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3、摩尔质量以克为单位时,数值上等于物质的相对原子(分子)质量。
M单位:
g/mol或g·
mol-1。
n=
4、气体摩尔体积单位物质的量的气体所占的体积。
Vm单位:
L/mol(L·
mol-1)n=
标准状况(0℃、101KP)下:
Vm=22.4L·
mol-1
在标准状况下,1mol任何气体所占的体积都约为22.4L。
阿伏伽德罗定律:
同温、同压、同体积的任何气体具有相同的分子数。
(PV=nRT)
5、物质的量浓度
以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液的组分的物理量。
CB单位:
mol/Ln=c·
V(溶液)
溶液的稀释:
根据稀释前后溶质的物质的量不变。
C浓·
V浓=C稀·
V稀
配制一定物质的量浓度的溶液
(1)主要仪器:
容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、托盘天平(量筒)、药匙_。
(2)主要步骤:
检漏、计算、称量(量取)、溶解、冷却、转移、洗涤、定容、摇匀、装瓶。
(3)误差分析:
分析实验中n和V的误差,利用CB=n/v判断CB的误差。
第二章化学物质及其变化
一、物质的分类
常用的分类方法有交叉分类法和树状分类法。
分散系
分散质粒子直径(本质区别)
能否透过滤纸
能否透过半透膜
稳定性
外观
鉴别
举例
溶液
<
1nm
能
稳定
均一、透明
氯化钠溶液
胶体
1~100nm
不能
介稳体系
大多均一、透明
丁达尔效应
烟、云、雾、肥皂水、稀豆浆、Fe(OH)3胶体
浊液
>100nm
不稳定
不均一、不透明
静置分层(沉淀)
泥水混合物
二、离子反应
电解质:
在水溶液或熔融状态下,能够导电的化合物。
酸(纯酸不导电)、碱、盐、活泼金属氧化物(固态不导电)。
非电解质:
在水溶液或熔融状态下都不能导电的化合物。
NH3、气态非金属、大多数有机物(蔗糖、酒精等)。
电离方程式的书写:
H2SO4=2H++SO42-
离子方程式的书写:
写、拆、删、查
沉淀、气体、单质、氧化物、弱酸、弱碱不能改写成离子。
离子方程式的正误判断:
是否符合客观事实;
改写是否正确;
原子、电荷是否守恒。
离子共存问题:
离子相互结合成沉淀、气体、水则不能共存。
无色溶液时应排除:
浅绿色Fe2+黄色Fe3+蓝色Cu2+紫色MnO4—
酸性溶液,存在大量H+;
碱性溶液,存在大量OH—
三、氧化还原反应
本质:
有电子的转移(得失或共用电子对偏移)
特征:
有化合价升降。
升(化合价)、失(电子)、氧化(被氧化、发生氧化反应、得到氧化产物)、还原剂(具有还原性)
降(化合价)、得(电子)、还原(被还原、发生还原反应、得到还原产物)、氧化剂(具有氧化性)
第三章金属及其化合物
1、钠及其化合物
(1)钠
物理性质:
银白色的金属光泽、质软、密度小、熔点低、导电导热。
保存:
煤油中
化学性质:
与氧气反应常温:
4Na+O2=2Na2O(白色固体)
加热:
2Na+O2=Na2O2(淡黄色粉末)
与水反应2Na+2H2O=2NaOH+H2↑(现象:
浮、熔、游、响)
钠与盐溶液反应(不能从盐溶液中置换出金属)
钠与硫酸铜溶液的反应(现象:
浮、熔、游、响、蓝色沉淀)
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4
(2)氧化钠和过氧化钠
物质
Na2O2
Na2O
色态
淡黄色固体
白色固体
与水反应
2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑
Na2O+H2O=2NaOH
与CO2反应
2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2
Na2O+CO2=Na2CO3
(3)碳酸钠和碳酸氢钠
碳酸钠(Na2CO3)
碳酸氢钠(NaHCO3)
俗名
苏打、纯碱
小苏打
色、态
白色粉末
白色晶体
溶解性
易溶于水
易溶于水(比碳酸钠小)
碱性
大
小
热稳定性
受热分解2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑
与酸反应
Na2CO3+2HCl=CO2↑+H2O+2NaCl
CO32-+2H+=CO2↑+H2O(慢)
NaHCO3+HCL=NaCL+H2O+CO2↑
HCO3-+H+=CO2↑+H2O(快)
与碱反应
Na2CO3+Ca(OH)2=2NaOH+CaCO3↓
NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+H2O+NaOHNaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
用途
制玻璃,造纸等
发酵粉的主要成分、治疗胃酸过多、灭火
相互转化
(4)焰色反应——很多金属或它们的化合物在灼烧时都会使火焰发出特殊的颜色,在化学上称为焰色反应(实质不是化学反应,是物理变化)
焰色反应的操作要点:
先要灼烧铂丝成无色,做完一种离子的鉴别后,要用盐酸洗,再灼烧至无色,再检验第二种离子。
钠:
黄色钾:
紫色(透过蓝色钴玻璃)
2、铝及其化合物
