高中化学学业水平考试知识点(文科)

更新时间:2024-06-30 22:51:01 阅读量: 综合文库 文档下载

说明:文章内容仅供预览,部分内容可能不全。下载后的文档,内容与下面显示的完全一致。下载之前请确认下面内容是否您想要的,是否完整无缺。

必修1知识点(谢招富编)

主题1 认识化学科学

一 化学科学发展史

1 分析空气成分的第一位科学家——拉瓦锡; 2 近代原子学说的创立者——道尔顿(英国); 3 提出分子概念——何伏加德罗(意大利);

4 候氏制碱法——候德榜(1926年所制的“红三角”牌纯碱获美国费城万国博览会金奖);

5 金属钾的发现者——戴维(英国); 6 Cl2的发现者——舍勒(瑞典);

7 在元素相对原子量的测定上作出了卓越贡献的我国化学家——张青莲; 8 元素周期表的创立者——门捷列夫(俄国);

9 1828年首次用无机物氰酸铵合成了有机物尿素的化学家——维勒(德国); 10 苯是在1825年由英国科学家——法拉第首先发现,德国化学家——凯库勒定为单双键相间的六边形结构,简称凯库勒式; 11 镭的发现人——居里夫人。

12 人类使用和制造第一种材料是——陶瓷 二 化学基本概念

1.分子:分子是能够独立存在并保持物质化学性质的一种微粒。

2.原子:原子是化学变化中的最小微粒。确切地说,在化学反应中原子核不变,只有核外电 子发生变化。

(1)原子是组成某些物质(如金刚石、晶体硅、二氧化硅等)和分子的基本微粒。

(2)原子是由原子核(中子、质子)和核外电子构成的。 3.离子:离子是指带电荷的原子或原子团。

(1)离子可分为阳离子:Li + 、Na + 阴离子:Cl- 、OH - (2)存在离子的物质:①离子化合物中:NaCl、CaCl2 、Na2SO 4 ? ②电解质溶液中:盐酸、 NaOH溶液等

1

4.元素:元素是具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子的总称。 (1)元素与物质、分子、原子的区别与联系:从宏观看物质是由元素组成的; 从微观看物质是由分子、原子或离子构成的。

(2)某些元素可以形成不同的单质(性质、结构不同)———同素异形体。 5.同位素:是指同一元素不同核素之间互称同位素,即具有相同质子数,不同中子数的同一类原子互称同位素。如H有三种同位素: 11H、 21H、 31H(氕、氘、氚)。 6.核素:核素是具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。 ? 同种元素可以有若干种不同的核素。

? 同一种元素的各种核素尽管中子数不同,但它们的质子数和电子数相同。核外电子排布相同,因而它们的化学性质几乎是相同的

7.原子团:原子团是指由多个原子结合成的集体,在许多反应中, 原子团作为一个集体参加反应。原子团包括:复杂离子,如:酸根离子,有机基团。 8.物理变化和化学变化

物理变化:没有生成其他物质的变化,仅是物质形态的变化。

化学变化:变化时有其他物质 生成。又叫化学反应。化学变化的特征有新物质生成 ,伴有放热、发光、变色等现象

变化本质:旧键断裂和新键生成或转移电子等。二者的区别是:前者无新物质生成,仅是物质形态、状态的变化。

9.混合物:由两种或多种物质混合而成的物质叫混合物,一般没有固定的熔沸点; 10.纯净物:由一种物质组成的物质叫纯净物。它可以是单质或化合物。由同素异形体组成的物质为混合物, 如红磷和白磷。由不同的同位素原子组成同一分子的物质是纯净物,如H2O与D2O混合为纯净物。

11.单质:由同种元素组成的纯净物叫单质。单质分为金属单质与非金属单质两种。

12.化合物:由不同种元素组成的纯净物叫化合物。

从不同的分类角度,化合物可分为多种类型,如:离子化合物和共价化合物; 电解质和非电解质;无机化合物和有机化合物; 酸、碱、盐和氧化物等。 13.酸:电离理论认为:电解质电离出的阳离子全部是H +的化合物叫做酸。 常见强酸 如:HClO4 、H 2SO 4 、HCl、HBr、HI、HNO3 ?

2

常见弱酸如:H2SO3 、H 3PO4 、HF、HNO2、 CH3COOH、 HClO、H2CO3 、H2SiO3 、HAlO2?

14.碱:电离理论认为,电解质电离时产生的阴离子全部是OH-的化合物叫碱。 常见强碱 如:NaOH、KOH、Ca(OH)2 、Ba(OH)2 ? 常见弱碱如:NH3.H2O、Mg(OH)2、Al(OH)3 、Fe(OH)3 ?

15.盐:电离时生成金属阳离子(或NH4+ )和酸根离子的化合物叫做盐。盐的分类①正盐②酸式盐③碱式盐④复盐(电离后生成两种或两种以上的金属阳离子或铵根的盐)

16.氧化物:由两种元素组成,其中一种是氧元素的化合物叫氧化物,氧化物的分类方法,

按组成分:金属氧化物、非金属氧化物,按性质分:不成盐氧化物、成盐氧化物、 酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物、过氧化物等

17.同素异形体:由同种元素所形成的不同的单质为同素异形体。(1)常见同素异形体:红磷与白磷;O2与O3;金刚石与石墨。(2)同素异形体之间可以相互转化,属于化学变化但不属于氧化还原反应。

18同系物:化学上,把结构相似,分子组成上相差1个或者若干个CH2原子团的化合物互称为同系物。

19 同分异构体:简单地说,化合物具有相同分子式,但具有不同结构的现象,叫做同分异构现象;具有相同分子式而结构不同的化合物互为同分异构体。在中学阶段主要指下列三种情况:?碳链异构 ?官能团位置异构?官能团异类异构

三 正确使用化学用语

化学用语是指化学学科中专门使用的符号,它包括以下几种:

①元素符号 ②离子符号 ③电子式 ④原子结构示意图 ⑤分子式(化学式) ⑥结构式和结构简式 ⑦化学方程式 ⑧热化学方程式 ⑨离子方程式 ⑩电离方程式

1.几种符号

元素符号:①表示一种元素。②表示一种元素的一个原子。离子符号:在元素符号右上角标 电符数及正负号“1”省略不写,如:Ca2+。 核素符号:如 2713Al 左上

3

角为质量数,左下角为质子数。 2.化合价

化合价是指一种元素一定数目的原子跟其他元素一定数目的原子化合的性质。①在离子化合物中,阳离子为正价,阴离子为负价。②在共价化合物中,电子对偏向哪种原子,哪种原子就显负价;偏离哪种原子、哪种原子就显正价。③单质分子中元素的化合价为零。④ 化合物中各元素的化合价代数和为零 3.电子式:

