高中化學基礎知識整理
ⅰ、基本概念與基礎理論:
一、阿伏加德羅定律
1.內容:在同溫同壓下,同體積的氣體含有相同的分子數。即「三同」定「一同」。
2.推論
(1)同溫同壓下,v1/v2=n1/n2 同溫同壓下,m1/m2=ρ1/ρ2
注意:①阿伏加德羅定律也適用於不反應的混合氣體。②使用氣態方程pv=nrt有助於理解上述推論。
3、阿伏加德羅常這類題的解法:
①狀況條件:考查氣體時經常給非標準狀況如常溫常壓下,1.01×105pa、25℃時等。
②物質狀態:考查氣體摩爾體積時,常用在標準狀況下非氣態的物質來迷惑考生,如h2o、so3、已烷、辛烷、chcl3等。
③物質結構和晶體結構:考查一定物質的量的物質中含有多少微粒(分子、原子、電子、質子、中子等)時常涉及希有氣體he、ne等為單原子組成和膠體粒子,cl2、n2、o2、h2為雙原子分子等。晶體結構:
p4、金剛石、石墨、二氧化矽等結構。
二、離子共存
1.由於發生復分解反應,離子不能大量共存。
(1)有氣體產生。如co32-、so32-、s2-、hco3-、hso3-、hs-等易揮發的弱酸的酸根與h+不能大量共存。
(2)有沉澱生成。如ba2+、ca2+、mg2+、ag+等不能與so42-、co32-等大量共存;mg2+、fe2+、ag+、al3+、zn2+、cu2+、fe3+等不能與oh-大量共存;fe2+與s2-、ca2+與po43-、ag+與i-不能大量共存。
(3)有弱電解質生成。如oh-、ch3coo-、po43-、hpo42-、h2po4-、f-、clo-、alo2-、sio32-、cn-、c17h35coo-、等與h+不能大量共存;一些酸式弱酸根如hco3-、hpo42-、hs-、h2po4-、hso3-不能與oh-大量共存;nh4+與oh-不能大量共存。
(4)一些容易發生水解的離子,在溶液中的存在是有條件的。如alo2-、s2-、co32-、c6h5o-等必須在鹼性條件下才能在溶液中存在;如fe3+、al3+等必須在酸性條件下才能在溶液中存在。這兩類離子不能同時存在在同一溶液中,即離子間能發生「雙水解」反應。
如3alo2-+al3++6h2o=4al(oh)3↓等。
2.由於發生氧化還原反應,離子不能大量共存。
(1)具有較強還原性的離子不能與具有較強氧化性的離子大量共存。如s2-、hs-、so32-、i-和fe3+不能大量共存。
(2)在酸性或鹼性的介質中由於發生氧化還原反應而不能大量共存。如mno4-、cr2o7-、no3-、clo-與s2-、hs-、so32-、hso3-、i-、fe2+等不能大量共存;so32-和s2-在鹼性條件下可以共存,但在酸性條件下則由於發生2s2-+so32-+6h+=3s↓+3h2o反應不能共在。h+與s2o32-不能大量共存。
3.能水解的陽離子跟能水解的陰離子在水溶液中不能大量共存(雙水解)。
例:al3+和hco3-、co32-、hs-、s2-、alo2-、clo-等;fe3+與co32-、hco3-、alo2-、clo-等不能大量共存。
4.溶液中能發生絡合反應的離子不能大量共存。
如fe2+、fe3+與scn-不能大量共存;fe3+與不能大量共存。
5、審題時應注意題中給出的附加條件。
①酸性溶液(h+)、鹼性溶液(oh-)、能在加入鋁粉後放出可燃氣體的溶液、由水電離出的h+或oh-=1×10-10mol/l的溶液等。
②有色離子mno4-,fe3+,fe2+,cu2+,fe(scn)2+。
③mno4-,no3-等在酸性條件下具有強氧化性。
④s2o32-在酸性條件下發生氧化還原反應:s2o32-+2h+=s↓+so2↑+h2o
⑤注意題目要求「大量共存」還是「不能大量共存」。
6、審題時還應特別注意以下幾點:
(1)注意溶液的酸性對離子間發生氧化還原反應的影響。如:fe2+與no3-能共存,但在強酸性條件下(即fe2+、no3-、h+相遇)不能共存;mno4-與cl-在強酸性條件下也不能共存;s2-與so32-在鈉、鉀鹽時可共存,但在酸性條件下則不能共存。
(2)酸式鹽的含氫弱酸根離子不能與強鹼(oh-)、強酸(h+)共存。
如hco3-+oh-=co32-+h2o(hco3-遇鹼時進一步電離);hco3-+h+=co2↑+h2o
三、氧化性、還原性強弱的判斷
(1)根據元素的化合價
物質中元素具有最**,該元素只有氧化性;物質中元素具有最低價,該元素只有還原性;物質中元素具有中間價,該元素既有氧化性又有還原性。對於同一種元素,價態越高,其氧化性就越強;價態越低,其還原性就越強。
(2)根據氧化還原反應方程式
在同一氧化還原反應中,氧化性:氧化劑》氧化產物
還原性:還原劑》還原產物
氧化劑的氧化性越強,則其對應的還原產物的還原性就越弱;還原劑的還原性越強,則其對應的氧化產物的氧化性就越弱。
(3)根據反應的難易程度
注意:①氧化還原性的強弱只與該原子得失電子的難易程度有關,而與得失電子數目的多少無關。得電子能力越強,其氧化性就越強;失電子能力越強,其還原性就越強。
