最新高考化学一轮复习知识点总结Word文档格式.docx
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②有色离子MnO4-,Fe3+,Fe2+,Cu2+,Fe(SCN)2+。
③MnO4-,NO3-等在酸性条件下具有强氧化性。
④S2O32-在酸性条件下发生氧化还原反应:
S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
⑤注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。
6、审题时还应特别注意以下几点:
(1)注意溶液的酸性对离子间发生氧化还原反应的影响。
如:
Fe2+与NO3-能共存,但在强酸性条件下(即Fe2+、NO3-、H+相遇)不能共存;
MnO4-与Cl-在强酸性条件下也不能共存;
S2-与SO32-在钠、钾盐时可共存,但在酸性条件下则不能共存。
(2)酸式盐的含氢弱酸根离子不能与强碱(OH-)、强酸(H+)共存。
如HCO3-+OH-=CO32-+H2O(HCO3-遇碱时进一步电离);
HCO3-+H+=CO2↑+H2O
三、氧化性、还原性强弱的判断
(1)根据元素的化合价
物质中元素具有最高价,该元素只有氧化性;
物质中元素具有最低价,该元素只有还原性;
物质中元素具有中间价,该元素既有氧化性又有还原性。
对于同一种元素,价态越高,其氧化性就越强;
价态越低,其还原性就越强。
(2)根据氧化还原反应方程式
在同一氧化还原反应中,氧化性:
氧化剂>
氧化产物
还原性:
还原剂>
还原产物
氧化剂的氧化性越强,则其对应的还原产物的还原性就越弱;
还原剂的还原性越强,则其对应的氧化产物的氧化性就越弱。
(3)根据反应的难易程度
①氧化还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关,而与得失电子数目的多少无关。
得电子能力越强,其氧化性就越强;
失电子能力越强,其还原性就越强。
②同一元素相邻价态间不发生氧化还原反应。
四、比较金属性强弱的依据
金属性:
金属气态原子失去电子能力的性质;
金属活动性:
水溶液中,金属原子失去电子能力的性质。
注:
金属性与金属活动性并非同一概念,两者有时表现为不一致,
1、同周期中,从左向右,随着核电荷数的增加,金属性减弱;
同主族中,由上到下,随着核电荷数的增加,金属性增强;
2、依据最高价氧化物的水化物碱性的强弱;
碱性愈强,其元素的金属性也愈强;
3、依据金属活动性顺序表(极少数例外);
4、常温下与酸反应煌剧烈程度;
5、常温下与水反应的剧烈程度;
6、与盐溶液之间的置换反应;
7、高温下与金属氧化物间的置换反应。
五、比较非金属性强弱的依据
1、同周期中,从左到右,随核电荷数的增加,非金属性增强;
同主族中,由上到下,随核电荷数的增加,非金属性减弱;
2、依据最高价氧化物的水化物酸性的强弱:
酸性愈强,其元素的非金属性也愈强;
3、依据其气态氢化物的稳定性:
稳定性愈强,非金属性愈强;
4、与氢气化合的条件;
5、与盐溶液之间的置换反应;
6、其他,例:
2Cu+S
Cu2SCu+Cl2
CuCl2所以,Cl的非金属性强于S。
六、“10电子”、“18电子”的微粒小结
(一)“10电子”的微粒:
分子
离子
一核10电子的
Ne
N3−、O2−、F−、Na+、Mg2+、Al3+
二核10电子的
HF
OH−、
三核10电子的
H2O
NH2−
四核10电子的
NH3
H3O+
五核10电子的
CH4
NH4+
(二)“18电子”的微粒
一核18电子的
Ar
K+、Ca2+、Cl‾、S2−
二核18电子的
F2、HCl
HS−
三核18电子的
H2S
四核18电子的
PH3、H2O2
五核18电子的
SiH4、CH3F
六核18电子的
N2H4、CH3OH
其它诸如C2H6、N2H5+、N2H62+等亦为18电子的微粒。
七、微粒半径的比较:
1、判断的依据电子层数:
相同条件下,电子层越多,半径越大。
核电荷数相同条件下,核电荷数越多,半径越小。
最外层电子数相同条件下,最外层电子数越多,半径越大。
2、具体规律:
1、同周期元素的原子半径随核电荷数的增大而减小(稀有气体除外)如:
Na>
Mg>
Al>
Si>
P>
S>
Cl.
