高考化学知识点总结(超级详细)
发布时间:2020-01-01 20:48:44
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高考化学
Ⅰ、基本概念与基础理论:
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”。
(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。
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)时常涉及希有气体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。
1.由于发生复分解反应,离子不能大量共存。
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。
(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。
例:Al3+和 HCO3-、CO32-、HS-、S2-、AlO2-、ClO-等;Fe3+与 CO32-、HCO3-、AlO2-、ClO-等不能大量共存。
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”。
(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
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、常温下与酸反应煌剧烈程度;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;
Δ 点燃
6、其他,例:2Cu+S===Cu2S Cu+Cl2 === CuCl2 所以,Cl 的非金属性强于S。
(一)“10 电子”的微粒:
(二)“18 电子”的微粒
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
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 O O
O
H H
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。
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)
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
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
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
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。
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,超声波,激光,放射线,电磁波,反应物颗粒大小,扩散速率,溶剂等)十二、影响化学平衡的的条件:
(1)浓度:在其它条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减小生成物的浓度,平衡向正反应方向移动;反之向逆反应方向移动;
(2)压强:在其它条件不变的情况下,增大压强会使平衡向气体体积缩小的方向移动;减小压强平衡向气体体积增大的方向移动;注意:①对于气体体积相同的反应来说,增减压强平衡不移动; ②若平衡混合物都是固.体.或.液.体.,增减压强平衡也不移动; ③压强变化必须改变了浓度才有.可.能.使平衡移动.
