高考考前化学回归课本知识精要.pdf
《高考考前化学回归课本知识精要.pdf》由会员分享,可在线阅读,更多相关《高考考前化学回归课本知识精要.pdf(14页珍藏版)》请在三一文库上搜索。
1、2013 年高考考前化学回归课本知识精要 第一章 化学反应及其能量变化 一氧化还原反应 1.氧化性、还原性强弱的判断依据 金属活动性顺序 根据非金属活动性顺序来判断: 一般来说,单质非金属性越强,越易得到电子,氧化性越强;其对应阴离子越难失电子,还原性越弱。 典型粒子氧化(或还原)性强弱: 氧化性: Br2Fe3+I2S 还原性: S I Fe2+Br 氧化性: Fe3+Ag+Cu 2+Fe2+ Zn2+Al3+ 依据元素周期律及周期表中元素性质变化规律来判断氧化性还原性的强弱 同周期,从左至右,核电荷数递增,非金属性逐渐增强,金属性逐渐减弱,氧化性逐渐增强,还原性逐渐减弱; 同主族,从上至下
2、,核电荷数递增,非金属性逐渐减弱,金属性逐渐增强,氧化性逐渐减弱,还原性逐渐增强; 根据原电池的正负极来判断: 在原电池中,在负极 反应的物质还原性一般比 作正极 物质的还原性强 。 2.电子守恒规律: 化合价升高总数 化合价降低总数=得电子总数失电子总数电子转移总数 二.离子反应 1. 离子反应的条件 生成沉淀:CaCO 3、BaCO3、Ag2CO3、AgCl、 AgBr、BaSO4、BaSO3、 CaSO3、 Mg(OH)2、 Cu(OH)2、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、H2SiO3 生成气体: SO2、CO2、NH3、 H2S、NO2、NO 、 O2、 H2 生成弱电
3、解质:弱酸 HClO、HF、 H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3、H2SiO3、H4SiO4、HNO2、CH3COOH 弱碱 NH3H2O、Mg(OH)2、 Cu(OH)2、 Fe(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、AgOH 水 H2O 氧化还原反应:反应前后离子中有元素化合价升降。 (还原性强) (氧化性强) 强氧化剂强还原剂= 还原产物氧化产物剂 (还原性弱) 化合价降得电子还原反应 (氧化性弱) 化合价升失电子氧化反应 氧化剂:降得还 还原剂:升失氧 由左到右,金属性逐渐减弱,失电子能力逐渐减弱,还原性逐渐减弱 K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H)
4、Cu Hg Ag pt At K + Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H+) Cu2+ Hg2+ Ag+ pt+ At3+ 由左到右,非金属性逐渐增强,得电子能力逐渐增强,氧化性逐渐增强 2. 书写离子方程式书写规则 (1)用化学式或分子式表示的有: 单质、氧化物、难溶物、气体、弱电解质(如弱酸、弱碱、水等)。 (2)满足的守恒原则 电荷守恒:方程式左右两边离子的电荷总数相等。 原子守恒:反应前后各原子个数相等。 电子守恒(价守恒):对于氧化还原反应,反应过程中元素化合价升高总数与降低总数相等。 (3)酸式弱酸根离子属于弱电解质部分,在离子方程式
5、中不能拆写。如NaHCO3溶液和稀硫酸反应: HCO3 H+CO 2 H2O 3.离子共存问题 1. 同一溶液中若离子间 符合下列任意一个条件就会 发生离子反应,离子便不能大量共存 . (1) 生成难溶物或微溶物: Ba 2+分别与 CO 3 2-、 SO 3 2- 、SO4 2- 反应生成沉淀; Ca 2+分别与 CO 3 2-、 SO 3 2- 、SO4 2- 反应生成沉淀; Ag +分别与 Cl-、 Br-、I- CO 3 2- 、OH -反应生成沉淀; OH -分别与 Mg2+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、 Al3+、Ag+反应生成沉淀; CO3 2- 分别与 Cu 2+、 Ca2+
6、、Fe2+、Ba2+、Ag+反应生成沉淀; (2) 生成气体或挥发性物质: NH4 +与 OH-生成氨气; H +分别与 CO 3 2- 、HCO 3 - 、S 2- 、HS - 、HSO3 - 、SO3 2- 反应生成气体; (3) 生成难电离物质( 弱电解质 ) : H +分别与 CH 3COO -、F-、CO 3 2- 、HCO 3 -、S2-、HS-、HSO 3 -、 SO 3 2- 、C6H6O -生成弱酸; OH - 分别与 NH4 +、Mg2+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、Al3+、Ag+反应生成弱碱; H +与 OH-反应生成水。 (4) 发生双水解: Al 3+分别与 Al