2、同主族元素的原子半径随核电荷数的增大而增大。
Li<
Na<
K<
Rb<
Cs
3、同主族元素的离子半径随核电荷数的增大而增大。
F--<
Cl--<
Br--<
I--
4、电子层结构相同的离子半径随核电荷数的增大而减小。
F->
Na+>
Mg2+>
Al3+
5、同一元素不同价态的微粒半径,价态越高离子半径越小。
如Fe>
Fe2+>
Fe3+
八、物质溶沸点的比较
(1)不同类晶体:
一般情况下,原子晶体>
离子晶体>
分子晶体
(2)同种类型晶体:
构成晶体质点间的作用大,则熔沸点高,反之则小。
①离子晶体:
离子所带的电荷数越高,离子半径越小,则其熔沸点就越高。
②分子晶体:
对于同类分子晶体,式量越大,则熔沸点越高。
HF、H2O、NH3等物质分子间存在氢键。
③原子晶体:
键长越小、键能越大,则熔沸点越高。
(3)常温常压下状态
①熔点:
固态物质>
液态物质
②沸点:
液态物质>
气态物质
九、分子间作用力及分子极性
定义:
把分子聚集在一起的作用力
分子间作用力(范德瓦尔斯力):
影响因素:
大小与相对分子质量有关。
作用:
对物质的熔点、沸点等有影响。
①、定义:
分子之间的一种比较强的相互作用。
分子间相互作用②、形成条件:
第二周期的吸引电子能力强的N、O、F与H之间(NH3、H2O)
③、对物质性质的影响:
使物质熔沸点升高。
④、氢键的形成及表示方式:
F-—H·
·
←代表氢键。
氢键OO
HHHH
O
HH
⑤、说明:
氢键是一种分子间静电作用;
它比化学键弱得多,但比分子间作用力稍强;
是一种较强的分子间作用力。
从整个分子看,分子里电荷分布是对称的(正负电荷中心能重合)的分子。
非极性分子双原子分子:
只含非极性键的双原子分子如:
O2、H2、Cl2等。
举例:
只含非极性键的多原子分子如:
O3、P4等
分子极性多原子分子:
含极性键的多原子分子若几何结构对称则为非极性分子
CO2、CS2(直线型)、CH4、CCl4(正四面体型)
极性分子:
定义:
从整个分子看,分子里电荷分布是不对称的(正负电荷中心不能重合)的。
举例双原子分子:
含极性键的双原子分子如:
HCl、NO、CO等
多原子分子:
含极性键的多原子分子若几何结构不对称则为极性分子
NH3(三角锥型)、H2O(折线型或V型)、H2O2
十、化学反应的能量变化
在化学反应过程中放出或吸收的热量;
符号:
△H
单位:
一般采用KJ·
mol-1
测量:
可用量热计测量
研究对象:
一定压强下在敞开容器中发生的反应所放出或吸收的热量。
反应热:
表示方法:
放热反应△H<
0,用“-”表示;
吸热反应△H>
0,用“+”表示。
燃烧热:
在101KPa下,1mol物质完全燃烧生成稳定氧化物时所放出的热量。
在稀溶液中,酸跟碱发生反应生成1molH2O时的反应热。
中和热:
强酸和强碱反应的中和热:
H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l);
△H=-57.3KJ·
mol-
弱酸弱碱电离要消耗能量,中和热|△H|<
57.3KJ·
原理:
断键吸热,成键放热。
反应热的微观解释:
反应热=生成物分子形成时释放的总能量-反应物分子断裂时所吸收的总能量
表明所放出或吸收热量的化学方程式。
意义:
既表明化学反应中的物质变化,也表明了化学反应中的能量变化。
热化学①、要注明反应的温度和压强,若反应是在298K,1atm可不注明;
方程式②、要注明反应物和生成物的聚集状态或晶型;
书写方法③、△H与方程式计量数有关,注意方程式与△H对应,△H以KJ·
mol-1单位,化学计量数可以是整数或分数。
④、在所写化学反应方程式后写下△H的“+”或“-”数值和单位,方程式与△H之间用“;
”分开。
盖斯定律:
一定条件下,某化学反应无论是一步完成还是分几步完成,反应的总热效应相同。
十一、影响化学反应速率的因素及其影响结果
内因:
反应物的性质
外因浓度↗v↗压强↗v↗(气体)
温度↗v↗催化剂v↗(正催化剂)
其它(光,超声波,激光,放射线,电磁波,反应物颗粒大小,扩散速率,溶剂等)
十二、影响化学平衡的的条件:
(1)浓度:
在其它条件不变的情况下,增大反应物的浓度或减小生成物的浓度,平衡向正反应方向移动;
反之向逆反应方向移动;
(2)压强:
在其它条件不变的情况下,增大压强会使平衡向气体体积缩小的方向移动;
减小压强平衡向气体体积增大的方向移动;
注意:
①对于气体体积相同的反应来说,增减压强平衡不移动;
②若平衡混合物都是固体或液体,增减压强平衡也不移动;
③压强变化必须改变了浓度才有可能使平衡移动.