(3)温度:在其它条件下,升高温度平衡向吸热方向移动;降低温度平衡向放热方向移动.(温度改变时,平衡一般都要移动)注意:催化剂同等倍数加快或减慢正逆反应的速率,故加入催化剂不影响平衡,但可缩短达到平衡的时间.
如果改变影响平衡的一个条件(浓度,温度,压强等)平衡就向减.弱.这种改变的方向移动.十四、充入稀有气体对化学平衡的影响:
(1)恒压下通稀有气体,平衡移动方向相当于直接减压(也同于稀释对溶液中反应的影响);
(2)恒容下通稀有气体,平衡不移动. 注意:只要与平衡混合物的物质不反应的气体都可称”稀有”气体
1、各种“水”汇集
(一)纯净物:重水 D2O;超重水 T2O;蒸馏水H2O;双氧水 H2O2;水银Hg; 水晶 SiO2。
苏打水(Na2CO3 的溶液) 生理盐水(0.9%的 NaCl 溶液)
水玻璃(Na2SiO3 水溶液) 卤水(MgCl2、NaCl 及少量MgSO4)
水泥(2CaO·SiO2、3CaO·SiO2、3CaO·Al2O3) 王水(由浓 HNO3 和浓盐酸以 1∶3 的体积比配制成的混合物)
(一)无机的:爆鸣气(H2 与 O2); 水煤气或煤气(CO 与 H2);碳酸气(CO2)
(二)有机的:天然气(又叫沼气、坑气,主要成分为 CH4)
液化石油气(以丙烷、丁烷为主) 裂解气(以 CH2=CH2 为主) 焦炉气(H2、CH4 等)电石气(CH≡CH,常含有 H2S、PH3 等)
※其中能氧化指示剂而使指示剂褪色的主要有 Cl2(HClO)和浓 HNO3 及 Na2O2
I2、干冰(固态 CO2)、升华硫、红磷,萘。(蒽和苯甲酸作一般了解)。
1、向 FeCl3 溶液中加几滴KSCN 溶液呈红.色;
2、FeCl3 溶液与 NaOH 溶液反应,生成红.褐.色沉淀;
3、向 FeCl3 溶液溶液中通入 H2S 气体,生成淡.黄.色沉淀;
4、向 FeCl3 溶液中加入几滴 Na2S 溶液,生成淡黄色沉淀;当加入的Na2S 溶液过量时,又生成黑色沉淀;
5、向 FeCl3 溶液中加入过量 Fe 粉时,溶液变浅绿色;
6、向 FeCl3 溶液中加入过量 Cu 粉,溶液变蓝绿色;
7、将 FeCl3 溶液滴入淀粉KI 溶液中,溶液变蓝色;
8、向 FeCl3 溶液中滴入苯酚溶液,溶液变紫色
1、较活泼金属单质与不活泼金属阳离子间置换如:Zn+Cu2+==Zn2++Cu Cu+2Ag+=2Ag
2、活泼非金属单质与不活泼非金属阴离子间置换
3、活泼金属与弱氧化性酸中 H+置换
4、金属单质与其它化合物间置换
点燃 点燃
2Mg+CO2 === 2MgO+C 2Mg+SO2 === 2 MgO+S
2Na+2C6H5OH(熔融)→2C6H5ONa+H2↑
2Na+2C2H5OH→2C2H5ONa+H2↑
高温 高温
10Al+3V2O5 === 5Al2O3+6V 8Al+3Fe3O4 === 4 Al2O3+9Fe
2FeBr2+3Cl2==2FeCl3+2Br2 2 FeI2+3Br2==2FeBr3+2I2
Δ 高温
Mg+2H2O===Mg(OH)2+H2↑ 3Fe+4H2O(气) === Fe3O4+4 H2↑
5、非金属单质与其它化合物间置换
H S+X ==S↓+2H++2X‾ 2H S+O (不足)点燃2S+2H O
2 2 2 2
高温 Δ
=== 2
高温
CuO+C === Cu+CO↑ CuO+H2===Cu+H2O SiO2+2C === Si+2CO↑
3Cl2+8NH3==6NH4Cl+N2
3Cl2+2NH3==6HCl+N2
点燃 点燃
1、2P+3Cl2 === 2PCl3(Cl2 不足) ;2P+5Cl2 === 2 PCl5(Cl2 充足)
点燃 点燃
2、2H2S+3O2 === 2H2O+2SO2(O2 充足) ;2H2S+O2 === 2H2O+2S(O2 不充足)
缓慢氧化 点燃
3、4Na+O2 ===== 2Na2O 2Na+O2 === Na2O2
CO2 适量
