2005届高三化学停课整理材料 (基础知识部分) Ⅰ,基本概念与基础理论: 一,阿伏加德罗定律 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". 2.推论 (1)同温同压下,V1/V2=n1/n2 (2)同温同体积时,p1/p2=n1/n2=N1/N2 (3)同温同压等质量时,V1/V2=M2/M1 (4)同温同压同体积时,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. 3,阿伏加德罗常这类题的解法: 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. 二,离子共存 1.由于发生复分解反应,离子不能大量共存. (1)有气体产生.如CO32-,SO32-,S2-,HCO3-,HSO3-,HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存. (2)有沉淀生成.如Ba2+,Ca2+,Mg2+,Ag+等不能与SO42-,CO32-等大量共存;Mg2+,Fe2+,Ag+,Al3+,Zn2+,Cu2+,Fe3+等不能与OH-大量共存;Pb2+与Cl-,Fe2+与S2-,Ca2+与PO43-,Ag+与I-不能大量共存. (3)有弱电解质生成.如OH-,CH3COO-,PO43-,HPO42-,H2PO4-,F-,ClO-,AlO2-,SiO32-,CN-,C17H35COO-,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-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等. 2.由于发生氧化还原反应,离子不能大量共存. (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. 3.能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存(双水解). 例:Al3+和HCO3-,CO32-,HS-,S2-,AlO2-,ClO-等;Fe3+与CO32-,HCO3-,AlO2-,ClO-等不能大量共存. 4.溶液中能发生络合反应的离子不能大量共存. 如Fe2+,Fe3+与SCN-不能大量共存;Fe3+与不能大量共存. 5,审题时应注意题中给出的附加条件. 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". 6,审题时还应特别注意以下几点: (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 三,离子方程式书写的基本规律要求 (1)合事实:离子反应要符合客观事实,不可臆造产物及反应. (2)式正确:化学式与离子符号使用正确合理. (3)号实际:"=""""→""↑""↓"等符号符合实际. (4)两守恒:两边原子数,电荷数必须守恒(氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等). (5)明类型:分清类型,注意少量,过量等. (6)检查细:结合书写离子方程式过程中易出现的错误,细心检查. 四,氧化性,还原性强弱的判断 (1)根据元素的化合价 物质中元素具有{zg}价,该元素只有氧化性;物质中元素具有{zd1}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. 常见氧化剂: ①,活泼的非金属,如Cl2,Br2,O2 等; ②,元素(如Mn等)处于高化合价的氧化物,如MnO2,KMnO4等 ③,元素(如S,N等)处于高化合价时的含氧酸,如浓H2SO4,HNO3 等 ④,元素(如Mn,Cl,Fe等)处于高化合价时的盐,如KMnO4,KClO3,FeCl3,K2Cr2O7 ⑤,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,元素(如C,S等)处于低化合价的氧化物,如CO,SO2等 ③,元素(如Cl,S等)处于低化合价时的酸,如浓HCl,H2S等 ④,元素(如S,Fe等)处于低化合价时的盐,如Na2SO3,FeSO4等 ⑤,某些非金属单质,如H2 ,C,Si等. 五,元素氧化性,还原性变化规律表 (1)常见金属活动性顺序表(联系放电顺序) K,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pb(H),Cu,Hg,Ag,Pt,Au(还原能力-失电子能力减弱) K+,Ca2+,Na+,Mg2+,Al3+,Zn2+,Fe2+,Sn2+,Pb2+ (H+),Cu2+,Hg2+,Ag+(氧化能力-得电子能力增强) (2)非金属活动顺序表 F O Cl Br I S(氧化能力减弱) F- Cl- Br- I- S2-(还原能力增强) 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{zg}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. 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{zg}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; 6,其他,例:2Cu+SΔ===Cu2S Cu+Cl2点燃===CuCl2 所以,Cl的非金属性强于S. "10电子","18电子"的微粒小结 (一)"10电子"的微粒: 分子 离子 一核10电子的 Ne N3 ,O2 ,F ,Na+,Mg2+,Al3+ 二核10电子的 HF OH , 三核10电子的 H2O NH2 四核10电子的 NH3 H3O+ 五核10电子的 CH4 NH4+ (二)"18电子"的微粒 分子 离子 一核18电子的 Ar K+,Ca2+,Cl ,S2 二核18电子的 F2,HCl HS 三核18电子的 H2S 四核18电子的 PH3,H2O2 五核18电子的 SiH4,CH3F 六核18电子的 N2H4,CH3OH 注:其它诸如C2H6,N2H5+,N2H62+等亦为18电子的微粒. 微粒半径的比较: 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:Li3,同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大.如:F--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+ 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 定义:把分子聚集在一起的作用力 分子间作用力(范德瓦尔斯力):影响因素:大小与相对分子质量有关. 作用:对物质的熔点,沸点等有影响. 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 H H H H 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. 定义:从整个分子看,分子里电荷分布是对称的(正负电荷中心能重合)的分子. 非极性分子 双原子分子:只含非极性键的双原子分子如:O2,H2,Cl2等. 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) 极性分子: 定义:从整个分子看,分子里电荷分布是不对称的(正负电荷中心不能重合)的. 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△H0,用"+"表示. 燃烧热:在101KPa下,1mol物质xx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|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 能使酸性高锰酸钾溶液褪色的物质 (一)有机 不饱和烃(烯烃,炔烃,二烯烃,苯乙烯等); 苯的同系物;※ 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); 含醛基的有机物(醛,甲酸,甲酸盐,甲酸某酯等); 酚类 石油产品(裂解气,裂化气,裂化汽油等); 煤产品(煤焦油); xx橡胶(聚异戊二烯). (二)无机 氢卤酸及卤化物(氢溴酸,氢碘酸,浓盐酸,溴化物,碘化物); 亚铁盐及氢氧化亚铁; -2价硫的化合物(H2S,氢硫酸,硫化物); +4价硫的化合物(SO2,H2SO3及亚硫酸盐); 双氧水(H2O2,其中氧为-1价) ※注:苯的同系物被KMnO4(H+)溶液氧化的规律: 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. 如: Ⅳ,化学实验: 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,xx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: 实验中水的妙用 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. Ⅴ,化学计算 (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. 3.根据相对密度求式量:M=MˊD. 4.由气态方程求式量:M= 5.混合物的平均分子量: 6.原子量 原子的原子量= 质量数=质子数+中子数 元素原子量: A1,A2表示同位素原子量,a1%,a2%表示原子的摩尔分数 元素近似原子量: 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 (三) 溶液计算 基本公式及关系: (1)物质的量浓度: ① 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= ④质量分数换算为物质的量浓度:C= (2)溶质的质量分数. ① ②(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: S=(饱和溶液:一定温度下) S=(a%:饱和溶液质量分数) 有关pH值的计算:酸算H+,碱算OH— Ⅰ. pH= —lg[H+] Ⅱ. KW=[H+][OH-]=10-14(25℃下) - 化学反应的能量变化 浓H2SO4 170℃ 浓H2SO4 140℃ Cl Cl Cl Cl Cl Cl Cl CH2CH3 KMnO4(H+) COOH C(CH3)3 C(CH3)3 CH3 KMnO4(H+) COOH |
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