的原子结构示意图。
2、元素周期律:
元素的性质随着原子核电荷数的递增而呈现周期性变化的规律
第三周期元素
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
(1)电子排布
电子层数相同,最外层电子数依次增加
(2)原子半径
原子半径依次减小
—
(3)主要化合价
+1
+2
+3
+4
-4
+5
-3
+6
-2
+7
-1
—
(4)金属性、非金属性
金属性减弱,非金属性增加
—
(5)单质与水或酸置换难易
冷水
剧烈
热水与
酸快
与酸反
应慢
——
—
(6)氢化物的化学式
——
SiH4
PH3
H2S
HCl
—
(7)与H2化合的难易
——
由难到易
—
8)氢化物的稳定性
——
稳定性增强
—
(9)最高价氧化物的化学式
Na2O
MgO
Al2O3
SiO2
P2O5
SO3
Cl2O7
—
最高价氧化物对应水化物
(10)化学式
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
—
(11)酸碱性
强碱
中强碱
两性氢
氧化物
弱酸
中强
酸
强酸
很强
的酸
—
(12)变化规律
碱性减弱,酸性增强
—
1元素的金属性越强,最高价氧化物对应的水化物(氢氧化物)碱性越强,反之也如此。
金属性:
Na>Mg>Al,氢氧化物碱性强弱为NaOH>Mg(OH)2>Al(OH)3。
2元素的非金属性越强,最高价氧化物对应的水化物(含氧酸)酸性越强,反之也如此。
非金属性:
Si
元素的非金属性越强,形成的氢化物越稳定,氢化物的稳定性为SiH4 3同主族由上至下,最高价氧化物的水化物酸性减弱、碱性增强;气态氢化物稳定性减弱,还原性增强;金属性增强非金属性减弱。 3、比较粒子半径的大小 比较微粒半径大小时只需考虑核电荷数、核外电子层数、核外电子数的情况. (1)先比较电子层数,电子层数多的半径大。 (2)电子层数相同时,再比较核电荷数,核电荷数多的半径反而小。 (3)电子层数和核电荷数相同时,核外电子数多半径大。 (4)同种元素: 阳离子半径<原子半径<阴离子半径如: Na+<Na;Cl<Cl- (5)具有相同电子层结构的微粒,核电荷数越大,则半径越小.如: 与Ne电子层结构相同的微粒: O2->F->Na+>Mg2+>Al3+ 与Ar电子层结构相同的微粒: S2->Cl->K+>Ca2+ (6)电子数和核电荷数都不同的微粒: 同主族的元素,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. 同周期: 原子半径从左到右递减.如Na>Cl 如既不是同周期,又不是同主族,比较原子半径时,要寻找到合适的中间者. 十、钠及其化合物 (一)、钠 1.Na的主要物理性质: 银白色的金属光泽。 硬度小,可以用小刀切割。 钠是热和电的良导体。 钠的密度比水小,钠的熔点是97.81℃(较低)。 钠单质还具有良好的延展性。 2Na + 2H2O = 2Na+ + 2OH- + H2↑(浮、熔、游、响、红) 2.Na的保存: 放于煤油中而不能放于水中,也不能放于汽油中。 钠长期放置在空气中的变化: Na→Na2O→NaOH→Na2CO3。 xH2O→Na2CO3。 3.Na、K失火的处理: 不能用水和CO2灭火,必须用干燥的沙土灭火。 4. 点燃 Na、K的焰色反应: 颜色分别黄色、紫色。 注意做钾的焰色反应实验时,要透过蓝色的钴玻璃,避免黄光的干扰。 钠在空气中点燃时生成过氧化钠(Na2O2),可作为呼吸面具和潜水艇中氧气来源。 2Na+O2======Na2O2 (二)、过氧化钠和氧化钠 Na2O Na2O2 性质 碱性氧化物,氧为-2价 过氧化物,氧为-1价 颜色状态 白色固体 淡黄色固体 与水反应 Na2O+H2O=2NaOH 2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2↑ 与酸溶液 Na2O+2HCl=2NaCl+H2O(溶液无色) 2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑ 其他 Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2===2Na2CO3+O2 1.