4、Ca(OH)2+CO2 ==== CaCO3↓+H2O ;Ca(OH)2+2CO2(过量)==Ca(HCO3)2↓
5、2Cl2+2 Ca(OH)2==Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O
Δ
6Cl2+6 Ca(OH)2===Ca(ClO3)2+5CaCl2+6H2O
点燃 点燃
6、C+O2 === CO2(O2 充足) ;2 C+O2 === 2CO (O2 不充足)
7、8HNO3(稀)+3Cu==2NO↑+2Cu(NO3)2+4H2O
4HNO3(浓)+Cu==2NO2↑+Cu(NO3)2+2H2O
10、AlCl3+3NaOH==Al(OH)3↓+3NaCl ;
AlCl3+4NaOH(过量)==NaAlO2+2H2O
11、NaAlO2+4HCl(过量)==NaCl+2H2O+AlCl3 NaAlO2+HCl+H2O==NaCl+Al(OH)3↓
12、Fe+6HNO3(热、浓)==Fe(NO3)3+3NO2↑+3H2O
Fe+HNO3(冷、浓)→(钝化)
Fe 不足
13、Fe+6HNO3(热、浓) ==== Fe(NO3)3+3NO2↑+3H2O
Fe 过量
Fe+4HNO3(热、浓) ==== Fe(NO3)2+2NO2↑+2H2O
14、Fe+4HNO3(稀)
Fe 不足
==== Fe(NO3)3+NO↑+2H2O
Fe 过量
3Fe+8HNO3(稀)
浓H2SO4
==== 3Fe(NO3)3+2NO↑+4H2O
15、C2H5OH
170℃
CH2=CH2↑+H2O
浓H2SO4
C2H5-OH+HO-C124H05℃ C2H5-O-C2H5+H2O
Cl Cl Cl
+HCl
+3Cl2C→l Cl
H2O
(六氯环已烷)
醇
17、C2H5Cl+NaOH→ C2H5OH+NaCl C2H5Cl+NaOH→CH2=CH2↑+NaCl+H2O
18、6FeBr2+3Cl2(不足)==4FeBr3+2FeCl3 2FeBr2+3Cl2(过量)==2Br2+2FeCl3
1、AgNO3 与 NH3·H2O:
AgNO3 向 NH3·H2O 中滴加——开始无白色沉淀,后产生白色沉淀
NH3·H2O 向 AgNO3 中滴加——开始有白色沉淀,后白色沉淀消失
2、Ca(OH)2 与H3PO4(多元弱酸与强碱反应均有此情况):
Ca(OH)2 向 H3PO4 中滴加——开始无白色沉淀,后产生白色沉淀
H3PO4 向Ca(OH)2 中滴加——开始有白色沉淀,后白色沉淀消失
3、NaOH 与AlCl3:
NaOH 向 AlCl3 中滴加——开始有白色沉淀,后白色沉淀消失
AlCl3 向 NaOH 中滴加——开始无白色沉淀,后产生白色沉淀
4、HCl 与 NaAlO2:
HCl 向NaAlO2 中滴加——开始有白色沉淀,后白色沉淀消失
NaAlO2 向HCl 中滴加——开始无白色沉淀,后产生白色沉淀
5、Na2CO3 与盐酸:
Na2CO3 向盐酸中滴加——开始有气泡,后不产生气泡
2CO2 + 2Na2O2 = 2Na2CO3 + O2 △m = 56g
2NaCl + MnO2 + 3H2SO4 2NaHSO4 + MnSO4 + Cl2↑+ 2H2O
2F2 + 2H2O = 4HF + O2
B
二、A C
D
H2 O
A O2 B O2 C
A Na OH ↑
常温
C HCl A Na OH B
(A:铵盐、Al、Si、CH3COONa)
(A:氯化物)
(A:Al、(NH4)2CO3、NH4HCO3、NaHCO3、NaHS、(NH4)2S、NH4HS、氨基酸)
中学化学常见气体单质:H2、O2、N2、Cl2、(F2)
固体单质:S、Na、Mg、Al、Fe、Cu液体单质:Br2
中学化学常见化合物:NaCl、NaOH、Na2CO3、NaHCO3、FeCl2、FeCl3、H2SO4、