电子式是元素符号用小黑点(或×)来表示原子的最外层电子排布的式子。用电子式可以表示以下内容:

①原子的电子式②离子的电子式: 阴离子、复杂阳离子要用中括号③共价化合物的电子式④离子化合物的电子式 4.原子结构示意图的书写

原子结构示意图是表示原子的电子层结构的图示。 要求熟练掌握1~18号元素的原子结构示意图。 5.分子式(化学式)结构式,结构简式。

用元素符号表示单质分子或化合物分子组成的式子是分子式(分子晶体)在离子晶体和原子晶体中,用元素符号表示其物质组成的式子称为化学式,不表示分子组成。用短线表示一对共用电子对的图示,用以表示分子中所含原子的结合方程和排列顺序(不表示空间结构),叫作结构式。一般用来表示有机物。 结构简式是简化碳氢键和碳碳单键突出官能团的式子。如:CH2=CH2 、CH3CH2OH 6.质量守恒定律。

在化学反应中,参加反应的各物质的质量总和,等于反应后生成的各物质的质量总和,这个规律叫质量守恒定律。

①一切化学反应都遵循质量守恒,原子个数守恒。

②氧化还原反应还遵循得失电子守恒,化合价升降总数相等。

③电解质溶液中阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数,即离子电荷守恒。 7.离子反应方程式

用实际参加反应的离子的符号表示离子反应的式子叫作离子方程式

4

8.热化学方程式:表明反应所放出或吸收的热量的方程式,叫作热化学方程式。 说明 ①、酸性氧化物不一定都是非金属氧化物,非金属氧化物也不一定都是酸性

氧化物。

②、碱性氧化物全部是金属氧化物,而金属氧化物不一定是碱性氧化物。能与酸反应的氧化物不一定就是碱性氧化物。

③. 判断是否为纯净物的标准:(1)有固定组成(即相同的分子但不是相同的原子或相同的元素)(2)有固定熔沸点(3)结晶水合物都是纯净物。

④.常见混合物:高分子化合物、分散系都是混合物、碱石灰(NaOH+CaO)、草木灰(主要成分K2CO3)、大理石(主要CaCO3)、电石(主要CaC2)、铝热剂(Al粉和某些金属氧化物)、 玻璃、水泥、陶瓷、泡花碱(水玻璃,即硅酸钠的水溶液)、黑火药(2KNO3、S、3C)、普钙(CaSO4+Ca(H2PO4)2即过磷酸钙)、王水(体积比:浓HCl/浓HNO3=3:1)、漂白粉、生铁、水煤气(CO+H2)、天然气(主要成分是甲烷)、液化石油气(丙烷、丁烷)、福尔马林、油脂、石油、煤油、汽油、凡士林等 四 、物质的量

1 物质的量和摩尔质量

(1)物质的量是用于表示含一定数目粒子的集体的物理量。单位是摩尔,简称摩,符号mol。科学规定:0.012kg12C中所含12C原子的数目定义为1mol;表示1mol物质所含基本单元(粒子)数的物理量叫做阿伏加德罗常数,符号NA,单位:mol-1 阿伏加德罗常数是一个精确值,但在具体计算时常用近似值6.02×1023mol-1。使用时应该在单位“摩尔”或“mol”后面用化学式指明粒子的种类, 习惯上也可以说:1mol氢气(即1molH2)、1mol氯化钠(即1molNaCl),但不能讲1mol氯元素。物质的量及其单位摩尔计量的对象不是宏观物体,它只适于表示微观粒子如:分子、原子、离子、质子、电子、中子等微粒及这些微粒的特定组合

n(mol)=

(2) 摩尔质量(符号M):单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。单位:g/mol或kg/mol。 任何物质的摩尔质量,以g/mol为单位时,在数值上

5

等于该物质的相对原子质量或相对分子质量。 (3)有关物质的量、摩尔质量的计算

①物质的量、物质的质量、摩尔质量三者之间的关系 摩尔质量(M)=m/n ②摩尔质量和阿伏加德罗常数的关系

已知阿伏加德罗常数(NA)和一个某粒子的质量(ma),则有:M=NA·ma ③化学计量数与物质的量之间的关系

化学方程式中化学计量数(系数)之比,等于对应物质的物质的量之比 (4).几个概念的辨析

①阿伏加德罗常数与6.02×1023mol-1区别:

阿伏加德罗常数是表示1mol任何物质所含基本单元粒子的物理量,其单位为mol-1;而6.02×1023mol-1是阿伏加德罗常数的近似值,在计算中常用此近似值。

② 物质的质量与摩尔质量区别:质量数值是任意的,单位通常是g或kg;摩尔质量的数值是该物质的相对分子质量(或相对原子质量),不同物质的摩尔质量一般是不同的;同一物质的摩尔质量是固定不变的;摩尔质量的单位是g·mol-1。 ③ 摩尔质量与平均摩尔质量

摩尔质量通常是针对单一组分而言,若涉及的是多组分的混合物,则用混合物的平均摩尔质量

平均摩尔质量(

)=

2 气体摩尔体积和阿伏加德罗定律: 气体摩尔体积

?.定义:单位物质的量的气体所占的体积叫气体摩尔体积。(符号为Vm,单位:L/mol)

? .影响因素:温度和压强。①温度越高体积越大②压强越大体积越小 ?. 在标准状况下(即0℃和101.325 kPa),1mol任何气体所占的体积都约是22.4L。

即: 标准状况下, Vm约为22.4 L/mol 标况时气体与物质的量的关系:

气体的物质的量(mol)=标况时气体体积?L?

22.4(L/mol)

6

阿佛加德罗定律:(根据PV=nRT的气态方程可得知)

在相同的温度和压强下,相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。 推论:(1)在同温同压下,气体的密度之比等于其相对分子量之比(或摩尔质量之比) ρ1/ρ2=M1/M2

(2)在同温同体积下,气体的压强之比等于其物质的量之比。P1/P2=n1/n2 3 相对分子质量的相关计算方法

?.通过化学式,根据组成物质的各元素的相对原子质量,直接计算相对分子质量。

?.已知标准状况下气体的密度,求气体的式量:M=22.4(L·mol-1)×p(g·L-1) ?.根据化学方程式计算

4 物质的量浓度溶液的计算及溶液的配制 计算公式 ?、c?1000??nmN?? C?

