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理科复习科目
理科复习科目:
化学 高中化学总复习
(一)
复习内容:
高一化学(全) 复习范围:
第一章~第七章
一、 第一章化学反应及其能量的变化
1.氧化还原反应的标志(特征):
元素化合价的升降反应.
氧化还原反应的本质:
有电子转移(或偏离)的反应.
⑴互不换位规律:
①同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应(即不发生转化).如SO2与H2SO4.
②含同一元素的高价化合物和低价化合物反应时,该元素的价态互不换位,而是生成中间价态的物质,即高价态+低价态→中间价态(同种元素).
如:
H2S+H2SO4(浓) S↓+SO2+2H2O KClO3+6HCl KCl+3Cl2↑+3H2O
⑵A.同种元素的不同价态物质氧化性与还原性强弱的判断:
一般说来,同种元素从低价态到高价态的氧化性(得电子能力)逐渐增强,还原性逐渐减弱;从高价态到低价态的氧化性逐渐减弱,还原性逐渐增强.
如:
氧化能力 HClO>Cl2、FeCl3>FeCl2
B.不同物质间氧化性、还原性强弱的判断:
①浓度:
增大氧化剂或还原剂浓度,其氧化性或还原性也增大,如浓HNO3比稀HNO3氧化性强.
②酸碱性:
一般氧化物含氧酸、氧酸盐的氧化性随溶液酸性增大而增强.如KMnO4、MnO2氧化性在酸性条件下比碱性条件强.
③温度:
升温一般有利于反应的进行.如热浓H2SO4氧化性比冷浓H2SO4氧化性强.
如:
2Fe+3Cl2 2FeCl3 Fe+2HCl FeCl2+H2↑
Cl2能将Fe氧化至+3价,而HCl只能将Fe氧化为+2价,故氧化能力Cl2>HCl.
又如:
MnO2+4HCl(浓)2 MnCl2+Cl2↑+2H2O 2KMnO4+16HCl(浓) 2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
同是将浓盐酸氧化为Cl2,MnO2必须在加热条件下才能进行,而KMnO4在常温下即可进行,说明氧化能力KMnO4>MnO2.
注意:
在一个氧化还原反应中氧化剂、还原剂可以是同一种物质,当然,氧化产物和还原产物也可以是同一种物质.此外,氧化还原反应不只一种物质发生氧化还原反应.例如:
2.金属活动顺序表:
K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+
金属硫化物顺序:
K2S CaS Na2S MgS Al2S3 BaS (NH4)2S可溶于水、酸
ZnS FeS(硫化亚铁,无硫化铁)PbS CuS HgS Ag2S不溶于水、酸
注意:
①氢气难于液化.
②反应方程式不都有离子离子反应,因为离子反应就必须在水中进行.如:
Ba(OH)2·8H2O+2NH4Cl=2NH3↑+10H2O+BaCl2(无离子反应方程式) 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑(无离子反应方程式)
③离子化合物(金属与非金属)的熔点高.如:
Na+、K+、NH4+、Cl-、SO32-、SO42、NO3-形成的离子化合物.
3.常见元素的化合价
元素
常见价
特殊价
H
+1
-1(NaH、CaH2)
O
-2
-1(H2O2、Na2O2)
C
+2、+4
-4(CH4)、-1(C2H2)、-2(C2H6O),0(C2H4O2)
N
-3(NH3)、+2(NO)、+4(NO2)、+5(HNO3)
-2(N2H4)、+1(N2O)、+3(NaNO2)
Fe
+2、+3
+8/3(Fe3O4)(既有+2价Fe,又有+3价Fe)
Cu
+2
+1(Cu2O、Cu2S)
Cl
-1、+1(HClO)、+3、+5、+7
+4(ClO2)
S
-2、+4、+6
-1(FeS2)、+2(Na2S2O3)
注意:
化合价的有关规律:
①金属单质在氧化还原的反应中只能作还原剂.
②非金属元素(除氧、氟外)在反应中既可得到电子,亦可失去电子,故既可呈正价,也能显负价.