(3)温度:
在其它条件下,升高温度平衡向吸热方向移动;
降低温度平衡向放热方向移动.(温度改变时,平衡一般都要移动)注意:
催化剂同等倍数加快或减慢正逆反应的速率,故加入催化剂不影响平衡,但可缩短达到平衡的时间.
十三、勒沙特列原理(平衡移动原理)
如果改变影响平衡的一个条件(浓度,温度,压强等)平衡就向减弱这种改变的方向移动.
十四、充入稀有气体对化学平衡的影响:
(1)恒压下通稀有气体,平衡移动方向相当于直接减压(也同于稀释对溶液中反应的影响);
(2)恒容下通稀有气体,平衡不移动.注意:
只要与平衡混合物的物质不反应的气体都可称”稀有”气体
Ⅱ、元素及其化合物
1、各种“水”汇集
(一)纯净物:
重水D2O;
超重水T2O;
蒸馏水H2O;
双氧水H2O2;
水银Hg;
水晶SiO2。
(二)混合物:
氨水(分子:
NH3、H2O、NH3·
H2O;
离子:
NH4+、OH‾、H+)
氯水(分子:
Cl2、H2O、HClO;
H+、Cl‾、ClO‾、OH‾)
苏打水(Na2CO3的溶液)生理盐水(0.9%的NaCl溶液)
水玻璃(Na2SiO3水溶液)卤水(MgCl2、NaCl及少量MgSO4)
水泥(2CaO·
SiO2、3CaO·
Al2O3)王水(由浓HNO3和浓盐酸以1∶3的体积比配制成的混合物)
2、各种“气”汇集
(一)无机的:
爆鸣气(H2与O2);
水煤气或煤气(CO与H2);
碳酸气(CO2)
(二)有机的:
天然气(又叫沼气、坑气,主要成分为CH4)
液化石油气(以丙烷、丁烷为主)裂解气(以CH2=CH2为主)焦炉气(H2、CH4等)
电石气(CH≡CH,常含有H2S、PH3等)
3、具有漂白作用的物质
氧化作用
化合作用
吸附作用
Cl2、O3、Na2O2、浓HNO3
SO2
活性炭
化学变化
物理变化
不可逆
可逆
※其中能氧化指示剂而使指示剂褪色的主要有Cl2(HClO)和浓HNO3及Na2O2
4、能升华的物质
I2、干冰(固态CO2)、升华硫、红磷,萘。
(蒽和苯甲酸作一般了解)。
5、Fe3+的颜色变化
1、向FeCl3溶液中加几滴KSCN溶液呈红色;
2、FeCl3溶液与NaOH溶液反应,生成红褐色沉淀;
3、向FeCl3溶液溶液中通入H2S气体,生成淡黄色沉淀;
4、向FeCl3溶液中加入几滴Na2S溶液,生成淡黄色沉淀;
当加入的Na2S溶液过量时,又生成黑色沉淀;
5、向FeCl3溶液中加入过量Fe粉时,溶液变浅绿色;
6、向FeCl3溶液中加入过量Cu粉,溶液变蓝绿色;
7、将FeCl3溶液滴入淀粉KI溶液中,溶液变蓝色;
8、向FeCl3溶液中滴入苯酚溶液,溶液变紫色
6、“置换反应”有哪些?