MVMVNAV?、稀释过程中溶质不变:C1V1= C2V2。

?、同溶质的稀溶液相互混合:C混=CV1?C2V2 (忽略混合时溶液体积变化,否则

V1?V2混合后的体积要根据混合溶液的密度来计算,V=m÷ρ单位是ml),

溶液的配制 配制一定物质的量浓度的溶液 (配制前要检查容量瓶是否漏水) 计算:算出固体溶质的质量或液体溶质的体积。(注意几种常见规格的容量瓶) 称量:用托盘天平称取固体溶质质量,用量简量取所需液体溶质的体积。 溶解:将固体或液体溶质倒入烧杯中,加入适量的蒸馏水(约为所配溶液体积的

1/6),用玻璃棒搅拌使之溶解,冷却到室温后,将溶液引流(需要用到玻璃棒)注入容量瓶里。

洗涤(转移):用适量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2-3次,将洗涤液注入容量瓶。

然后振荡,使溶液混合均匀。

定容:继续往容量瓶中小心地加水,直到液面接近刻度2-3mm处,改用胶头滴

管加水,使溶液凹面恰好与刻度相切。把容量瓶盖紧,再振荡摇匀后装入指定的容器中且贴好标签。(配制过程示意图见必修1 P16) 一算二称量,溶、洗、转移忙;滴管来定容,摇匀把液装。

7

所需主要仪器:烧杯、胶头滴管、量筒、托盘天平、玻璃棒、一定规格的容量瓶 误差分析 : 基本思路:按计算公式:C=n/v 来分析

①称好后的药品放入烧杯时,有少量撒在烧杯外。(n偏低,c偏低) ②溶解搅拌时有部分液体溅出。(n偏低,c偏低) ③转移时有部分液体溅出。 (n偏低,c偏低) ④未洗涤烧杯和玻璃棒2~3次 (n偏低,c偏低)

⑤在定容时,仰视读数 (v偏高,c偏低) 俯视读数(v偏低,c偏高)

主题2 化学实验基础

一、常见物质的分离、提纯和鉴别

1.常用的物理方法——根据物质的物理性质上差异来分离。 混合物的物理分离方法 方法 适用范围 易溶固体与液体分开 溶解度差别大的溶质分开 能升华固体与不升华物分开 酒精灯、蒸发皿、玻璃棒 主要仪器 注意事项 实例 固+液 蒸发 ①不断搅拌;②NaCl最后用余热加(H2O) 热;③液体不超NaCl过容积2/3 ①一角、二低、三碰;②沉淀要洗涤; ①先查漏;②对(NaNO3) I2(NaCl) 结晶 固+固 升华 酒精灯 固+液 过滤 易溶物与难溶物分漏斗、烧开 溶质在互不相溶的杯 NaCl(CaCO3) 萃取 液+液 溶剂里,溶解度的不同,把溶质分离出来 分液漏斗 萃取剂的要求;从溴水中③使漏斗内外提取Br2 大气相通;④上层液体从上口分液 分离互不相溶液体 分液漏斗 倒出,下层液体 从漏斗口放出 8

蒸馏烧①温度计水银分离沸点不同混合溶液 瓶、冷凝球位于支管处;管、温度②冷凝水从下计、牛角口通入;③加碎管 洗气 气+气 液化 沸点不同气分开 U形管 常用冰水 易溶气与难溶气分开 洗气瓶 瓷片 长进短出 CO2(HCl) NO2(N2O4) 乙醇和水、I2和CCl4 蒸馏 i、蒸发和结晶

蒸发是将溶液浓缩、溶剂气化使溶质以晶体形式析出的方法。

结晶是溶质从溶液中析出晶体的过程,可以用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物。

加热蒸发皿使溶液蒸发时、要用玻璃棒不断搅动溶液,防止由于局部温度过高,造成液滴飞溅。当蒸发皿中出现较多的固体时,即停止加热,例如用结晶的方法分离NaCl和KNO3混合物。 ii、蒸馏

蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离,叫分馏。 iii、分液和萃取

分液是把两种互不相溶、密度也不相同的液体分离开的方法。萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同,用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法。

选择的萃取剂应符合下列要求:和原溶液中的溶剂互不相溶、不反应;对溶质的溶解度要远大于原溶剂。 2、化学方法分离和提纯物质

对物质的分离可一般先用化学方法对物质进行处理,然后再根据混合物的特点用恰当的分离方法进行分离。

用化学方法分离和提纯物质时要注意:

9

①最好不引入新的杂质; ②不能损耗或减少被提纯物质的质量

③实验操作要简便,不能繁杂。用化学方法除去溶液中的杂质时,要使被分离的物质或离子尽可能除净,需要加入过量的分离试剂,在多步分离过程中,后加的试剂应能够把前面所加入的无关物质或离子除去。 常见物质除杂方法 序号 原物 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16

3、物质的鉴别 ① 常见气体的检验 常见气体 氢气

所含杂质 O2 CO2 CO HCl HCl HCl SO2 MnO2 Al2O3 除杂质试剂 灼热的铜丝网 NaOH溶液 灼热CuO 饱和的NaHCO3 饱和的NaHSO3 饱和的食盐水 饱和的NaHCO3 浓盐酸(需加热) NaOH溶液 HCl溶液 CO2 HCl Cl2 Fe -------- 蒸馏水 主要操作方法 用固体转化气体 洗气 用固体转化气体 洗气 洗气 洗气 洗气 过滤 过滤 过滤, 加酸转化法 加酸转化法 加氧化剂转化法 加还原剂转化法 加热分解 重结晶. N2 CO CO2 CO2 SO2 Cl2 CO2 炭粉 Fe2O3 SiO2 Al2O3 NaHCO3溶Na2CO3 液 NaCl溶液 FeCl3溶液 FeCl2溶液 NaCl晶体 KNO3晶体 NaHCO3 FeCl2 FeCl3 NH4Cl NaCl 检验方法 纯净的氢气在空气中燃烧呈淡蓝色火焰,混合空气点燃有爆鸣声,生成物10

只有水。不是只有氢气才产生爆鸣声;可点燃的气体不一定是氢气 氧气 氯气 可使带火星的木条复燃 黄绿色,能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝(O3、NO2也能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝) 无色有刺激性气味的气体。能使品红溶液褪色,加热后又显红色。能使酸性高锰酸钾溶液褪色。使澄清石灰水变浑浊。 无色有刺激性气味,能使湿润的红色石蕊试纸变蓝,用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时能生成白烟。 红棕色气体,通入水中生成无色的溶液并产生无色气体,水溶液显酸性。 无色气体,在空气中立即变成红棕色(一氧化氮和氧气反应生成二氧化氮) 能使澄清石灰水变浑浊;能使燃着的木条熄灭。SO2气体也能使澄清的石灰水变混浊,N2等气体也能使燃着的木条熄灭。 二氧化硫 氨气 二氧化氮 一氧化氮 二氧化碳 ② 几种重要阳离子的检验 (l)H+ 能使紫色石蕊试液变为红色。

