高中化学学考知识点纲要Word文档下载推荐.docx
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除去Na2SO4,加入氢氧化钠目的是除去MgCl2,加入碳酸钠的目的是除去CaCl2和BaCl2,加入盐酸的目的是除去NaOH和Na2CO3。
12.摩尔(mol)是物质的量的单位
13.摩尔质量的单位g/mol或g.mol-1数值与该物质的相对分子(原子)量相同(如氯化氢相对分子量为:
36.5,摩尔质量为:
36.5g/mol)
14.22.4mol/L的使用条件:
①标准状况下(0℃101KPa);
②气体。
(注:
水在标准状况下为液体)
15.物质的量的计算的四个公式:
n=
16.溶液稀释的公式:
c(浓)·
V(浓)=c(稀)·
V(稀)
17.两个浓度的转化公式:
c=1000ρω/M
18.配制一定物质的量浓度溶液必需的仪器:
×
mL容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管。
19.有关物质的量在化学方程式计算中的应用做题步骤:
(1),将已经m,V气,c、V液计算成n,
(2)列化学方程式将已知与待求的物质建立联系,求出待出物质的n(3)将求出的n转化为最终要求的m,V气,c、V液
20.分散系包括:
分散系
分散质粒子大小
是否有丁达尔现象
举例
浊液
大于100nm
—
泥水
溶液
小于1nm
NaCl溶液
胶体
1~100nm
有
Fe(OH)3胶体
21.Fe(OH)3胶体的制备方法:
是FeCl3+沸水,不是FeCl3+NaOH;
宏观区分胶体与溶液的方法是:
丁达尔效应(用光束照射有光亮的通路)
22.区别胶体与其它分散系的根本依据是:
分散质粒子直径在1~100nm之间而不是丁达尔效应。
23.常见的电解质有:
酸、碱、盐等,其在水溶液中能发生电离。
酸碱盐的溶液不是电解质。
24.电离方程式:
如H2SO4=2H++SO42-Ba(OH)2=Ba2++2OH-Na2CO3=2Na++CO32-
25.在离子反应中可以拆开的物质:
强酸(HCl、H2SO4、HNO3)、
强碱[KOH、NaOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2]、
可溶性盐(钾、钠、铵盐个个拆,硝酸盐类也相同,氯化物仅银(AgCl)不拆,硫酸盐仅钡(BaSO4)不拆,碳酸盐拆钾钠铵,)
26.离子方程式典型错误:
1)电荷、原子不守恒,如:
Fe+Fe3+=2Fe2+、Na+H2O=Na++OH-+H2
2)拆分错误,如:
碳酸钙与稀盐酸反应不能写成:
CO32-+2H+=CO2↑+H2O,
应写成:
CaCO3+2H+=Ca2++CO2↑+H2O
3)化学原理错误,如:
Fe和HCl反应不能写成2Fe+6H+=2Fe3++3H2↑,
应写成Fe+2H+=Fe2++H2↑;
27.不能与H+共存的离子有:
OH-、CO32-、HCO3-
28.不能与OH-共存的离子有:
除K+、Na+、Ba2+、Ca2+以外的)所有阳离子、HCO3-
29.不能与CO32-共存的离子有:
(除K+、Na+、NH4+以外的)所有阳离子
30.Cl-不能与Ag+共存。
SO42-不能与Ba2+共存。
31.有色离子有:
Cu2+(蓝色)、Fe3+(黄色)、Fe2+(浅绿色)、MnO4-(紫红色)
32.反应前后元素化合价发生变化的反应是氧化还原反应。
一般而言,有单质参与的反应一定是氧化还原反应。
33.氧化还原的口决:
升失氧化(反应)还原剂(性);
化合价升高的元素失去电子,含该元素的反应物被氧化,发生了氧化反应,该物质是还原剂,具有还原性。
降得还原(反应)氧化剂(性)(与上解释方法相同)。
34.氧化还原相关分析首先从化合价变化入手。
35.化合价口诀:
钾钠氢银铵正一,钙镁钡锌铜正二,铝铁正三,亚铁二,氢氧硝酸氯负一,硫酸碳酸氧负二,其他元素需计算。
36.金属钠存放在煤油中。
氯水存放在棕色瓶中。
37.氢氧化钠溶液在存放时不能使用玻璃塞而用橡胶塞。
38.离子检验
离子
所加试剂
现象
离子方程式
Cl-
稀HNO3和AgNO3
产生白色沉淀
Ag++Cl-=AgCl↓
SO42-
稀HCl和BaCl2
加稀盐酸无明显现象,滴入BaCl2溶液有白色沉淀
SO42-+Ba2+=BaSO4↓
Fe3+
KSCN溶液
溶液呈血红色
Fe2+
先加KSCN溶液,
再加氯水
先无明显变化,
后溶液呈红色
2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-
NH4+
NaOH溶液,加热,
湿润红色石蕊试纸
湿润红色石蕊试纸变蓝
NH4++OH-
NH3↑+H2O
Na+
焰色反应
火焰呈黄色
K+
透过蓝色钴玻璃,火焰呈紫色
Al3+
NaOH溶液至过量
先产生白色沉淀,
后沉淀逐渐溶解
Al3++3OH-=Al(OH)3↓
Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
39.钠是质软、密度小、熔点低
40.钠遇盐溶液先和水反应。
41.过氧化钠为淡黄色粉末,可作供氧剂。
42.碳酸钠与碳酸氢钠的比较
性质
Na2CO3
NaHCO3
俗称
纯碱、苏打
小苏打
溶解性
均易溶于水,Na2CO3>
NaHCO3
溶液酸碱性
均显碱性,碱性Na2CO3>
热稳定性
Na2CO3>
与HCl反应
均生成CO2,反应速率Na2CO3<
与CaCl2反应
生成白色沉淀
无现象
43.除杂Na2CO3(NaHCO3)方法:
加热
44.除杂NaHCO3(Na2CO3)(溶液)方法:
通CO2
45.铝在空气中能稳定存在是因为:
铝表面覆盖有致密氧化膜,保护内层金属不被腐蚀。
46.既能与HCl反应又能与NaOH反应的物质有:
Al、Al2O3、Al(OH)3、NaHCO3、氨基酸等
47.Al(OH)3的制备:
AlCl3溶液中滴加氨水至过量
48.Al(OH)3不能溶于氨水中。
49.不能一步实现的转化有:
Al2O3→Al(OH)3、Fe2O3→Fe(OH)3、SiO2→H2SiO3、S→SO3
50.AlCl3和碱(NaOH)反应,先产生白色沉淀Al(OH)3,又沉淀逐渐溶解。
51.除杂Fe2O3(Al2O3)试剂:
NaOH溶液
52.Fe2O3红棕色固体Fe(OH)3红褐色沉淀
53.FeCl2中滴加NaOH溶液的现象:
先有白色沉淀出现,后迅速变为灰绿色,最终变为红褐色,因为Fe(OH)2为白色沉淀,在空气中极易被氧化变成灰绿色,最后变为红褐色Fe(OH)3沉淀
54.除杂FeCl2(FeCl3)方法:
加铁粉
55.除杂FeCl3(FeCl2)方法:
通氯气或加氯水
56.单质硅是半导体材料,可用于制硅芯片、太阳能电池板等
57.SiO2是制玻璃的原料,还可制光导纤维。
58.常用的硅酸盐材料包括:
玻璃、陶瓷和水泥。
59.氯气:
黄绿色气体,有刺激性气味,密度大于空气,有毒
60.Fe在Cl2中燃烧,生成FeCl3,不是FeCl2
61.H2在Cl2中燃烧,苍白色火焰。
62.氯气溶于水生成盐酸HCl和次氯酸HClO(有漂白性)
63.氯气具有强氧化性,可用于消毒、杀菌、漂白。
64.氯气可使品红溶液褪色,且红色不可恢复。
65.漂白粉的有效成分:
Ca(ClO)2
66.NO为无色气体,极易与O2反应生成红棕色的NO2
67.NO2红棕色﹑有刺激性气味的气体,易溶于水,有毒,NO2与水反应生成硝酸和NO
68.二氧化硫:
无色、有刺激性气味的气体,易溶于水,有毒
69.SO2可使品红溶液褪色,但加热后红色可以恢复
70.浓H2SO4和C反应产生的SO2和CO2的鉴别现象:
A检验SO2,品红褪色,B除去SO2,C检验SO2是否除尽;
C不褪色,D变浑浊,说明有CO2存在。
71.制取氨气装置图:
氨气用向下排空气法收集,干燥氨气不选浓硫酸,而选碱石灰。
72.NH3为无色﹑有刺激性气味的气体,密度比空气小,易溶于水形成氨水
73.氨气的检验:
湿润的红色石蕊试纸变蓝
74.铵盐与碱加热,一定生成NH3
75.浓硫酸能作氢气,二氧化碳的干燥剂,但不能干燥氨气(NH3)会反应。
76.浓硫酸与金属反应不能生产氢气
77.浓硫酸加热能与Cu反应,生成SO2,不生成H2
78.硝酸与金属反应不能生成氢气
79.常温下,铝或铁遇浓硫酸或浓硝酸发生钝化(化学变化)。
高中化学学业水平测试复习纲要——必修2
1.元素周期表的横行称为周期,共有7个周期,1~3周期为短周期共有18种元素。
将前18号元素填于下表中:
2.元素周期表的纵行称为族,共有7个主族,主族的表示方法:
ⅠA、ⅡA、ⅢA、ⅣA、ⅤA、ⅥA、ⅦA。
2.第三周期元素(11~17号元素)性质比较
原子序数
11
12
13
14
15
16
17
元素符号
Na
Mg
Al
Si
P
S
Cl
元素名称
钠
镁
铝
硅
磷
硫
氯
原子半径
大→小
元素性质
→金属性减弱,非金属性增强→
最高正价
+1
+2
+3
+4
+5
+6
+7
最高价氧化物的水化物及其酸碱性
NaOH
强碱
Mg(OH)2
中强碱
Al(OH)3
两性
H2SiO3
弱酸
H3PO4
中强酸
H2SO4
强酸
HClO4
递变性
→碱性减弱,酸性增强→
最低负价
——
-4
-3
-2
-1
氢化物
SiH4
PH3
H2S
HCl
氢化物稳定性
→稳定性增强→
3.元素金属性越强,越容易与水或酸反应生成氢气,其最高价氢氧化物碱性越强。
元素非金属性越强,越容易与H2反应生成氢化物,其氢化物越稳定,其最高价含氧酸酸性越强。
4.周期表中,左下方元素,原子半径大,元素金属性最强。
5.周期表中,右上方元素,原子半径小,元素非金属性最强
6.短周期元素中,原子半径最大的是Na,最小的是H;
最活泼的金属是Na,最活泼的非金属是F,
最强的碱是NaOH,最强的含氧酸是HClO4,最稳定的氢化物是HF。
7.除稀有气体外,O元素和F元素没有正价。
8.在周期表中金属与非金属的分