高考化学一轮复习笔记详细Word文档下载推荐.docx
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题眼、关键字
8、具体化
——可使问题意外地简单
化学知识体系网络
第一部分基本概念与基本理论
(一)物质的组成
1、分子和由分子构成的物质
⑴分子是构成物质的一种能独立存在的微粒,它保持着这种物质的化学性质
分子有一定的大小和质量;
分子间有一定距离;
分子在不停地运动着(物理变化是分子运动状态改变的结果);
分子间有分子间作用(范德华力)。
⑵由分子构成的物质(在固态时为分子晶体)。
一些非金属单质(如H2、O2、Cl2、S、惰性气体等);
气态氢化物;
酸酐(SiO2除外);
酸类和大多数有机物等。
2、原子和由原子构成的物质
⑴原子是参加化学变化的最小微粒。
化学反应的实质是原子的拆分和化合,是原子运动形态的变化
原子有一定的种类、大小和质量;
由原子构成的物质中原子间也有一定间隔;
原子不停地运动着;
原子间有一定的作用力。
⑵由原子构成的物质(固态时为原子晶体)。
金刚石、晶体硅、二氧化硅、碳化硅(SiC)等。
3、离子和由离子构成的物质
⑴离子是带有电荷的原子或原子团。
带正电荷的阳离子如Na+、Fe3+、H3O+、NH4+、
[Ag(NH3)2]+等;
带负电荷的阴离子如Cl-、S2—、OH—、SO42—、[Fe(CN)6]3—等。
⑵由离子构成的物质(固态时为离子晶体)。
绝大多数盐类(AlCl3等除外);
强碱类和低价金属氧化物等是由阳离子和阴离子构成的化合物。
【注意】离子和原子的区别和联系:
离子和原子在结构(电子排布、电性、半径)和性质(颜色,对某物质的不同反应情况,氧化性或还原性等)上均不相同。
阳离子原子阴离子(简单阳、阴离子)
(二)物质的分类
1、元素
⑴元素是具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子的总称(元素的种类是由核电荷数或质子数决定的)。
人们把具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子叫做核素,同一元素的不同核素之间互称为同位素。
⑵元素存在状态
1游离态——在单质中的元素
由同种元素形成的不同单质——同素异形体,常有下列三种形成方式:
组成分子的原子个数不同:
如O2、O3;
白磷(P4)和红磷等
晶体晶格的原子排列方式不同:
如金刚石和石墨
晶体晶格的分子排列方式不同:
如正交硫和单斜硫
2化合态的元素——在化合物中的元素
【注意】元素和原子的区别,可从概念、含义、应用范围等方面加以区别。
(三)物质的性质和变化
物理变化和化学变化的比较
比较
物理变化
化学变化
概念
没有生成其他物质的变化
生成了其他物质的变化
实质
只是分子(原子或离子)间距离变化(聚集状态),分子组成、性质不变——分子种类不变
分子种类变化,原子重新组合,但原子种类、数目不变
伴随现象
物质形状、状态改变
放热、发光、变色、放出气体、生成沉淀等
范围
蒸发、冷凝、熔化、液化、汽化、升华、变形等
分解、化合、置换、复分解、燃烧、风化、脱水、氧化、还原等
区别
无新物质生成
有新物质生成
相互关系
化学变化中同时发生物理变化、物理变化中不一定有化学变化
与性质的关系
物质的性质决定物质的变化,物质的变化反映物质的性质
(四)氧化还原反应
1、氧化还原反应的特征:
元素化合价有无升降,这是判断是否是氧化还原反应的依据。
2、氧化还原反应各概念间的关系
可用以下两条线掌握概念
升失还还氧氧
元素化合原子失去物质是还原剂具元素被还原剂的产物
价升高电子还原剂有还原性氧化是氧化产物