(2)Na+、K+ 用焰色反应来检验时,它们的火焰分别呈黄色、浅紫色(通过蓝色钴玻片)。

(3)Ba2+ 与稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀,且沉淀不溶于稀硝酸。

(4)Al3+ 与适量的NaOH溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀,该沉淀能溶

于盐酸或过量的NaOH溶液。

(5)Ag+ 与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应,生成白色AgCl沉淀,不溶于稀 HNO3 (6)NH4+ 与NaOH浓溶液反应,并加热,放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的

有刺激性气味NH3气体。

(7)Fe2+ 与少量NaOH溶液反应,先生成白色Fe(OH)2沉淀,迅速变成灰绿

色,最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN溶液,不显红色,加入少量新制的氯水后,立即显红色。2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl- (8) Fe3+ 与 KSCN溶液反应,变成血红色 Fe(SCN)3溶液,或与 NaOH溶

液反应,生成红褐色Fe(OH)3沉淀。 ③ 几种重要的阴离子的检验

11

(1)OH- 能使无色酚酞、紫色石蕊、等指示剂分别变为红色、蓝色。 (2)Cl- 与硝酸银反应,生成白色的AgCl沉淀,沉淀不溶于稀硝酸 (3)SO42- 先用盐酸酸化,再与含Ba2+溶液反应,生成白色BaSO4沉淀。 (4)SO32- 与盐酸反应,产生无色有刺激性气味的SO2气体,该气体能使品红

溶液褪色。

(5)CO32- 与盐酸反应,生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的CO2气体。 二 识别化学品安全使用标识(必修1P4)

主题3 常见无机物及其应用

一、物质的分类 (简单分类法:交叉分类法、树状分类法) 金属:Na、Mg、Al

单质

非金属:S、O、N(包括稀有气体)

酸性氧化物:SO3、SO2、P2O5等

氧化物 碱性氧化物:Na2O、CaO、Fe2O3

两性氧化物:Al2O3等

纯 不成盐氧化物:CO、NO等 净 含氧酸:HNO3、H2SO4

物 按酸根分

无氧酸:HCl 强酸:HNO3、

H2SO4 、HCl

酸 按强弱分

弱酸:H2CO3、HClO、

CH3COOH

12

化 一元酸:

HCl、HNO3

合 按电离出的H+数分 二元酸:

H2SO4、H2SO3

物 多元酸:

H3PO4

强碱:NaOH、

Ba(OH)2

物 按强弱分

质 弱碱:NH3·H2O、

Fe(OH)3

一元

碱:NaOH、

按电离出的OH-数分 二元

碱:Ba(OH)2

多元

碱:Fe(OH)3

正盐:Na2CO3 盐 酸式盐:NaHCO3

碱式盐:Cu2(OH)2CO3

溶液:NaCl溶液、稀H2SO4等 混 悬浊液:泥水混合物等 合 乳浊液:油水混合物

物 胶体:Fe(OH)3胶体、淀粉溶液、烟、雾、有色玻璃

二、分散系及其分类

1. 分散系:一种物质(或几种物质)以粒子形式分散到另一种物质里所形成

的混合物,统称为分散系。 分散质:分散系中分散成粒子的物质。

13

分散剂:分散质分散在其中的物质。【混合物】

2、分散系的分类:当分散剂是水或其他液体时,如果按照分散质粒子的大小来分类,可以把分散系分为:溶液、胶体和浊液。分散质粒子直径小于1nm的分散系叫溶液,在1nm~100nm之间的分散系称为胶体,而分散质粒子直径大于100nm的分散系叫做浊液。 下面比较几种分散系的不同:

分散系 溶 液 <1nm(粒子直径小于10m) 单个小分子或离子 溶液酒精、氯化钠等 均一、透明 稳定 能 能 无丁达尔效应 -9胶 体 1nm-100nm(粒子直径在10 ~ 10-7m) 许多小分子集合体或高分子 淀粉胶体、氢氧化铁胶体等 均一、透明 较稳定 能 不能 有丁达尔效应 -9浊 液 >100nm(粒子直径大于10-7m) 巨大数目的分子集合体 石灰乳、油水等 不均一、不透明 不稳定 不能 不能 静置分层 分散质的直径 分散质粒子 实例 外观 性 质 稳定性 能否透过滤纸 能否透过半透膜 鉴别 注意:三种分散系的本质区别:分散质粒子的大小不同。 三、胶体

1、胶体的定义:分散质粒子直径大小在10-9~10-7m之间的分散系。 2、胶体的性质:(均为物理性质)

① 丁达尔效应——丁达尔效应是粒子对光散射作用的结果,是一种物理现象。溶液和浊液无丁达尔现象,所以丁达尔效应常用于鉴别胶体和其他分散系。 ② 布朗运动 ③ 电泳 ④聚沉 (必修1 P16) 四、离子反应

1、电离 电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。

14

2、电离方程式书写

H2SO4 = 2H+ + SO42- HCl = H+ + Cl- KCl == K+ + Cl- Na2SO4 == 2 Na+ +SO42- NaHSO4 == Na+ + H+ +SO42- NaHCO3 == Na+ + HCO3- 注意:

1、HCO3-、OH-、SO42-等原子团不能拆开

2、HSO4-在水溶液中拆开写,在熔融状态下不拆开写。 3、电解质与非电解质

①电解质:在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物,如酸、碱、盐等。 ②非电解质:在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物,如蔗糖、酒精等。 4、电解质与电解质溶液的区别:

电解质是纯净物,电解质溶液是混合物。无论电解质还是非电解质的导电都是指本身,而不是说只要在水溶液或者是熔化能导电就是电解质。 5、强电解质:在水溶液里全部电离成离子的电解质。

6、弱电解质:在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。 特别提醒:

①.SO2、NH3、CO2的水溶液虽然能导电,但它们仍属于非电解质. 通常非金属氧化物、某些非金属氢化物、绝大多数有机物等属于非电解质, 酸、碱、盐、水、典型金属氧化物、某些非金属氢化物等属于电解质,电解质和非电解质属于化合物的范畴,水溶液和单质不在此范畴。

②.电解质强弱的判断,关键是看电解质在水溶液中是否完全电离。电解质电离程度与溶解度无直接关系,通常强电解质为:强酸、强碱、绝大多数盐、活泼金属氧化物;弱电解质通常为:弱酸、弱碱、极少数盐如Pb(Ac)2、水。 7、离子方程式的书写

第一步:写(基础) 写出正确的化学方程式

第二步:拆(关键) 把易溶、易电离的物质拆成离子形式(难溶、难电离的以及气体等仍用化学式表示)