过氧化钠: 非碱性氧化物,但也可与酸、二氧化碳、水反应(按顺序优先) 2.过氧化钠中微粒的组成: 1mol过氧化钠中所含有离子的数目为3NA,或说它们的微粒个数之比为2: 1。 3.过氧化钠与水、CO2的反应: 一是过氧化钠既是氧化剂也是还原剂,水既不是氧化剂也不是还原剂;二是考查电子转移的数目(以氧气的量为依据,生成1molO2转移2mol电子)。 三是强氧化性有漂白作用。 过氧化钠的用途: 可将它用作供氧剂,还可以用于消毒、杀菌和漂白等。 (三)、碳酸钠与碳酸氢钠 Na2CO3(纯碱、苏打) NaHCO3(小苏打) 溶解度 较大 较小 溶液碱性 使酚酞变红,溶液呈碱性。 使酚酞变淡粉色,溶液呈较弱的碱性。 与酸反应 反应迅速 Na2CO3+2HCl==2NaCl+2H2O+CO2↑ 反应更迅速 NaHCO3+HCl==NaCl+H2O+CO2↑ 与碱反应 Na2CO3+Ca(OH)2=2NaOH+CaCO3↓ NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O 稳定性 稳定,加热不分解。 固体NaHCO3: 2NaHCO3 ===== Na2CO3+H2O+CO2↑ 相互转化 Na2CO3溶液中通入大量CO2 Na2CO3+H2O+CO2===2NaHCO3 固体NaHCO3 2NaHCO3 ===== Na2CO3+H2O+CO2↑ 其他 溶液中: Na2CO3+Ca(OH)2=2NaOH+CaCO3↓ 溶液中: NaHCO3+Ca(OH)2=NaOH+CaCO3↓+H2O 用途 用于玻璃、肥皂、造纸工业等 中和胃酸、制糕点发酵等 十一、铝及其化合物 (一)、铝 1、铝与NaOH溶液的反应: 中学化学中唯一能与碱反应的金属离子反应: 2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑ 2、铝箔的燃烧: 现象是铝箔熔化,失去光泽,但不滴落。 原因是铝表面的氧化膜保护了铝,氧化铝的熔点(2050℃)远远高于铝(660℃)的熔点。 3、铝、铁钝化: 常温下,与浓硫酸、浓硝酸发生钝化(发生化学反应)不是不反应,因生成了致密的氧化膜。 但在加热条件下,则能继续反应、溶解。 高温 4.离子共存: 加入铝能产生氢气的溶液,说明此溶液含有大量的H+或OH-,但酸溶液中不能含有NO3-,溶液中一旦有了NO3-,溶液就成了HNO3,它与铝将不再产生氢气; 5.铝热反应: 2Al+Fe2O3=======2Fe+Al2O3焊接铁轨,制难熔金属 (二)、氧化铝 1.熔点高: 作耐火坩埚,耐火管和耐高温的实验验仪器等。 2.两性氧化物: 因它是中学化学中唯一的两性氧化物,特别与碱的反应: 电解 Al2O3+2NaOH====2NaAlO2+H2O 3.工业制备铝: 2Al2O3(熔融)======4Al+3O2↑(用冰晶石Na3AlF6作助熔剂来降低熔点) (三)、氢氧化铝 1.制备原理: 强调用氨水。 离子方程式是: Al3++3NH3.H2O==Al(OH)3↓+3NH4+ 2.两性氢氧化物: 唯一的两性氢氧化物,溶解在强酸、强碱中,特别与碱反应,更应引起重视。 Al(OH)3+OH-====AlO2-+H2O 3.氢氧化铝用于治疗胃酸过多 4.明矾 (KAl(SO4)2·12H2O)净水原理: 因溶液中的铝离子发生水解,生成Al(OH)3胶体,它可以和悬浮水中的泥沙形成不溶物沉降下来,故明矾可用作净水剂。 5、Al3+、AlO2-、Al(OH)3的相互转化 ①Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+ Al3++3OH-=Al(OH)3↓ ②Al(OH)3+OH-=AlO2-+H2O ③AlO2-+4H+=Al3++2H2O ④AlO2-+H++H2O=Al(OH)3↓ 2AlO2-+3H2O+CO2=2Al(OH)3↓+CO32- ⑤Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O ⑥Al3++4OH-=AlO2-+2H2O ⑥ 十二、铁及其化合物 (一)、铁 1.铁的生锈: 纯铁不易生锈,生铁放在潮湿的环境中易生锈,原理是发生吸氧腐蚀。 2.