7、O 2 、 CO 3 2- 、HCO3 -、S2-、HS-发生双水解 Fe 3+分别与 CO 3 2- 、HCO 3 - 、S 2- 、HS - 发生双水解 (5) 发生氧化还原反应: Fe 3+分别与 S2-、I-发生氧化还原反应; NO3 -分别与 S2-、I-、 Fe2+、SO 3 - 在酸性溶液中发生氧化还原反应; MnO4 - 分别与 S 2- 、I -、 Fe2+、 SO 3 -在酸性溶液中发生氧化还原反应; ClO - 分别与 S 2- 、I - 、 Fe 2+、SO 3 -在酸性溶液中发生氧化还原反应; (6) 形成配合物:如Fe 3+与 SCN-反应生成配合物而不能大量共存。
8、 2. 审题时应注意题中给出的附加条件,如: (1)暗示酸(或碱)性溶液的条件: 酸性溶液H , 使紫色石蕊试液变红; 碱性溶液OH 使紫色石蕊试液变蓝;使酚酞试液变红; 加入铝粉后放出可燃性气体的溶液可能是酸,也可能是强碱 由水电离出的H +或 OH-浓度为 110-a mol/L(a7)的溶液可能是酸,也可能是碱。 (2)有色离子:MnO4 紫色, Fe3黄色, Fe2+浅绿色, Cu蓝色。 (3)MnO 4 、 NO 3 、Cr 2O7 2等在酸性条件下具有强氧化性。 (4)注意题目要求“一定大量共存”、 “可能大量共存”还是“不能大量共存”等要求。 三.化学反应中的能量变化 热化学方程
9、式 1. 反应热 在化学反应过程中放出或吸收的热量、通常叫做反应热。符号: H;单位: kJ/mol 。 1. 热化学方程式的书写规则: (1)需注明反应的温度和压强,若不注明条件,一般指常温常压下。 (2) 要注明反应物和生成物的状态。 (3) 放热反应: H0,即 H为“ +”; (5) 热化学方程式各物质前的化学计量数表示物质的量,它可以是整数也可以是分数。对于相同物质 的反应,当化学计量数不同时,其H也不同。 2.燃烧热在101KPa时, 1mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量,为该物质的燃烧热。 3.中和热在稀溶液中,强酸和强碱发生中和反应生成1mol 液态 H2O 时
10、,所表现的反应热。 第二章碱金属 一、钠和钠的化合物 1. 钠在空气中与氧气反应生成白 色的氧化钠(Na2O) : 4Na + O2 =2Na2O 钠在空气中燃烧,生成淡黄色的过氧化钠( Na2O2) : 2. 钠与水反应生成氢氧化钠和 氢气,其反应的化学方程式为:2Na + 2H2O = 2NaOH + H2。 3. 过氧化与水反应生成氢氧化钠和 氧气: 2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2。 4.过氧化钠可用在呼吸面具中和潜水艇里作为氧气的来源: 2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO 3 + O2。 5. 碳酸钠的化学式为:Na2CO3 ,俗名纯碱或苏打;与盐酸反应
11、:Na2CO3+2HCl=2NaCl+CO2+H2O 6.碳酸氢钠的化学式为:NaHCO 3 ,俗名小苏打; 与盐酸反应:NaHCO3+HCl=NaCl+CO2+H2O NaHCO3与盐酸的反应比Na2CO3与盐酸反应剧烈。 7. 氢氧化钠的化学式为:NaOH ,俗名烧碱、火碱或苛性钠。 8.NaHCO3受热分解,其反应的化学方程式为:2NaHCO 3 = Na2CO3 + CO2 + H2O 。 二、碱金属 2Na + O2 = Na2O2 点燃 放热反应: 反应物的总能量生成物的总能量吸热反应: 反应物的总能量生成物的总能量 能量 反应过程 反应物 生成物 放出热量 H 为“” 或H0 生
12、 成物 总能量 反 应物 总能量 1. 金属性: Li NaKRbCs 氧化性 (得电子能力 ) :Li Na K Rb Cs 还原性 ( 失电子能力 ) : Li NaKRbCs 碱性: LiOHNaOH KOH RbOH CsOH 与水反应转换出氢:从难易 2. 与氧气反应: 4、钠或钠的化合物灼烧时火焰呈现黄色,钾或钾的化合物灼烧时火焰呈现紫色。 第三章 物质的量 ?= ? ? ? M= n m n= M m nMm? 2 1 2 1 N N n n 气体摩尔体积: m V= n V n= mV V nVV m ? 标准状况下, m V=22.4L/mol 4.22M 同温同压下, 2
13、1 2 1 2 1 N N n n V V 同温同压下, 2 1 2 1 M M =D ( D为 1对2的相对密度) 同温同容积下, 2 1 2 1 2 1 N N n n P P 物质的量浓度: V n ccVn c n V 溶液稀释定律: 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 2211 VcVc= )(质 n 第四章卤素 【氯和氯的化合物】 Cu + Cl2 = CuCl2H2 + Cl2 = 2HCl 2Fe 3Cl2 2FeCl3 Cl2 + H2O = HCl + HClO Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + H2O 漂白粉的制取反应