1、较活泼金属单质与不活泼金属阳离子间置换
如:
Zn+Cu2+==Zn2++CuCu+2Ag+=2Ag
2、活泼非金属单质与不活泼非金属阴离子间置换
Cl2+2Br‾==2Cl‾+Br2I2+S2−==2I‾+S2F2+2H2O==4HF+O2
3、活泼金属与弱氧化性酸中H+置换
2Al+6H+==2Al3−+3H2↑Zn+2CH3COOH==Zn2++2CH3COO‾+H2↑
4、金属单质与其它化合物间置换
2Mg+CO2
2MgO+C2Mg+SO2
2MgO+S
2Na+2H2O==2Na++2OH‾+H2↑
2Na+2C6H5OH(熔融)→2C6H5ONa+H2↑
2Na+2C2H5OH→2C2H5ONa+H2↑
10Al+3V2O5
5Al2O3+6V8Al+3Fe3O4
4Al2O3+9Fe
2FeBr2+3Cl2==2FeCl3+2Br22FeI2+3Br2==2FeBr3+2I2
Mg+2H2O
Mg(OH)2+H2↑3Fe+4H2O(气)
Fe3O4+4H2↑
5、非金属单质与其它化合物间置换
H2S+X2==S↓+2H++2X‾2H2S+O2(不足)
2S+2H2O
CuO+C
Cu+CO↑CuO+H2
Cu+H2OSiO2+2C
Si+2CO↑
3Cl2+8NH3==6NH4Cl+N2
3Cl2+2NH3==6HCl+N2
7、条件不同,生成物则不同
1、2P+3Cl2
2PCl3(Cl2不足);
2P+5Cl2
2PCl5(Cl2充足)
2、2H2S+3O2
2H2O+2SO2(O2充足);
2H2S+O2
2H2O+2S(O2不充足)
3、4Na+O2
2Na2O2Na+O2
Na2O2
4、Ca(OH)2+CO2
CaCO3↓+H2O;
Ca(OH)2+2CO2(过量)==Ca(HCO3)2↓
5、2Cl2+2Ca(OH)2==Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O
6Cl2+6Ca(OH)2
Ca(ClO3)2+5CaCl2+6H2O
6、C+O2
CO2(O2充足);
2C+O2
2CO(O2不充足)
7、8HNO3(稀)+3Cu==2NO↑+2Cu(NO3)2+4H2O
4HNO3(浓)+Cu==2NO2↑+Cu(NO3)2+2H2O
10、AlCl3+3NaOH==Al(OH)3↓+3NaCl;
AlCl3+4NaOH(过量)==NaAlO2+2H2O
11、NaAlO2+4HCl(过量)==NaCl+2H2O+AlCl3
NaAlO2+HCl+H2O==NaCl+Al(OH)3↓
12、Fe+6HNO3(热、浓)==Fe(NO3)3+3NO2↑+3H2O
Fe+HNO3(冷、浓)→(钝化)
13、Fe+6HNO3(热、浓)
Fe(NO3)3+3NO2↑+3H2O
Fe+4HNO3(热、浓)
Fe(NO3)2+2NO2↑+2H2O
14、Fe+4HNO3(稀)
Fe(NO3)3+NO↑+2H2O
3Fe+8HNO3(稀)
3Fe(NO3)3+2NO↑+4H2O
15、C2H5OHCH2=CH2↑+H2O
C2H5-OH+HO-C2H5C2H5-O-C2H5+H2O
16、+Cl2
+HCl
+3Cl2
(六氯环已烷)
17、C2H5Cl+NaOH
C2H5OH+NaClC2H5Cl+NaOH
CH2=CH2↑+NaCl+H2O
18、6FeBr2+3Cl2(不足)==4FeBr3+2FeCl32FeBr2+3Cl2(过量)==2Br2+2FeCl3
8、滴加顺序不同,现象不同
1、AgNO3与NH3·
H2O:
AgNO3向NH3·
H2O中滴加——开始无白色沉淀,后产生白色沉淀
NH3·
H2O向AgNO3中滴加——开始有白色沉淀,后白色沉淀消失