③氟的非金属性很强,没有正化合价;氧与氟结合时,显正价,但无最高价+6价.
④显最高化合价的元素,在反应中只能得电子而不能失电子,故发生氧化还原反应只能降低.相反,显最低化合价的元素,在反应中只能升高.
4.电解质:
在水溶液中或在熔融状况下能够导电的化合物.附:
强电解质、非电解质、氧化剂、还原剂:
⑴电解质与金属导体的导电性不同,电解质导电含化学变化,金属导电只是物理变化,金属导电性随温度升高而下降,电解质导电性一般随温度升高而增大.
⑵电解质与非电解质的区别:
电解质必须满足三个条件:
一是纯净物、二是化合物、三是在水溶液里或溶化状态下能电离.如:
KNO3是电解质,KNO3溶液并不是电解质,只是电解质溶液.混合物如溶液既不是电解质,也不是非电解质.而蔗糖、酒精是纯净的化合物是非电解质.
⑶强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液导电性强,如浓度非常稀的盐酸的导电性可能比浓度较大的醋酸溶液导电性弱,但是同浓度,同温度,强电解质溶液的导电性一定要比弱电解质溶液导电性强.不能从导电能力强弱来判断强电解质和弱电解质,应根据电解质是部分电离还是完全电离来判断.
注意:
①离子浓度,如HNO3(稀)<HNO3(浓)→导电性
②电解质溶液的导电性是由电解质溶液的电荷浓度决定.电荷浓度大,导电性越强.如:
一定温度下,单位体积A溶液中Mg2+、SO42-各有N个,B溶液中Na+、Cl-各有N个,C溶液中Na+、Cl-各有N/2个,则三种溶液的导电能力是A>B>C.
⑷有些化合物水溶液不能导电,如BaSO4、AgCl溶液等.是因为它们的溶解度小,其水溶液测不出导电性,但只要溶解的部分就完全电离,在熔融状态下,它们也能完全电离,所以BaSO4、AgCl等难溶盐不仅是电解质,而且是强电解质.
注意:
①浓硫酸不能电离,只能写成分子形式,而浓硝酸与浓盐酸因浓度没那大,仍具备电离条件,可写成离子.
②HSO4-在任意水溶液中完全电离(HSO4-=H++SO42-),而HCO3-、H2PO4-、HPO42-在任意水溶液中不能拆开写成H++CO32-、H++PO43-等.
③反应物中微溶物(Ag2SO4、CaSO4、Ca(OH)2、MgCO3微溶)处于全溶(澄清或饱和)时,写成离子符号;处于浑浊(乳浊、石灰乳)时,写成分子形式,但在生成物中微溶物一律视为分子形式.
④复分解反应发生条件:
有难溶物生成或难电离的物质生成或有挥发性生成物质(如:
CO2).
如:
PbSO4+2NH4AC=Pb(AC)2+(NH4)2SO4 Pb(AC)2难电离.
附:
强电解质:
①强酸(H2SO4、HNO3、HI、HBr、HCl)等. ②强碱:
KOH、NaOH、Ba(OH)2、等.
③大多数盐:
NaCl、KNO3、CaCO3等.
弱电解质:
①弱酸:
H2SO3、H3PO4、HCOOH(甲酸)等. ②弱碱:
Cu(OH)2、Fe(OH)3等.
③少数盐:
(CH3COO)2Pb等. ④水:
H2O
5.判断离子溶液中能否大量共存:
⑴生成难溶物或微溶物:
Ca2+与CO32-、SO42-、OH-,Ag+与Cl-、Br-、I-等.
⑵生成气体或挥发性物质:
H+和CO32-、HCO3-,NH4+与OH-等.
⑶生成难电离物质:
H+离子与弱酸根离子:
F-、ClO-、S2-、HS-、、SO32-、HCO3-、CO32-、PO43-、HPO42-等不共存,OH-离子与弱碱的离子:
NH4+、Mg2+、Al3+、Fe3+、Fe2+等.
⑷发生氧化还原反应:
具有较强氧化性的离子(如MnO4-、ClO-、NO3-、Fe3+等)与具有较强还原性的离子(如I-、S2-、Fe2+、SO32-等)不能共存.