②同一元素相鄰價態間不發生氧化還原反應。
四、比較金屬性強弱的依據
金屬性:金屬氣態原子失去電子能力的性質;
金屬活動性:水溶液中,金屬原子失去電子能力的性質。
注:金屬性與金屬活動性並非同一概念,兩者有時表現為不一致,
1、同週期中,從左向右,隨著核電荷數的增加,金屬性減弱;
同主族中,由上到下,隨著核電荷數的增加,金屬性增強;
2、依據最**氧化物的水化物鹼性的強弱;鹼性愈強,其元素的金屬性也愈強;
3、依據金屬活動性順序表(極少數例外);
4、常溫下與酸反應煌劇烈程度;5、常溫下與水反應的劇烈程度;
6、與鹽溶液之間的置換反應;7、高溫下與金屬氧化物間的置換反應。
五、比較非金屬性強弱的依據
1、同週期中,從左到右,隨核電荷數的增加,非金屬性增強;
同主族中,由上到下,隨核電荷數的增加,非金屬性減弱;
2、依據最**氧化物的水化物酸性的強弱:酸性愈強,其元素的非金屬性也愈強;
3、依據其氣態氫化物的穩定性:穩定性愈強,非金屬性愈強;
4、與氫氣化合的條件;5、與鹽溶液之間的置換反應;
6、其他,例:2cu+scu2s cu+cl2cucl2 所以,cl的非金屬性強於s。
六、「10電子」、「18電子」的微粒小結
(一)「10電子」的微粒:
(二)「18電子」的微粒
注:其它諸如c2h6、n2h5+、n2h62+等亦為18電子的微粒。
七、微粒半徑的比較:
1、判斷的依據電子層數: 相同條件下,電子層越多,半徑越大。
核電荷數相同條件下,核電荷數越多,半徑越小。
最外層電子數相同條件下,最外層電子數越多,半徑越大。
2、具體規律:1、同週期元素的原子半徑隨核電荷數的增大而減小(稀有氣體除外)如:na>mg>al>si>p>s>cl.
2、同主族元素的原子半徑隨核電荷數的增大而增大。如:li3、同主族元素的離子半徑隨核電荷數的增大而增大。
如:f--4、電子層結構相同的離子半徑隨核電荷數的增大而減小。如:
f-> na+>mg2+>al3+
5、同一元素不同價態的微粒半徑,價態越高離子半徑越小。如fe>fe2+>fe3+
八、物質溶沸點的比較
(1)不同類晶體:一般情況下,原子晶體》離子晶體》分子晶體
(2)同種型別晶體:構成晶體質點間的作用大,則熔沸點高,反之則小。
①離子晶體:離子所帶的電荷數越高,離子半徑越小,則其熔沸點就越高。
②分子晶體:對於同類分子晶體,式量越大,則熔沸點越高。hf、h2o、nh3等物質分子間存在氫鍵。
③原子晶體:鍵長越小、鍵能越大,則熔沸點越高。
(3)常溫常壓下狀態
①熔點:固態物質》液態物質
②沸點:液態物質》氣態物質
九、分子間作用力及分子極性
定義:把分子聚集在一起的作用力
分子間作用力(范德瓦爾斯力):影響因素:大小與相對分子質量有關。
作用:對物質的熔點、沸點等有影響。
①、定義:分子之間的一種比較強的相互作用。
分子間相互作用 ②、形成條件:第二週期的吸引電子能力強的n、o、f與h之間(nh3、h2o)
③、對物質性質的影響:使物質熔沸點公升高。
④、氫鍵的形成及表示方式:f-—h···f-—h···f-—h···←代表氫鍵。
氫鍵oo
h h h h
oh h
⑤、說明:氫鍵是一種分子間靜電作用;它比化學鍵弱得多,但比分子間作用力稍強;是一種較強的分子間作用力。
定義:從整個分子看,分子裡電荷分布是對稱的(正負電荷中心能重合)的分子。
非極性分子雙原子分子:只含非極性鍵的雙原子分子如:o2、h2、cl2等。
舉例只含非極性鍵的多原子分子如:o3、p4等
分子極性多原子分子: 含極性鍵的多原子分子若幾何結構對稱則為非極性分子
如:co2、cs2(直線型)、ch4、ccl4(正四面體型)
極性分子: 定義:從整個分子看,分子裡電荷分布是不對稱的(正負電荷中心不能重合)的。
舉例雙原子分子:含極性鍵的雙原子分子如:hcl、no、co等
多原子分子: 含極性鍵的多原子分子若幾何結構不對稱則為極性分子
如:nh3(三角錐型)、h2o(折線型或v型)、h2o2
十、化學反應的能量變化
定義:在化學反應過程中放出或吸收的熱量;
符號:△h
單位:一般採用kj·mol-1
測量:可用量熱計測量
研究物件:一定壓強下在敞開容器中發生的反應所放出或吸收的熱量。
高中化學知識歸納總結
發下高中化學物質所涉及到的顏色問題吧,此外還有反應現象以及實驗問題等等,這些都是最基本的知識,知識網不完善存在斷層的同學一定要看 1 ba oh 2與nh4cl反應是吸熱的2 焰色反應 na 黃色 k紫色 透過藍色的鈷玻璃 cu 綠色 na 黃色 k 紫色 3 cu絲在cl2中燃燒產生棕色的煙 4 ...
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高中化學知識總結精要
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