HCl、CaCO3、SO2、H2O、NO、NO2、HNO3
化学工业
Ⅲ、有机化学
最简式相同的有机物
1. CH:C2H2 和 C6H6
2. CH2:烯烃和环烷烃
3. CH2O:甲醛、乙酸、甲酸甲酯
4. CnH2nO:饱和一元醛(或饱和一元酮)与二倍于其碳原子数和饱和一元羧酸或酯;举一例:乙醛(C2H4O)与丁酸及其异构体(C4H8O2)
1、醇——醚 CnH2n+2Ox
2、醛—酮—环氧烷(环醚) CnH2nO
3、羧酸—酯—羟基醛 CnH2nO2
4、氨基酸—硝基烷
1. 烷烃与卤素单质:卤素蒸汽、光照;
2. 苯及苯的同系物与①卤素单质:Fe 作催化剂;
②浓硝酸:50~60℃水浴;浓硫酸作催化剂
③浓硫酸:70~80℃水浴;
3. 卤代烃水解:NaOH 的水溶液;
4. 醇与氢卤酸的反应:新制的氢卤酸;
5. 酯类的水解:无机酸或碱催化;
6. 酚与浓溴水或浓硝酸:(乙醇与浓硫酸在 140℃时的脱水反应,事实上也是取代反应。)能发生加成反应的物质
1. 烯烃的加成:卤素、H2、卤化氢、水
2. 炔烃的加成:卤素、H2、卤化氢、水
3. 二烯烃的加成:卤素、H2、卤化氢、水
4. 苯及苯的同系物的加成:H2、Cl2
5. 苯乙烯的加成:H2、卤化氢、水、卤素单质
6. 不饱和烃的衍生物的加成:(包括卤代烯烃、卤代炔烃、烯醇、烯醛、烯酸、烯酸酯、烯酸盐等)
7. 含醛基的化合物的加成:H2、HCN 等
8. 酮类物质的加成:H2
9. 油酸、油酸盐、油酸某酯、油(不饱和高级脂肪酸甘油酯)的加成。
O O
C O C OH
O
烯烃、二烯烃、乙炔、苯乙烯、烯烃和二烯烃的衍生物。能发生缩聚反应的物质
1. 苯酚和甲醛:浓盐酸作催化剂、水浴加热
2. 二元醇和二元羧酸等
缩合聚合(简称缩聚):单体之间通过脱去小分子(如H2O 等)生成高分子的反应。例如:能发生银镜反应的物质
凡是分子中有醛基(-CHO)的物质均能发生银镜反应。
1. 所有的醛(R-CHO);
2. 甲酸、甲酸盐、甲酸某酯;
注:能和新制Cu(OH)2 反应的——除以上物质外,还有酸性较强的酸(如甲酸、乙酸、丙酸、盐酸、硫酸、氢氟酸等),发生中和反应。
(一)有机
1. 不饱和烃(烯烃、炔烃、二烯烃、苯乙烯等);
2. 不饱和烃的衍生物(烯醇、烯醛、油酸、油酸盐、油酸某酯、油等)
3. 石油产品(裂化气、裂解气、裂化汽油等);
4. 苯酚及其同系物(因为能与溴水取代而生成三溴酚类沉淀)
5. 含醛基的化合物
6. 天然橡胶(聚异戊二烯)
(二)无机
1. -2 价硫(H2S 及硫化物);
2. +4 价硫(SO2、H2SO3 及亚硫酸盐);
3. +2 价铁:
6FeCl2+3Br2=4FeCl3+2FeBr3 变色
2FeI2+3Br2=2FeBr3+2I2
(此外,其中亦有 Mg 与 H+、Mg 与 HbrO 的反应)
5.-1 价的碘(氢碘酸及碘化物) 变色
6.NaOH 等强碱:Br2+2OH‾==Br‾+BrO‾+H2O
7.Na2CO3 等盐:Br2+H2O==HBr+HBrO 2HBr+Na2CO3==2NaBr+CO2↑+H2O HBrO+Na2CO3==NaBrO+NaHCO3
8.AgNO3
上层变无色的(ρ>1):卤代烃(CCl4、氯仿、溴苯等)、CS2;
下层变无色的(ρ<1):直馏汽油、煤焦油、苯及苯的同系物、液态环烷烃、低级酯、液态饱和烃(如已烷等)等
(一)有机
1. 不饱和烃(烯烃、炔烃、二烯烃、苯乙烯等);
2. 苯的同系物;※
3. 不饱和烃的衍生物(烯醇、烯醛、烯酸、卤代烃、油酸、油酸盐、油酸酯等);
4. 含醛基的有机物(醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯等);
5. 酚类
6. 石油产品(裂解气、裂化气、裂化汽油等);
7. 煤产品(煤焦油);
8. 天然橡胶(聚异戊二烯)。
(二)无机