注意:
有些离子在通常情况下可共存,但在某些特殊情况下不共存.如NO3-与I-、S2-与SO32-、ClO-与Cl-等离子,在碱性或中性溶液中可共存,但在酸性条件下不共存.
⑸形成配位化合物:
如Fe3+与SCN-离子因反应生成[Fe(SNH)]2+离子而不可共存.
⑹弱酸的酸根与弱碱的阳离子因易发生双水解反应而不共存.如Al3+与HCO3-、Fe3+与PO43-等不共存.
注意:
①阴离子与阴离子之间也不能共存,如HCO3-与OH-.
②无色溶液不存在MnO4-、Fe3+、Fe2+、Cu2+.
6.含热量少的物质稳定性高:
反应物→生成物+热,则生成物的热稳定性比反应物强.
注意:
①放热反应:
燃烧、酸碱中和、金属单质和酸.
②吸热反应:
加热的分解反应、与碳反应、氢氧化钡晶体(Ba(OH)2·8H2O)与氯化铵晶体反应等.
7.⑴燃料的充分燃烧条件:
过量的空气;扩大与空气的接触面.
⑵燃料的不充分燃烧:
有害健康;浪费燃料.
注意:
①防止温室效应的措施:
减少化石燃料的直接燃烧,大量植树造林,防止森林破坏.
②防止SO2污染大气的方法之一:
加生石灰脱硫:
SO2+CaO CaSO3 2CaSO3+O2 2CaSO4
二、 第二章碱金属
1.⑴钠在空气中的缓慢氧化过程及现象:
切开金属钠,呈银白色(钠的真面目)→变暗(生成Na2O)→变白色固体(生成NaOH)→成液(NaOH潮解)→结块(吸收CO2成NaCO3﹒10H2O)→最后粉末(变为Na2CO3风化).
⑵钠与水(加酚酞)反应有四个现象:
浮在水上(比水轻);熔化成闪亮的小球,发出嘶响(反应放热,钠熔点低);迅速游动(产生氢气);溶液呈红色(生成NaOH遇酚酞变红).
注意:
①Na的制法:
2NaCl(熔触) 2Na+Cl2↑
②Na2O2与H2O反应,Na2O2既是氧化剂,也是还原剂. 这是非氧化还原反应.
2.钠与盐溶液反应:
⑴钠与硫酸铜溶液反应:
先:
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 后:
2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4
总反应方程式:
2Na+CuSO4+2H2O=Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑
⑵钠与氯化铵溶液反应:
2Na+2NH4Cl=2NaCl+2NH3↑+H2↑
注意:
钠能置换出酸中的H2,也能置换出盐中的金属(钠在熔融状态下),只是不能置换盐溶液中的金属(钠要先与水反应).
如:
2Na+CuSO4=Cu+Na2SO4(×) 4Na+TiCl4(熔融)=4NaCl+Ti(√)
注意:
自然界中的元素有两种形态:
游离态、化合态.
2.⑴碱金属特点:
元素名称
锂
钠
钾
铷
铯
符号
Li
Na
K
Rb
Cs
核电荷数
3
11
19
37
55
原子结构示意图
单质密度
逐渐降低(K除外)
与水反应程度
越来越剧烈
氢氧化性
碱性增强
注意:
①碱金属单质的密度一般随核电荷数增大而递增,但K的密度比Na小.
②通常的合金多呈固态,而钠钾合金却是液态.
③碱金属单质一般跟水剧烈反应,但Li跟水反应缓慢(LiOH溶解度小).
④钾的化合物大多可作肥料,但K2O、KOH却不可作肥料.
⑤碱金属单质因其活动性强,多保存在煤油中,而Li却因密度比煤油更小,只能保存在液体石蜡中.
⑥碱金属的盐一般都易溶于水,但Li2CO3却微溶.
⑦一般说,酸式盐较正盐溶解度大,但NaHCO3却比NaCO3溶解度小(还有KHCO3>K2CO3).