第三步:删(途径)删去两边不参加反应

第四步:查(保证)检查(质量守恒、电荷守恒)

15

用于进行喷泉实验,如SO2、HCl、NH3)易液化(-10℃) 化学性质

1、酸性氧化物: 能和碱反应生成盐和水:SO2+2NaOH===Na2SO3+H2O

能与水反应生成相应的酸:SO2+H2O===H2SO3(二氧化硫的水溶液使紫色石蕊试液变红)

二氧化硫溶于水形成的亚硫酸只能存在于溶液中,它很不稳定,容易分解成水和二氧化硫,故二氧化硫溶于水的反应是可逆反应。SO2+H2O2、氧化性:

SO2气体通过氢硫酸,溶液变浑浊,有淡黄色不溶物出现。 SO2+2H 2S=3S↓+2H 2O

3、还原性:SO2使溴水和高锰酸钾溶液褪色

SO2+Br2+2H 2O=== H2SO4+2HBr 2SO2+O2 2 SO3 4、漂白性:SO2使品红溶液褪色

SO2能使某些有色物质褪色,是由于二氧化硫可跟某些有色物质化合成无色物质,而化合成的无色物质却是不稳定的,易分解而恢复原来有色物质的颜色。 漂白性的比较

具有漂白性的物质 SO2 木炭 H2SO3

物质 HClO、O3、H2O2 、Na2O2 原理 将有色物质氧化分解 实质 效果 氧化还原反应 永久性 可漂白大多数有色物质,能使紫色石蕊褪色 与有色物质结合生将有色物质的分成无色物质 非氧化还原反应 暂时性 可漂白某些有色物质,不能使石蕊试液褪色 子吸附在其表面 物理吸附 暂时性 可吸附某些有色物质的分子 范围 5 SO2与CO2的相互鉴别

鉴别SO2气体的常用方法是用品红溶液,看能否使其褪色,有时还需再加热看能否再复原。鉴别CO2气体的常用方法是用澄清石灰水,看能否使其变浑浊,足量时再变澄清。

26

当CO2中混有SO2时会干扰CO2的鉴别,应先除去SO2后再用澄清石灰水鉴别CO2气体。

除去CO2中的SO2,常用方法是使混合气体先通过足量溴水或酸性KMnO4溶液或饱和NaHCO3溶液(吸收SO2),再通过品红溶液(检验SO2是否被除尽)。 三 硫酸性质 1. 强酸性

(1)、与碱反应 (2)、与碱性氧化物反应(除锈;制硫酸铜等盐) (3)、与弱酸盐反应(制某些弱酸或酸式盐) (4)、与活泼金属反应(制氢气)

2. 浓硫酸的吸水性 (作气体干燥剂可以干燥:O2、H2、Cl2、N2、CO、CO2、SO2-

不干燥:碱性:NH3 还原性:H2S、HI、HBr气体;与结晶水合

物反应)

3. 浓硫酸的脱水性 (使木条、纸片、蔗糖等炭化;乙醇脱水制乙烯) 4. 浓硫酸的强氧化性

(1)、室温或冷的条件下使铁、铝等金属钝化 (2)、与不活泼金属铜反应(加热): 2H2SO4(浓)+Cu(3)、与木炭反应:2H2SO4(浓)+C

△ △ CuSO4+SO2↑+2H2O

CO2↑+2SO2↑+2H2O

实验室制二氧化碳一般不用硫酸,因另一反应物通常用块状石灰石,反应生成的硫酸钙溶解度小,易裹在表面阻碍反应的进一步进行。

5. SO42-检验:在中学化学里常常先用盐酸把溶液酸化,再加入BaCl2溶液,根据是否有白色沉淀出现来阐明原溶液中是否有SO42-存在。

6.浓硫酸的物理性质:纯的硫酸为无色油状粘稠液体,能与水以任意比互溶(稀

释浓硫酸要规范操作:注酸入水且不断搅拌)。不挥发,沸点高,密度比

水大。

(三)硅及其化合物 硅

1.硅元素在地壳中的含量排第二,在自然界中没有游离态的硅, 2.熔点高,硬度大,常温下,化学性质不活泼。常温下能与碱反应:

27

Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑

3.用途:太阳能电池、计算机芯片以及良好的半导体材料等。 二氧化硅(SiO2):

1 SiO2的空间结构:SiO2直接由原子构成,二氧化硅为原子晶体,不存在单个SiO2分子。

2 物理性质:熔点高,硬度大

3化学性质:SiO2常温下化学性质很不活泼,不与水、酸反应(氢氟酸除外),

能与强碱溶液、氢氟酸反应,高温条件下可以与碱性氧化物反应。

①与强碱反应:生成的硅酸钠,具有粘性,所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液,避免Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住,打不开,应用橡皮塞)。

SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O

②与氢氟酸反应(SiO2的特性):(利用此反应,氢氟酸能雕刻玻璃;氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放,应用塑料瓶)。4HF+SiO2=SiF4↑+2H2O ③高温下与碱性氧化物或盐反应:SiO2+CaO SiO2+Na2CO3

高温 高温 CaSiO3

Na2SiO3+CO2↑ SiO2+CaCO3

高温 CaSiO3+CO2↑

(4)用途:光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。 硅酸(H2SiO3):

1物理性质:不溶于水的白色胶状物,能形成硅胶,吸附水分能力强。 2化学性质:H2SiO3是一种弱酸,酸性比碳酸还要弱,但SiO2不溶于水,故不能

直接由SiO2溶于水制得而用可溶性硅酸盐与酸反应制取:Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3↓

硅酸盐

硅酸盐:硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐种类很多,大多数难溶于水,最常见的可溶性硅酸盐是Na2SiO3,Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃,又称泡花碱,是一种无色粘稠的液体,可以作黏胶剂和木材防火剂。

28

硅酸钠水溶液久置在空气中容易 变质 Na2SiO3+CO2+H2O=Na2CO3+H2SiO3↓

传统硅酸盐工业三大产品有:玻璃、陶瓷、水泥。

硅酸盐由于组成比较复杂, 常用氧化物的形式表示:活泼金属氧化物→较活

泼金属氧化物→二氧化硅→水。

正长石(KAlSi3O8)的组成的表示: K2O.Al2O3.3SiO2 (四) 氮及其化合物 一、氮的氧化物:NO2和NO

N2+O2 ======== 2NO,生成的一氧化氮很不稳定: 2NO+O2 == 2NO2 一氧化氮:无色气体,有毒,能与人血液中的血红蛋白结合而使人中毒(与CO