14、:2Ca(OH)2 + 2Cl2 = CaCl2 + Ca(ClO)2 + 2H2O 漂白粉的主要成分:CaCl2、Ca( ClO)2,有效成分: Ca( ClO)2 漂白粉的漂白原理:Ca(ClO)2+CO2+H2O=2HClO+CaCO 3 实验室制取氯气反应原理:MnO2 + 4HCl(浓 ) = MnCl2 + Cl2 + 2H2O。 【卤族元素】 (1) 位置:第VIIA 族。包括氟 (F) 、氯 (Cl) 、溴 (Br) 、碘 (I) 、砹 (At) 五种非金属元素 (2) 原子结构特点:最外层电子数为7 (3) 主要性质 点燃 K + O2 = KO2 点燃 2Na + O2 =
15、 Na2O2 点燃 4Li + O 2 = 2Li2O 点燃 2M + 2H2O = 2MOH+ H2 相似性:最高价态为+7,最低负价为 -1 ,F无正价;最高价氧化物水化物HRO4,均呈强酸性。 递变性:同主族,从上到下,原子半径由小到大; 最高价含氧酸的酸性:HClO4HBrO4HIO4;氢化物稳定性:HFHClHBrHI 非金属性: FClBrI 氧化性: F2Cl2Br2I2 还原性: F ClBr I 氟气与水反应: :2F2+2H2O=4HF+O2; 氯气与溴化钠溶液反应:Cl2+2NaBr=Br2+2NaCl 氯气与 KI 溶液反应: Cl2+2KI=I2+2KCl ; 溴水与
16、 KI 溶液反应: Br2+2KI=Br2+2KCl (碘单质遇淀粉变蓝) 第五章 物质结构元素周期律晶体类型 1、 原子是由居于原子中心的带正 电荷的原子核和核外带负 电荷的电子构成的。 2、 原子序数 核电荷数( Z) 核内质子数 核外电子数。 3、 原子 X A Z 中, A代表质量数,z 代表质子数,则中子数(N) A Z 4、 质量数( A)质子数( Z)+ 中子数( N) 在阳离子 ( Xn+ Z A )中:核外电子数 = Z n 在阴离子 ( Xm Z A )中:核外电子数= Z + m 5、原子结构和离子结构示意图的认识 离子与原子示意图的区别:若质子数=电子数,则为原子结构示
17、意图 若质子数电子数,则为离子结构示意图 例: 钠原子( Na)镁离子( Mg 2+) 氟离子( F ) 原子:质子数=电子数;不显电性 阳离子:质子数电子数;显正电性 阴离子:质子数 离子晶体 分子晶体 (2)分子晶体: 组成和结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,一般分子间作用力越大,熔沸点越高。 如: HIHBr HCl。 在同分异构体中,一般说,支链越多,熔沸点越低,如正戊烷异戊烷新戊烷。 若分子间存在氢键,则物质的熔沸点较高。如:HFHCl,H2OH2S,NH3PH3 第六章氧族元素环境保护 【氧族元素】 (1) 位置:第VIA 族。包括氧 (O) 、硫 (S) 、硒 (Se) 、碲
18、 (Te) 、钋 (Po) 五种非金属元素 (2) 原子结构特点:最外层电子数为6 (3) 主要性质 相似性:最高价态为+6,最低负价为 -2 ,O无正价;最高价氧化物水化物H2RO4,均呈酸性。 递变性:同主族,从上到下,原子半径由小到大; 最高价含氧酸的酸性:H2SO4H2SeO4H2TeO4;氢化物稳定性:H2O H2SH2SeH2Te 非金属性 :OS SeTe 氧化性: O2SSeTe 还原性: O 2S2Se2Te2 2H2O22H2O+O2 【硫和硫的化合物】 1.铁与硫反应时生成FeS(硫化亚铁):Fe + S = FeS; 2.铁在氯气中燃烧时生成FeCl3(氯化铁):2Fe
19、 + 3Cl 2 = 2FeCl3 。 3.SO2与水反应生成亚硫酸( H2SO3) :SO2 + H2O = H2SO3 4. SO2具有漂白性 : 与有色物质化合成无色物质(非氧化还原反应) 5. SO2 + X2 + 2H2O = H2SO4+2HX (X为 Cl、Br、I) 6.浓硫酸具有吸水性、脱水性、强氧化性 7.浓硫酸可以与铜反应:Cu + 2H 2SO4( 浓) = CuSO4 + SO2 + 2 H2O 8. 2H2SO4(浓)+C 2SO2+CO2+2H2O 9.SO4 2-的检验 :在检验溶液中是否含有 SO42-时,常常先用盐酸把溶液酸化, 以排除 CO3 2-等可能造
- 配套讲稿:
如PPT文件的首页显示word图标,表示该PPT已包含配套word讲稿。双击word图标可打开word文档。
- 特殊限制:
部分文档作品中含有的国旗、国徽等图片,仅作为作品整体效果示例展示,禁止商用。设计者仅对作品中独创性部分享有著作权。
- 关 键 词:
- 高考 考前 化学 回归 课本 知识 精要
链接地址:https://www.31doc.com/p-5628932.html