⑵氧化钠与过氧化钠:
名称
Na2O
Na2O2
颜色
白色
淡黄色
类别
碱性氧化物
过氧化物(不是碱性氧化物)
生成条件
钠常温时与氧气反应
钠燃烧或加热时与氧气反应
注意:
①过氧化物是强氧化剂,有漂白性.
②碱金属单质在空气或氧气中燃烧时,生成过氧化物(是离子化合物,如Na2O2是O22-与Na+之间的化合物)甚至比过氧化物更复杂的氧化物(例如:
K在燃烧时生成KO2超氧化钾),而Li只生成Li2O.
3.关于焰色反应:
⑴焰色反应采用煤气灯较理想,若用酒精灯焰,则要使用外焰的侧面(因为焰心的颜色偏黄).
⑵蘸取待测物的金属丝,最好用铂丝,也可用铁丝,钨丝代替,每次使用金属丝时,必须在火焰上烧至无色,以免对实验现象造成干扰.
⑶金属丝在使用前要用稀盐酸将其表面物质洗净,然后在火焰上烧至无色,这是因为金属氯化物灼烧时易气化而挥发,若用硫酸洗涤金属丝,由于硫酸盐熔沸点高而难以挥发,故不用硫酸.
⑷观察钾的焰色反应时,要透过蓝色钴玻璃,因为钾中常混有钠的杂质,蓝色钴玻璃可以滤去黄光.
4.
注意:
①酸性氧化物一定是非金属氧化物.(×)(应把“一定”改为“可能”,如酸性氧化物MnO2)
②碱性氧化物不一定都是金属氧化物.(√)(如:
Al2O3是两性氧化物)
三、 第三章物质的量
1.阿伏加德罗常数:
12g原子所含的碳原子数,实验测得值为6.02×1023mol-1,符号为.
推论:
相同物质的量的任何物质中都含有相同数目的粒子;粒子数目相同,则其物质的量相同,这与物质的存在状态无关.(粒子是微观粒子,不是灰尘颗粒等宏观粒子)
注意:
“物质的量”不能用“摩尔数”代替.物质的量只适合于微观粒子.
2.⑴在标准状况下,1mol任何气体的体积都约等于22.4L.
①标准状况,既0℃和101.325kPa,气体的物质的量为1mol,只有符合这些条件的气体的体积才约是22.4L.
②所说的标准状况指的是气体本身所处的状况,而不指其他外界条件的状况.例如,“1molH2O(g)在标准状况下的体积为22.4L”是错误的,因为在标准状况下,我们是无法得到气态水的.
③1mol任何气体的体积若为22.4L,它所处的状况不一定就是标准状况.如:
25℃,101Kpa时,11.2L氧气有0.5mol.(×)(25℃不是标准状况下的温度,所以氧气的物质的量不等于0.5mol)
④阿伏加德罗定律重要公式—气态方程:
PV=nRT
⑵①
②·(真实质量)=(只适合气体)
⑶①1molNe含有6.02×1024个电子,即1molNe含有1mol×10个电子.
②某元素一个原子的质量为g,一个原子的质量为g,阿伏加德罗常数为,该元素的相对原子质量为
或 . ()
2.平均摩尔质量的求算方法:
①已知混合物质的总质量m(混)和总物质的量n(混):
(混)=
②已知标准状况下混合气体的密度(混):
由(混)=22.4(混)
③已知同温同压下混合气体的密度(混)是一种简单气体A的密度(A)的倍数d(也常叫相对密度法):
d=即有:
(混)=d×M(A)
④已知混合物各成分的摩尔质量和在混合体系内的物质的量的分数或体积分数:
(混)=Ma×A%+Mb×B%+Mc×C%……
⑤某混合气体有相对分子质量分别为M1、M2、M3…,对应的质量分数分别为ω1、ω2、ω3…则其平均相对分子质量为:
3.关于溶液浓度:
⑴溶液稀释定律:
①对于已知质量分数溶液稀释
溶质的质量稀释前后不变,即.
②对于已知物质的量的浓度的稀释
溶质的物质的量稀释前后不变,即.