中毒原理相同),难溶于水,是空气中的污染物。

二氧化氮:红棕色气体(与溴蒸气颜色相同)、有刺激性气味、有毒、易液化、

易溶于水,与水反应:

3NO2+H2O=2HNO3+NO,或 4NO2+O2+2H2O =4HNO3 、 4NO+3O2+2H2O =4HNO3 这几个关系式是氮的氧化物与氧气的混合气体溶于水计算的基础。(注意分析剩余气体的成分) 二、 硝酸

1.硝酸是强酸,具有酸的通性;

2.浓、稀硝酸都有强的氧化性,浓度越大,氧化性越强。如稀HNO3可使石蕊试变红,而

浓HNO3可使 石蕊试液先变红后褪色。

3.硝酸属于挥发性酸,浓度越大,挥发性越强(浓度为98%以上叫发烟硝酸), 4.硝酸不太稳定,光照或受热时会分解(长期放置时变黄色的原因、保存:棕色瓶冷暗处);

4HNO3=4NO2↑+O2↑+2H2O

5.硝酸有强烈的腐蚀性,不但腐蚀肌肤,也腐蚀橡胶等,

6.硝酸可与大多数金属反应,通常生成硝酸盐。8HNO3+3Cu=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

29

高温或放电

7.浓硝酸可氧化硫、磷、碳等非金属成高价的酸或相应的氧化物,本身还原为二氧化氮。

C+4HNO3(浓) = CO2↑+4NO2↑+2H2O S+6HNO3(浓) =H2SO4+6NO2↑+3H2O 硝酸与金属反应的“特殊性”及规律

1.浓硝酸与铁、铝的钝化现象(原因及应用:钝化。常温可以用铝罐车或铁罐车运硝酸)(表现了浓硝酸的强氧化性) 2.与金属反应时硝酸的主要还原产物:

(1)、与铜、银等不活泼金属反应,浓硝酸生成NO2,而稀硝酸生成NO

Cu+4HNO3(浓) = Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 3Cu+8HNO3(稀) = 3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

(2)、浓、稀硝酸与金属反应中的作用:表现出——酸性、强氧化性

3.注意硝酸盐(NO3-)和H+可以形成隐性稀硝酸:在离子共存和计算题中要特别注意。

4.当浓硝酸与浓 盐酸按体积比为1:3混合时,就配制成“王水”溶液,王水的氧化性比浓硝酸强,可以溶解金。铂等不溶于硝酸的金属。 三 、氨气(NH3)

(1)氨气的物理性质:极易溶于水,有刺激性气味,易液化。 (2)氨气的化学性质:

a.溶于水溶液呈弱碱性:NH3+H2O

NH3·H2O

NH4++OH-

生成的一水合氨NH3·H2O是一种弱碱,很不稳定,受热会分解:

NH3·H2O

△ NH3 ↑+H2O

氨水中的微粒:H2O、NH3·H2O、NH3 、OH-、NH4+、H+

喷泉实验的原理:是利用气体极易被一种液体吸收而形成压强差,使容器内气体压强降低,外界大气压把液体压入气体容器内,在玻璃导管尖嘴处形成美丽的“喷泉”。

喷泉实验成功的关键:(1)气体在吸收液中被吸收得既快又多,如NH3、HCl、HBr、HI用水吸收,CO2、SO2,Cl2、H2S等用NaOH溶液吸收等。(2)装置的气密性要好。(3)烧瓶内的气体纯度要大。 b.氨气可以与酸反应生成盐:

30

①NH3+HCl=NH4Cl ②NH3+HNO3=NH4NO3 ③ 2NH3+H2SO4=(NH4)2SO4 因NH3溶于水呈碱性,所以可以用湿润的红色石蕊试纸检验氨气的存在,因浓盐酸有挥发性,所以也可以用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口,如果有大量白烟生成,可以证明有NH3存在。

c 强还原性: 8NH3+3Cl2=N2+6NH4Cl 4NH3+5O2 (3)氨气的实验室制法:

①原理:2NH4Cl+Ca(OH)2

△ 催化剂 △ 4NO+6H2O

2NH3 ↑+ CaCl2 + 2H2O

???②装置特点:固+固?气体,与制O2相同。

③收集:向下排空气法。

④检验:能使湿润的红色石蕊试纸变蓝,用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时能生成白烟。

⑤ 干燥:用碱石灰(NaOH与CaO的混合物)或生石灰在干燥管或U型管中干燥。不能用CaCl2、P2O5、浓硫酸作干燥剂,因为NH3能与CaCl2反应生成CaCl2·8NH3。P2O5、浓硫酸均能与NH3反应,生成相应的盐。所以NH3通常用碱石灰干燥。

四、铵盐 铵盐均易溶于水,且都为白色晶体(很多化肥都是铵盐)。 (1)受热易分解,放出氨气:NH4HCO3=NH3+H2O+CO2

(2)干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气,利用这个性质可以制备氨气:

(3)NH4+的检验:样品加碱混合加热,放出的气体能使湿的红色石蕊试纸变蓝,则证明该物质会有NH4+。

必修2知识点

主题1 物质结构基础

一、元素周期表 1.编排原则:

①按原子序数递增的顺序从左到右排列

②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。(周期序数=原子的电子层数) ........

31

③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。 ..........

(主族序数=原子最外层电子数) 2.结构特点:

核外电子层数 元素种类

第一周期 1 2种元素

短周期 第二周期 2 8种元素

周期 第三周期 3 8种元素

元 (7个横行) 第四周期 4 18种元素 素 (7个周期) 第五周期 5 18种元素 周 长周期 第六周期 6 32种元素 期 第七周期 7 未填满(已有26种元素)

表 主族:ⅠA~ⅦA共7个主族

族 副族:ⅢB~ⅦB、ⅠB~ⅡB,共7个副族

(18个纵行) 第Ⅷ族:三个纵行,位于ⅦB和ⅠB之间(第8、9、10三个纵行)

(16个族) 零族:稀有气体(第18纵行) 二、元素周期律

1.元素周期律:元素的性质(核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性)随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化的必然结果。 ...................2.同周期元素性质递变规律 第三周期元素 (1)电子排布 (2)原子半径 (3)主要化合价 +1 +2 11Na 12Mg 13Al 14Si 15P 16S 17Cl 18Ar 电子层数相同,最外层电子数依次增加 原子半径依次减小 +3 +4 -4 +5 -3 +6 -2 +7 -1 — — — (4)金属性、非金属性 金属性减弱,非金属性增加 32

(5)单质与水或酸置换难易 冷水 热水与 与酸剧烈 酸快 反 应慢 —— — (6)氢化物的化学式 (7)与H2化合的难易 8)氢化物的稳定性 (9)最高价氧化物的化学式 最高(10)化学价氧式 化物对应水化物 (12)变化规律 元素性质的递变规律