降得氧氧还还
元素化合原子得到物质是氧化剂具元素被氧化剂的产物
价降低电子氧化剂有氧化性还原是还原产物
3、物质有无氧化性或还原性及其强弱的判断
⑴物质有无氧化性或还原性的判断
元素为最高价态时,只具有氧化性,如Fe3+、H2SO4分子中+6价硫元素;
元素为最低价态只具有还原性,如Fe、S2—等;
元素处于中间价态既有氧化性又具有还原性,如Fe2+、SO2、S等。
⑵物质氧化性或还原性相对强弱的判断
1由元素的金属性或非金属性比较
金属阳离子的氧化性随单质还原性的增强而减弱,如下列四种阳离子的氧化性由强到弱的顺序是:
Ag+>Cu2+>Al3+>K+。
非金属阴离子的还原性随单质氧化性的增强而减弱,如下列四种卤素离子还原性由强到弱的顺序是:
I->Br->Cl->F-。
2由反应条件的难易比较
不同氧化剂与同一还原剂反应,反应条件越易,氧化性越强。
如F2和H2混合在暗处就能剧烈化合而爆炸,而I2与H2需在不断加热的情况下才能缓慢化合,因而F2的氧化性比I2强。
不同还原剂与同一氧化剂反应,反应条件越易,还原性越强,如有两种金属M和N均能与水反应,M在常温下能与水反应产生氢气,而N需在高温下才能与水蒸气反应,由此判断M的还原性比N强。
③由氧化还原反应方向比较
还原剂A+氧化剂B氧化产物a+还原产物b,则:
氧化性:
B>a还原性:
A>b
如:
由2Fe2++Br2===2Fe3++2Br-
可知氧化性:
Br2>Fe3+;
还原性:
Fe2+>Br-
④当不同的还原剂与同一氧化剂反应时,可根据氧化剂被还原的程度不同来判断还原剂还原性的强弱。
一般规律是氧化剂被还原的程度越大,还原剂的还原性越强。
同理当不同氧化剂与同一还原剂反应时,还原剂被氧化的程度越大,氧化剂的氧化性就越强。
如氯气、硫两种氧化剂分别与同一还原剂铁起反应,氯气可把铁氧化为FeCl3,而硫只能把铁氧化为FeS,由此说明氯气的氧化性比硫强。
【注意】还原性的强弱是指物质失电子能力的强弱,与失电子数目无关。
如Na的还原性强于Al,而NaNa+,AlAl3+,Al失电子数比Na多。
同理,氧化性的强弱是指物质得电子能力的强弱,与得电子数目无关。
如氧化性F2>O2,则F22F-,O22O2—,O2得电子数比F2多。
4、氧化还原方程式配平
原理:
氧化剂所含元素的化合价降低(或得电子)的数值与还原剂所含元素的化合价升高(或失电子)的数值相等。
步骤Ⅰ:
写出反应物和生成物的分子式,并列出发生氧化还原反应元素的化合价(简称标价态)
步骤Ⅱ:
分别列出元素化合价升高数值(或失电子数)与元素化合价降低数值(或得电子数)。
(简称定得失)
步骤Ⅲ:
求化合价升降值(或得失电子数目)的最小公倍数。
配平氧化剂、还原剂、氧化产物、还原产物的系数。
步骤Ⅳ:
用观察法配平其他物质的系数。
(五)离子反应
1、离子反应发生条件
离子反应发生条件(即为离子在溶液中不能大量共存的原因):
⑴离子间发生复分解反应
1有沉淀生成。
不溶于水的化合物可依据书后物质的溶解性表判断,还有以下物质不溶于水:
CaF2、CaC2O4(草酸钙)等。
2有气体生成。
如CO32-+2H+===CO2↑+H2O
3有弱电解质生成。
如弱碱NH3·
H2O;
弱酸HF、HClO、H2S、H3PO4等;
还有水、(CH3COO)2Pb、[Ag(NH3)2]+、[Fe(SCN)]2+等难电离的物质生成。
⑵离子间发生氧化还原反应:
Fe3+与I-在溶液中不能共存,2Fe3++2I-===2Fe2++I2
S2-、SO32-、H+三种离子在溶液中不能共存,2S2-+SO32-+6H+===3S↓+3H2O等
2、书写离子方程式应注意的问题