⑵物质的量的浓度与溶质质量分数的换算:
(的单位)
⑶溶解度与溶质的质量分数的换算
100%
⑷溶解度与物质的量浓度的换算
(的单位)
附:
溶解度定义:
在一定温度下,某固态物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量.
⑸关于物质的量的浓度的混合的计算
(等式两边只是溶质的物质的量相等,两边溶液的体积之和不一定等)
⑹电荷守恒:
正负电荷的代数和为零.正电荷×它的物质的量×所带电荷的多少=负电荷×它的物质的量×所带电荷的多少.
4.关于体积:
⑴某溶液(体积为)和另一溶液(体积为)混合时,只有当溶液的溶质相同且浓度也相同时,,只要有一项不同,就.
(如果题目忽略体积变化时,则)
⑵气体溶于水,需考虑体积变化.要用密度计算体积.
①溶质为体积的水溶液的物质的量的浓度计算:
标准状况下,将VL的气体(摩尔质量是Mg·)溶于1L的水中,若溶液的密度,则浓度.
②特别地,标准状况下任何装有可溶于水的气体的容器,倒扣在水中,形成溶液的体积都等于可溶性气体的体积,且形成溶液的物质的量浓度为.无论容器中充入的是HCl气体,还是其他易溶于水的气体(如:
NH3、HBr、SO2),其浓度均为.(可令容器为,气体体积就为,得)
5.溶液所含溶质微粒数目的计算:
⑴若溶质是非电解质,则溶质在溶液中以分子形式存在.例如:
1mol蔗糖,有个溶质分子存在.
⑵若溶质是强碱、强酸或可溶性盐时,溶质在溶液中是以阴阳离子存在,而不存在溶质分子.例如:
1molCaCl2溶液含2molCl-,1molCa2+.
6.浓度与密度的变化关系:
两种不同质量分数的溶液等体积相混合,若溶液的密度大于1g·,则混合溶液质量分数大于它们和的一半,溶液的质量分数越大,其浓度就越大;若溶液的密度小于1g·,则混合溶液质量分数小于它们和的一半,溶液的质量分数越大,其密度就越小.无论溶液的密度大于1g·,还是小于1g·,等质量混合时,得混合溶液的质量分数都等于它们和的一半.
注意:
含结晶水的溶质配成的溶液,其溶质的浓度不包括结晶水.例如:
将25克胆矾(CuSO4·5H2O)溶于水,配成1mL溶液,其浓度为1mol/L,其意义是每升溶液含1molCuSO4,而不是CuSO4·5H2O.
四、第四章卤素
1.⑴氯气的化学性质:
性质
化学方程式及现象
用 途
与金属反应
2Na+Cl2点燃 2NaCl(燃烧,产生白烟)
2Fe+3Cl2点燃 2FeCl3(燃烧,产生棕色烟)
Cu+Cl2点燃 2CuCl2(燃烧,产生棕黄色烟)
/
与非金属反应
H2+Cl2=2HCl(苍白色火焰,光照爆炸)
2P+3Cl2=2PCl3(液态,形成白雾)
PCl3+Cl2=PCl5(固态,形成白烟)
/
与水反应
Cl2+H2O HCl+HClO(溶液呈浅绿色)
/
与碱溶液反应
2NaOH+Cl2=NaClO+NaCl+H2O
6NaOH+3Cl2 NaClO3+5NaCl+3H2O
/
与其他物质反应
2KI+Cl2=2KCl+I2(KI溶液变黄)①
2FeCl2++Cl2=2FeCl3(溶液由浅绿变黄)②
①KI试纸检验Cl2
②除废水中的Cl2
类别
新制氯水(混合物)
久制氯水
液氯
成分
Cl2(主要)、HCl、HClO
HCl
Cl2(纯净物)
主要性质
氧化性、酸性、漂白性
酸性
氧化性
贮存
冷暗、避光
玻璃瓶、试剂瓶
钢瓶
关系
氯气(或液氯)新制氯水稀盐酸
注意:
①新制氯水、久制氯水、液氯:
(H2O可写成OH-与H+)
②氯气易液化,是因为沸点接近常温.