性 NaOH Na2O —— SiH4 PH3 H2S HCl — —— 由难到易 — —— 稳定性增强 — MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 — Mg(OH)2 Al(OH)3 H2SiO3H3PO4 H2SO4 HClO4 — — (11)酸碱强 碱 中强碱 两性氢 氧化物 弱酸 中强 强酸 很强 酸 的酸 碱性减弱,酸性增强 — 同周期由左至右:金属性减弱,非金属性增强;最高价氧化物对应水化物酸性

增强,碱性减弱;气态氢化物稳定性增强。

同主族由上至下:最高价氧化物的水化物酸性减弱、碱性增强;气态氢化物稳

定性减弱还原性增强;金属性增强非金属性减弱。

3 判断金属性或非金属性的强弱的依据

金属性强弱 最高价氧化物水化物碱性强弱 与水或酸反应,置换出H2的易难 非金属性强弱 最高价氧化物水化物酸性强弱 与H2化合的易难及生成氢化物稳定性 活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单

33

质 阳离子氧化性强的为不活泼金属,氧化性阴离子还原性强的为非金属性弱,还原性弱弱的为活泼金属 的为非金属性强 原电池中负极为活泼金属,正极为不活泼将金属氧化成高价的为非金属性强的单质,金属 4 比较粒子半径的大小

比较微粒半径大小时只需考虑核电荷数、核外电子层数、核外电子数的情况. (1)先比较电子层数,电子层数多的半径大。(2)电子层数相同时,再比较核电荷数,

核电荷数多的半径反而小。(3)电子层数和核电荷数相同时,核外电子数多半径大。

(1)同种元素:阳离子半径<原子半径<阴离子半径 如: Na+<Na;Cl<Cl- (2)具有相同电子层结构的微粒, 核电荷数越大,则半径越小.如: 与Ne电子层结构相同的微粒: O2->F->Na+>Mg2+>Al3+ 与Ar电子层结构相同的微粒: S2->Cl->K+>Ca2+ (3). 电子数和核电荷数都不同的微粒:

同主族的元素,无论是金属还是非金属,无论是原子半径还是离子半径从上到下递增.

同周期:原子半径从左到右递减.如Na>Cl

如既不是同周期,又不是同主族,比较原子半径时,要寻找到合适的中间者. 5 元素周期表与原子结构的关系 周期序数=原子的电子层数。

主族序数=原子最外层电子数 = 元素的最高正价数 主族非金属元素的负化合价数=8-主族序数 6 10电子粒子和18电子粒子

(1).10电子构型 电子总数为10的粒子:

Ne、CH4、NH3、H2O、HF、Na+、Mg2+、Al3+、N3-、O2-、F-、OH-、H3O+、NH4+

+2+(2)、18电子粒子:Ar、F2、SiH4、PH3、H2S、HCl、H2O2、K、Ca、HS、S2-、

氧化成低价的为非金属性弱的单质 34

Cl-、O22-

三 原子结构和1--20号元素原子结构的特殊性

质子(Z个)

原子核 注意:

中子(N个) ① 质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)

原子(Z A X ) ②原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数

核外电子(Z个) ③1--20号元素原子结构示意图的书写

元素、核素、同位素的相互关系

① 元素具有相同质子数的同一类原子的总称,元素是宏观概念,只表示种

类,没有数量含义。

② 核素具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子称为核素。如:

氕(11H)、氘(21H或D)、氚(31H或T)是氢元素的三种核素。 ③ 同位素具有相同质子数和不同中子数的同一元素的原子互称同位素。 注意:原子的相对原子质量近似等于原子的质量数。

★熟背前20号元素的元素符号(铁、铜在表中的位置),熟悉1~20号元素原子核外电子的排布:H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca

原子核外电子的排布规律:①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里;②各电子层最多容纳的电子数是2n2;③最外层电子数不超过8个(K层为最外层不超过2个),次外层不超过18个。

电子层: 一(能量最低) 二 三 四 五 六 七 对应表示符号: K L M N O P Q 四、化学键

1.化学键:在原子结合成分子时,相邻的原子之间强烈的相互作用。 2.离子键和共价键

(1)离子键:阴阳离子间通过静电作用所形成的化学键。

常见的离子化合物:大多数盐、强碱、典型金属氧化物

(2)共价键:原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键

35

非极性键(A—A型)和极性键(A—B型): 3 .离子键与共价键的比较 键型 概念 离子键 共价键 阴阳离子结合成化合物的静电原子之间通过共用电子对所形成的作用叫离子键 相互作用叫做共价键 通过形成共用电子对达到稳定结构 原子 非金属元素之间 成键方式 成键粒子 通过得失电子达到稳定结构 阴、阳离子 成键元素 活泼金属与活泼非金属元素之间(特殊:NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属元素组成,但含有离子键) 离子化合物:由离子键构成的化合物叫做离子化合物。(一定有离子键,可能有共价键)

共价化合物:原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。(只有共价键)

极性共价键(简称极性键):由不同种原子形成,A-B型,如,H-Cl。

共价键 非极性共价键(简称非极性键):由同种原子形成,A-A型,如,Cl-Cl。 4.电子式: 常见的电子式 H2 H H N2 N N

H O O2 O O Cl2 Cl Cl H2O H

O Cl H Cl H2O2 H O O H CO2 O C O HCl H HClO

NH3

H H N H

H Cl H C H Cl C Cl

PCl3 CH4 H CCl4 Cl

Cl

Cl P Cl

- 2-H O + O Cl 2 NaOH Na+ O Na2O2 NaNa+ MgCl

-

Cl

-

Mg2+

5 化学键的问题

(1)化学键与组成元素的关系:活泼金属与活泼非金属元素一般形成离子键

36

(AlCl3除外);非金属与非金属元素一般形成共价键 (但铵盐为离子化合物);同种非金属元素形成非极性键;不同种非金属元素形成极性键。 (2)离子化合物与共价化合物的判断:

常见的离子化合物:大多数盐、强碱、典型金属氧化物、类盐等 常见的共价化合物:只含非金属元素的化合物(除铵盐)非金属氢化物、

含氧酸、非金属氧化物、大多数有机物

(3)化学键的断裂:①发生化学反应②电解质发生电离③离子晶体等的熔化或

气化

主题2 化学反应与能量

第一节 化学能与热能

一、化学键与化学反应中能量变化的关系 1、化学反应的实质:化学键的断裂和形成

2、旧键的断裂需要吸收能量,新键的生成需要放出能量。所以说,化学键的断裂和形成是物质在化学反应中能量变化的主要原因,物质的化学反应与体系的能量变化是同时发生的。

3、从化学反应的热效应来分类:化学反应可以分为:吸热反应与放热反应。 4、从反应物与生成物的总能量高低分析吸热反应与放热反应:放热反应的ΔH为“—”或ΔH<0 ;吸热反应的ΔH为“+”或ΔH >0