2、Ca(OH)2与H3PO4(多元弱酸与强碱反应均有此情况):
Ca(OH)2向H3PO4中滴加——开始无白色沉淀,后产生白色沉淀
H3PO4向Ca(OH)2中滴加——开始有白色沉淀,后白色沉淀消失
3、NaOH与AlCl3:
NaOH向AlCl3中滴加——开始有白色沉淀,后白色沉淀消失
AlCl3向NaOH中滴加——开始无白色沉淀,后产生白色沉淀
4、HCl与NaAlO2:
HCl向NaAlO2中滴加——开始有白色沉淀,后白色沉淀消失
NaAlO2向HCl中滴加——开始无白色沉淀,后产生白色沉淀
5、Na2CO3与盐酸:
Na2CO3向盐酸中滴加——开始有气泡,后不产生气泡
盐酸向Na2CO3中滴加——开始无气泡,后产生气泡
9、常用反应
Al3++4OH-=AlO2-+2H2O
3AlO2-+Al3++6H2O=4Al(OH)3
2CO2+2Na2O2=2Na2CO3+O2△m=56g
2H2O+2Na2O2=4NaOH+O2△m=4g
AlO2-+CO2+2H2O=Al(OH)3↓+HCO3-
2NaCl+MnO2+3H2SO42NaHSO4+MnSO4+Cl2↑+2H2O
10、特殊反应
2F2+2H2O=4HF+O2
Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑
2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
二、(A:
NaHCO3、(NH4)2CO3、NH4HCO3、NaCl(aq))
A↓(白)+↑(无色)(A:
CaC2、Al2S3、Mg3N2)
(A:
S、H2S、N2、Na、醇)
铵盐、Al、Si、CH3COONa)
(A:
氯化物)
Al、(NH4)2CO3、NH4HCO3、NaHCO3、NaHS、(NH4)2S、NH4HS、氨基酸)
中学化学常见气体单质:
H2、O2、N2、Cl2、(F2)
固体单质:
S、Na、Mg、Al、Fe、Cu
液体单质:
Br2
中学化学常见化合物:
NaCl、NaOH、Na2CO3、NaHCO3、FeCl2、FeCl3、H2SO4、
HCl、CaCO3、SO2、H2O、NO、NO2、HNO3
化学工业
制备的物质
反应原理
设备
分离液态空气
漂白粉和漂粉精
玻璃
玻璃熔炉
合成氨
合成塔
氧化炉、吸收塔
沸腾炉、接触室、吸收塔
炼铁
高炉
氯碱工业
电解槽
炼铝
精炼铜
阳极
阴极
电镀铜
Ⅲ、有机化学
最简式相同的有机物
1.CH:
C2H2和C6H6
2.CH2:
烯烃和环烷烃
3.CH2O:
甲醛、乙酸、甲酸甲酯
4.CnH2nO:
饱和一元醛(或饱和一元酮)与二倍于其碳原子数和饱和一元羧酸或酯;
举一例:
乙醛(C2H4O)与丁酸及其异构体(C4H8O2)
同分异构体
1、醇——醚CnH2n+2Ox
2、醛—酮—环氧烷(环醚)CnH2nO
3、羧酸—酯—羟基醛CnH2nO2
4、氨基酸—硝基烷
能发生取代反应的物质及反应条件
1.烷烃与卤素单质:
卤素蒸汽、光照;
2.苯及苯的同系物与①卤素单质:
Fe作催化剂;
②浓硝酸:
50~60℃水浴;
浓硫酸作催化剂
③浓硫酸:
70~80℃水浴;
3.卤代烃水解:
NaOH的水溶液;
4.醇与氢卤酸的反应:
新制的氢卤酸;
5.酯类的水解:
无机酸或碱催化;
6.酚与浓溴水或浓硝酸:
(乙醇与浓硫酸在140℃时的脱水反应,事实上也是取代反应。
)
能发生加成反应的物质
1.烯烃的加成:
卤素、H2、卤化氢、水
2.炔烃的加成:
3.二烯烃的加成:
4.苯及苯的同系物的加成:
H2、Cl2
5.苯乙烯的加成:
H2、卤化氢、水、卤素单质
6.不饱和烃的衍生物的加成:
(包括卤代烯烃、卤代炔烃、烯醇、烯醛、烯酸、烯酸酯、烯酸盐等)
7.含醛基的化合