③氯水的性质:
Cl2、HClO具有强氧化性,HCl具有强酸性,HClO具有弱酸性.
如:
氯水与Na2CO3溶液反应:
Cl2+H2O HCl+HClO,HCl+Na2CO3 2NaCl+CO2↑+H2O
④通常状况下,氯气呈黄绿色,有刺激性气味的有毒气体.
⑤氯气能与除Au、Pt之外的所有金属直接反应,与Fe、Cu等变价金属反应均生成高价金属氯化物,表现出较强的氧化性.
⑥氯气有极强的氧化性(无漂白性).可作氧化剂,又作自身的还原剂.此外,氯气有助燃性,证明燃烧不需要有氧气参加.
⑵次氯酸的性质:
①弱酸性:
一般用酸碱指示剂难以检验其酸性(次氯酸比碳酸弱).
②强氧化性(包括漂白性):
HClO氧化性比Cl2强,常用于杀菌消毒,能在湿润条件下,漂白红花、紫花、品红试纸等,但不能漂白碳素墨水的物质,且HClO的漂白属永久漂白.
③不稳定性:
HClO见光易分解.2HClO=2HCl+O2↑
注意:
次氯酸盐类溶于水,如Ca(ClO)2等.
2.漂白粉的制备:
2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
漂白粉的组成:
Ca(ClO)2和CaCl2组成的混合物,有效成分是Ca(ClO)2.
漂白粉的性质:
漂白粉本身没有漂白性,只有转化成HClO才有漂白性.由于HClO是弱酸,故Ca(ClO)2能跟较强的盐酸、碳酸反应.
Ca(ClO)2+2HCl CaCl2+2HClO
Ca(ClO)2+CO2+H2O CaCO3↓+2HClO(次氯酸比碳酸弱的原因)
注意:
①久露置在空气中的漂白粉CaCO3、Ca(ClO)2、CaCl2.
②漂白粉要隔绝空气保存.
③漂白粉是混合物.
3.实验室用MnO2氧化浓盐酸制Cl2,其具体的反应原理是:
MnO2+4HCl(浓)△ MnCl2+Cl2↑+2H2O
注意:
①实验室通常用氧化HCl或浓盐酸的方法来制取氯气(不能用稀盐酸代替浓盐酸,实验室中浓盐酸的代用品:
浓H2SO4+NaCl),实验室中MnO2代用品:
KMnO4(不需要加热)、KClO3、Ca(ClO)2.
②工业生产中用电解饱和食盐水法来制取氯气:
2NaCl+2H2O 直流电 H2↑+Cl2↑+2NaOH
③收集方法:
用向上排空气法或排饱和NaCl溶液(此时不是干燥的Cl2气).
④检验氯气(验满):
Cl2+2KI 2KCl+I2,把湿润的KI淀粉试纸放在瓶口,若变蓝色,说明瓶口氯气已充满.因为Cl2把氧化成I2,I2遇淀粉变蓝色.
4.⑴卤素的物理性质:
物质
F2
Cl2
Br2
I2
半径
逐渐增大
颜色
淡黄绿色
黄绿色
红棕色
紫黑色
逐渐加深
状态
气体
气体
液体
固体
水中颜色
强烈反应
浅黄绿色
橙黄色
棕黄色
有机制中颜色①
反应
黄绿色
橙红色
紫红色
注①:
有机制包括酒精,苯或汽油,CCL4.Br2、I2在酒精中不分层,在苯或汽油中处于水上层,在CCL4中处于水下层.
附:
①萃取法:
利用某种物质在互不相溶的溶剂的溶解性不同,来分离物质.如:
用CCl4萃取水中的Br2、I2. ②吸附法:
空气中的Cl2用活性碳吸附除去.
⑵卤素的化学性质:
类别
相似性
差异性
氧化性
卤素单质都具有氧化性
F2>Cl2>Br2>I2氧化性逐渐减弱(F2是最强的非金属氧化剂,F元素无正价,无含氧酸,无水溶液)
与氢反应
H2+X2=2HX
反应条件逐渐增高:
F2(黑暗中爆炸)、Cl2
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