?H=∑E(生成物的总能量)-∑E(反应物的总能量)

二、化学能与热能的相互转换

1、化学反应必须遵循的两条基本的自然定律:质量守恒定律与能量守恒定律 2、因为反应物的总能量与生成物的总能量不等,所以任何化学反应都伴随着能量的变化。化学反应中的能量变化通常主要表现为热量的变化。

3、常见的吸热反应:例如:多数的分解反应、氯化铵固体与氢氧化钡晶体的反

应、水煤气的生成反应、炭与二氧化碳生成一氧化碳的反应

4、常见的放热反应:例如:活泼金属与水或酸的反应、酸碱中和反应、燃烧反

应、多数化合反应 缓慢氧化。

37

5、吸热反应、放热反应与加热之间的关系:需要加热的反应,不一定是吸热反应;不需要加热的反应,不一定是放热反应

.通过反应是放热还是吸热,可用来比较反应物和生成物的相对稳定性。 如C(石墨,s)=== C(金刚石,s) △H= +1.9kJ/mol,该反应为吸热反应,金刚石能量高,石墨比金属石稳定。(能量越低越稳定)

6、中和热:中和热是指酸、碱的稀溶液发生中和反应生成1 mol水所放出的热量。

第二节 化学能与电能

一、能源分类:关于能源问题,应了解下面的几个问题:

(1)能源的分类:一次能源(直接从自然界取得的能源)和二次能源(一次能

源经过加工转化得到的能源);常规能源(可再生能源,如水等,非再生能源,如煤、石油、天然气等);新能源(可再生能源,如太阳能、风能、生物能;非再生能源,如核聚变燃料)

(2)新能源的开发;①太阳能、②生物能、③风能、④地球能、海洋能 二 、原电池的工作原理

1.将化学能转变为电能的装置叫做原电池,它的原理是将氧化还原反应中还原剂失去的电子经过导线传给氧化剂,使氧化还原反应分别在两极上进行。 2.原电池的形成条件:

(1)活泼性不同的电极材料 (2)电解质溶液

(3)构成闭合电路 (4)自发进行的氧化还原反应 3.判断原电池正负极常用的方法

负极:一般为较活泼金属,发生氧化反应;是电子流出的一极,电流流入的一

极;或阴离子定向移动的极。

正极:一般为较不活泼金属,能导电的非金属;发生还原反应;电子流入一极,

电流流出一极;或阳离子定向移向的极。 三、原电池原理的应用

(1)设计原电池,写出简单原电池的正、负极反应式。

(2)加快了化学反应速率:形成原电池后,氧化还原反应分别在两极进行,使

反应速率增大,例如:实验室用粗锌与稀硫酸反应制取氢气;在锌与稀硫酸

38

反应时加入少量的CuSO4溶液,能使产生H2的速率加快 (3)进行金属活动性强弱的比较

(4)电化学保护法:即金属作为原电池的正极而受到保护,如在铁器表面镀锌 (5)从理论上解释钢铁腐蚀的主要原因 五、发展中的化学电源 A. 干电池(锌锰电池)

a. 负极:Zn -2e - = Zn 2+ b. 参与正极反应的是MnO2和NH4+ B. 充电电池 铅蓄电池:

放电时电极反应: 负极:Pb + SO42--2e-=PbSO4

正极:PbO2 + 4H+ + SO42- + 2e-= PbSO4 + 2H2O 放电时总反应:Pb + PbO2 +2H2SO4=2PbSO4 + 2H2O C 氢氧燃料电池:总反应:2H2 + O2=2H2O 电极反应为(电解质溶液为KOH溶液)

负极:2H2 + 4OH- - 4e- = 4H2O 正极:O2 + 2H2O + 4e- = 4OH-

第三节 化学反应的速率和限度

一、化学反应速率及其简单计算 1.化学反应速率:度的增加量来表或mol.·L-1·min-1

2.结论:对于一般反应 aA + bB =cC + d D来说有:

VA :VB :VC :VD =△CA :△CB :△CC :△CD = a :b :c :d 特别提醒:

同一化学反应速率用不同物质表示时可能不同,但是比较反应速率快慢时,要根据反应速率与化学方程式的计量系数的关系换算成同一种物质来表示,看其数值的大小。注意比较时单位要统一。 二、影响化学反应速率的因素

(1)内因:参加反应的物质本身的性质; (2)外因:

?cV??t通常用单位时间内反应物浓度的减小量或生成物浓示,其数学表达式可表示为单位一般为mol/(L·min)

39

a浓度 结论:参加反应的物质浓度越大,反应速率越大

b温度 结论:其他条件相同的情况下,温度升高,化学反应速率 注意:该结论对放热反应和吸热反应都适用。 c压强:

物理学上,压强与体系的体积成反比,增大压强,体系的体积减小,物质的浓度增大,反应速率增大。若增大压强没有改变反应物的浓度,则反应速率不变。 d催化剂 加入催化剂能同等程度地改变反应速率。 特别提醒:

1.改变压强的实质是改变浓度,若反应体系中无气体参加,故对该类的反应速率无影响。

2.恒容时,气体反应体系中充入稀有气体(或无关气体)时,气体总压增大,物质的浓度不变,反应速率不变。

3.恒压时,充入稀有气体,反应体系体积增大,浓度减小,反应速率减慢。 三、化学反应的限度

1. 可逆反应的概念和特点

2. 绝大多数化学反应都有可逆性,只是不同的化学反应的限度不同;相同

的化学反应,不同的条件下其限度也可能不同 3. 化学反应限度的概念:

一定条件下, 当一个可逆反应进行到正反应和逆反应的速率相等,反应物和生成物的浓度不再改变,达到表面上静止的一种“平衡状态”,这种状态称为化学平

衡状态,简称化学平衡,这就是可逆反应所能达到的限度。

四、化学反应条件的控制:

1、化学反应条件的选择 2、燃料燃烧不充分的危害 3、提高燃料燃烧效率的措施 4燃料充分燃烧的条件 主题

3 化学与可持续发展

40

本文来源:https://www.bwwdw.com/article/nqy.html

微信扫码分享

《高中化学学业水平考试知识点(文科).doc》
将本文的Word文档下载到电脑,方便收藏和打印
推荐度:
点击下载文档
下载全文
范文搜索
下载文档
Top