1没有自由移动离子参加的反应,不能写离子方程式。
Cu+H2SO4(浓);
NH4Cl(固)+Ca(OH)2;
C+H2SO4(浓)反应;
NaCl(固)+H2SO4(浓),均因无自由移动离子参加反应,故不可写离子方程式。
②有离子生成的反应可以写离子方程式,如钠和水、铜和浓硫酸、SO2通入溴水里、碳酸钙溶于乙酸等。
③单质、氧化物在离子方程式中一律写成化学式。
SO2和NaOH溶液反应:
SO2+2OH-===SO32-+H2O或SO2+OH-===HSO3-
④酸式盐的酸根离子在离子方程式中不能拆开写。
如NaHCO3溶液和稀盐酸反应:
HCO3-+H+===H2O+CO2↑
⑤操作顺序或反应物相对量不同时离子方程式不同。
例如Ca(OH)2中通入少量CO2,离子方程式为:
Ca2++2OH-+CO2===CaCO3↓+H2O;
Ca(OH)2中通入过量CO2,离子方程式为:
OH-+CO2===HCO3-。
⑥对于生成物是易溶于水的气体,要特别注意反应条件。
如NaOH溶液和NH4Cl溶液的反应,当浓度不大,又不加热时,离子方程式为:
NH4++OH-===NH3·
H2O;
当为浓溶液,又加热时离子方程式为:
NH4++OH-NH3↑+H2O
⑦对微溶物(通常指CaSO4、Ca(OH)2、Ag2SO4、MgCO3等)要根据实际情况来判断。
当反应里有微溶物处于溶液状态时,应写成离子,如盐酸加入澄清石灰水:
H++OH-
===H2O;
当反应里有微溶物处于浊液或固态时,应写化学式,如在石灰乳中加入Na2CO3溶液:
Ca(OH)2+CO32-===CaCO3+2OH-;
在生成物中有微溶物析出时,微溶物用化学式表示,如Na2SO4溶液中加入AgNO3溶液:
2Ag++SO42-===Ag2SO4↓。
对于中强酸(H3PO4、H2SO3等)在离子方程式中写化学式。
⑧具有强氧化性的微粒与强还原性微粒相遇时,首先要考虑氧化——还原反应,不能只简单地考虑复分解反应。
3、离子在溶液中不能大量共存几种情况
⑴H+与所有弱酸阴离子和OH—不能大量共存,因生成弱电解质(弱酸)和水。
⑵OH-与所有弱碱阳离子、H+、弱酸的酸式酸根离子不能大量共存,因生成弱碱、弱酸盐和水。
⑶能发生复分解反应生成弱电解质、沉淀和气体者不能大量共存。
⑷能发生氧化还原反应的离子不能大量共存,如Fe3+、与S2-,Fe2+与NO3—(H+),S2-与SO32-(H+)等。
⑸某些弱酸根与弱碱根不能大量共存,如S2-、HCO3-、AlO2-、CO32-与Fe3+、Al3+等不共存。
⑹发生络合反应的离子不能大量共存,如Fe3+与SCN—、Ag+与NH3·
H2O。
⑺Al3+与AlO2-、NH4+与AlO2-、NH4+与SiO32-不能大量共存。
⑻注意有色离子(有时作为试题附加条件):
Cu2+(蓝色)、Fe3+(棕黄色)、MnO4-(紫色)、Fe(SCN)2+(红色)等。
(六)化学反应中的能量变化
1、热化学方程式
⑴概念:
表明反应所放出或吸收热量的化学方程式,叫做热化学方程式。
⑵书写热化学方程式时注意事项。
①△H写在方程式右边或下边,两者之间用“;
”隔开,放出热量△H为“-”,吸收热量△H为“+”。
②要注明反应物和生成物的状态。
固体用符号符号“s”表示、液体用符号“l”表示,气体用符号“g”表示。
③热化学方程各物质前的化学计量数表示物质的量的多少,因此,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,△H也不同。
2、反应热的有关计算
⑴反应热=物质的量×
1mol物质反应吸收或放出的热
⑵反应热=反应物的总键能-生