1. 氢卤酸及卤化物(氢溴酸、氢碘酸、浓盐酸、溴化物、碘化物);
2. 亚铁盐及氢氧化亚铁;
3. -2 价硫的化合物(H2S、氢硫酸、硫化物);
4. +4 价硫的化合物(SO2、H2SO3 及亚硫酸盐);
5. 双氧水(H2O2,其中氧为-1 价)
侧链上与苯环直接相连的碳原子被氧化成羧基,其他碳原子则被氧化成CO2。倘若侧链中与苯环直接相连的碳原子上没有氢,则不能被氧化。
CH3
如:
KMnO4(H+)
COOH CH2CH3
KMnO4(H+)
COOH
不宜长期暴露空气中的物质
1.由于空气中 CO2 的作用:生石灰、NaOH、Ca(OH)2 溶液、Ba(OH)2 溶液、NaAlO2 溶液、水玻璃、碱石灰、漂白粉、苯酚钠溶液、Na2O、Na2O2;
2.由于空气中H2O 的作用:浓H2SO4、P2O5、硅胶、CaCl2、碱石灰等干燥剂、浓 H3PO4、无水硫酸铜、CaC2、面碱、
NaOH 固体、生石灰;
3.由于空气中 O2 的氧化作用:钠、钾、白磷和红磷、NO、天然橡胶、苯酚、-2 价硫(氢硫酸或硫化物水溶液)、
+4 价硫(SO2 水溶液或亚硫酸盐)、亚铁盐溶液、Fe(OH)2。
4.由于挥发或自身分解作用:AgNO3、浓 HNO3、H2O2、液溴、浓氨水、浓 HCl、Cu(OH)2。化学实验设计思维模型:
一、水封:在中学化 学实验中,白磷、液溴需要水封,少量白磷放入盛
有冷水的广口瓶中保 存,通过水的覆盖,既可隔绝空气防止白磷蒸气逸
出,又可使其保持在 燃点之下;液溴极易 挥发有剧毒,它在水中溶解
度较小,比水重,所 以亦可进行水封减少其挥发。二、水浴:酚醛树脂的制备、纤维素的水解需用沸水浴;硝基苯的制备(50—60℃)、乙酸乙
酯的水解(70~80℃)、硝酸钾溶解度的测定(室温~100℃)需用温度计来控制温度;银镜反应需用温水浴加热即可。
三、水集:排水集气法可以收集难溶或不溶于水的气体,中学阶段有 02,N:,H2,C2H4, C2H2,CH4,NO。有些气体在水中有一定溶解度,但可以在水中加入某物质降低其溶解度,如:可用排饱和食盐水法收集氯气。
四、水洗:用水洗的方法可除去某些难溶气体中的易溶杂质,如除去NO 气体中的 N02 杂质。
五、物质鉴别剂:可利用一些物质在水中溶解度或密度的不同进行物质鉴别,如:苯、乙醇 溴乙烷三瓶未有标签的无色液体,用水鉴别时浮在水上的是苯,溶在水中的是乙醇,沉于水下的是溴乙烷。
六、查漏:气体发生装置连好后,可用水检查其是否漏气。
(一)有关化学式的计算
1.通过化学式,根据组成物质的各元素的原子量,直接计算分子量。
2.已知标准状况下气体的密度,求气体的式量:M=22.4ρ。
⎛ ρ⎫
ρ'
⎝ ⎭
4.由气态方程求式量:M= nRT
pV
5.混合物的平均分子量:
M = 物质的总质量
(克 )
= M A ⋅ a % + M Bb % +
混合物物质的量总数
6.原子量
一个原子的质量一个12 C原子的质量⨯ 1
A1、A2 表示同位素原子量,a1%、a2%表示原子的摩尔分数
②对气体使用体积时注意条件(温度及压强),否则气体体积无意义
(二) 溶液计算
基本公式及关系:
(1)物质的量浓度:
①
C = n(mol) =
V (L)
m(g) M (g / mol)
V (L)
②稀释过程中溶质不变:C1V1=C2V2。
③同溶质的稀溶液相互混合:C 混= CV1 + C2V2
V1 + V2
④质量分数换算为物质的量浓度:C= 1000ρ⋅ a%
M
(2)溶质的质量分数。
① a% = m质 ⨯ 100% =
m液
m质
m质 + m剂
⨯ 100%
② a% =
S
100 + S
⨯100% (饱和溶液,S 代表溶质该条件下的溶解度)
③混合:m1a1%+m2a2%=(m1+m2)a%混
④稀释:m1a1%=m2a2%
(3)有关溶解度的计算:
m剂
100 - a
(a%:饱和溶液质量分数)
Ⅱ. KW=[H+][OH-]=10-14(25℃下)