铁的化学性质 ①与氧气反应3Fe+2O2 Fe3O4②与非金属反应2Fe+3Cl2 2FeCl3Fe+S FeS ③与水反应3Fe+4H2O(g) Fe3O4+4H2④与酸反应Fe+H2SO4==FeSO4+H2↑ ⑤与盐反应Fe+CuSO4==FeSO4+Cu 3.铁与氯气、盐酸反应: 产物分别为FeCl3、FeCl2,2FeCl3+Fe=3FeCl2;2FeCl2+Cl2=2FeCl3 (二)、氧化物 铁的氧化物: 废铁屑的主要成分Fe2O3;铁锈的主要成分为Fe2O3.nH2O;Fe2O3红棕色粉未,俗称铁红,作红色油漆和涂料,是碱性氧化物,赤铁矿的主要成分为Fe2O3,它是炼铁的原料。 Fe3O4黑色晶体、俗称磁性氧化铁;铁在氧气燃烧与铁与水蒸气反应的产物都是Fe3O4。 FeO黑色粉末,是碱性氧化物。 它们都与酸或CO反应: Fe2O3+6HCl==2FeCl3+3H2OFe3O4+8HCl(浓) FeCl2+2FeCl3+4H2OFexOy+yCO xFe+yCO2 (三)、氢氧化物 1.实验室制备Fe(OH)2,现象: 白色沉淀→灰绿色→红褐色沉淀。 为较长时间的看到Fe(OH)2白色沉淀,采取的防护措施: 一是煮沸,二是将胶头滴管插入液面以下,三是加一层油膜,如苯、汽油等。 2.Fe(OH)3的受热分解: 2Fe(OH)3====Fe2O3+3H2O,与此相似的还有Cu(OH)2、Al(OH)3。 3.氢氧化铁的制备: FeCl3+3NaOH==Fe(OH)3↓+3NaClFe(OH)3+3HCl==3FeCl3+3H2O FeCl2+2NaOH==Fe(OH)2↓+2NaCl4Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3 (四)、铁盐与亚铁盐 1.铁盐溶液常呈黄色,亚铁盐溶液常呈浅绿色 2.制印刷电路板常用FeCl3作腐蚀液: 2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+ 3.离子共存: 不能与Fe2+共存的离子: (H+、NO3-)、(MnO4-)、(ClO-);不能与Fe3+共存的离子有: I-、S2-、SO32-、SCN-。 主要是对Fe2+的还原性、Fe3+的氧化性的考查。 Fe+HCl==FeCl2+H2↑ 2Fe+3Cl2 2FeCl3 2FeCl2+Cl2=2FeCl3 2FeCl3+Fe=3FeCl2 4.铁盐和Na2FeO4(高铁酸钠)可作净水剂。 5.铁及其物质的转化关系 十三、铜及其化合物 1.纯净的铜为紫红色,属有色金属。 焰色反应呈绿色。 2.铜与浓硫酸反应: 铜与浓硫酸在加热的条件下发生反应,不加热不反应;铜与稀硫酸在加热条件下也不反应,但在有氧化剂存在的条件下发生反应,如通入O2(加热)或加入H2O2,对应的化学方程式为: 2Cu+O2+H2SO4 2CuSO4+2H2O,Cu+2H2O2+H2SO4=CuSO4+4H2O 3.制备CuSO4方案的选择: 方法如下: 一是Cu→CuO→CuSO4,二是用铜和浓硫酸的反应。 方案的选择主要从绿色化学概念角度进行,选择方法一好些,与之相同的是制硝酸铜。 十四、非金属及其化合物 (一)氯及其化合物 1、氯气的物理性质: 黄绿色有刺激性气味的有毒气体,溶于水。 2、氯气与水反应: Cl2+H2O=HCl+HClO;氯水的多重性质(Cl2的强氧化性、次氯酸的强氧化性、次氯酸的不稳定性: 2HClO=2HCl+O2↑(见光或受热分解)、盐酸的酸性、次氯酸的酸性) 新制氯水的组成: “3+4”Cl2、HClO、H2O;H+、Cl—、ClO—、OH— (1)液氯、久置氯水与新制氯水的区别。 氯水(混合物) 新制(浅黄绿色) 久置(无色) 成份 氯气、水、盐酸、次氯酸 水、盐酸 性质 有酸性,强氧化性能漂白,消毒、光照时次氯酸分解。 酸性,无漂白、消毒作用 (2)自来水的杀菌消毒与净化。 ①液氯、漂白粉对自来水杀菌消毒: HClO的强氧化性,类似的物质还有O3、H2O2等。 ②使用KAl(SO4)2·12H2O或FeCl3对水进行净化。 (3)将氯水滴入紫色石蕊试液中,先变红后褪色。 氯气能使品红褪色褪色(颜色不可复原) 3、氯气与碱的反
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