(1)铝铝与氧气常温下能反应,生成致密氧化膜,保护内层金属不被继续氧化。
4Al+3O2=2Al2O3
(2)氧化铝 白色固体、熔点高、不溶于水。
与酸反应:
Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O,Al2O3+6H+=2Al3++3H2O
与碱反应:
Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O,Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O
既能跟酸,又能跟碱反应生成盐和水的氧化物——两性氧化物。
(3)氢氧化铝白色胶状物质,不溶于水,有吸附性,可用作净水剂。
氢氧化铝的制取:
Al2(SO4)3+6NH3·
H2O=2Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4,
Al3++3NH3·
H2O=Al(OH)3↓+3NH4+
Al(OH)3的两性:
既能跟酸反应生成盐和水,又能跟碱反应生成盐和水。
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O,Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O,Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
不稳定性:
2Al(OH)3=Al2O3+3H2O
用途:
Al(OH)3可治疗胃病,中和过多的胃酸。
硫酸铝钾KAl(SO4)2:
俗名:
明矾,作用:
净水剂KAl(SO4)2=K++Al3++2SO42-
3、铁和铁的化合物
(1)铁3Fe+4H2O(g)=Fe3O4+4H2
(2)铁的氧化物
氧化物
颜色
与稀盐酸或稀硫酸反应
FeO
黑色
FeO+2H+=Fe2++H2O
Fe2O3
铁红
红棕色
Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O
Fe3O4
磁性氧化铁
磁性黑色固体
(3)铁的氢氧化物
制取
FeCl3溶液
FeSO4溶液
加入氢氧化钠溶液现象
红褐色沉淀
白色沉淀迅速变成灰绿色最后变成红褐色
反应方程式
FeCl3+3NaOH=Fe(OH)3↓+3NaCl
Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓
FeSO4+2NaOH=Fe(OH)2↓+Na2SO4
Fe2++2OH-=Fe(OH)2↓
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3
与稀盐酸、稀硫酸反应生成对应的盐和水
Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2OFe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O
受热分解:
2Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O
(3)Fe3+和Fe2+
检验Fe3+:
加入硫氰化钾溶液变为红色Fe3++3SCN-=Fe(SCN)3(红色)
检验Fe2+:
先加入硫氰化钾溶液不变红,再滴加氯水溶液变红。
2FeCl2+Cl2=2FeCl3
Fe3+和Fe2+的转化
2FeCl3+Fe=3FeCl22Fe3++Fe=3Fe2+
2FeCl2+Cl2=2FeCl32Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-
第四章非金属及其化合物
一、硅
1、SiO2物理性质:
坚硬难熔的固体,熔沸点比较高,不溶于水,硬度比较大。
(a)常温与氢氟酸反应(SiO2很不活泼,HF是唯一能跟其反应的酸)
4HF+SiO2==SiF4↑+2H2O
(b)酸性氧化物:
不溶于水,也不与水反应。
与强碱反应:
2NaOH+SiO2==Na2SiO3+H2O
所以,不能用磨口玻璃塞盛碱性溶液,如NaOH、KOH、Na2CO3、Na2SiO3等溶液。
与碱性氧化物反应:
SiO2的用途:
石英、水晶、玛瑙、沙子、光导纤维的主要成分。
2、硅酸(H2SiO3)
制取:
硅酸盐与其他酸反应(强酸制弱酸)Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3
1白色胶状,难溶
2弱酸性(酸性H2SiO3<
H2CO3)不能使指示剂变色
Na2SiO3+CO2+H2O=H2SiO3↓+Na2CO3
3
H2SiO3+2NaOH=Na2SiO3+2H2O
4H2SiO3=SiO2+H2O
5脱水形成硅胶(做干燥剂)
3、重要硅酸盐—Na2SiO3硅酸钠的水溶液俗称水玻璃,可用于制备硅胶和木材防火剂。
几种硅酸盐产品——陶瓷、玻璃、水泥,最重要的无机非金属材料。
4、硅单质
有金属光泽的灰黑色固体,熔点高、硬度大、有脆性。
晶体硅是良好的半导体
化学性质不活泼,常温下只能与F2、HF、强碱反应。
二、氯
1、氯气的物理性质黄绿色气体,有强烈刺激性气味、有毒、可溶于水(1:
2)。
加压和降温条件下可变为液态(液氯)和固态。
2、化学性质
(1)与金属反应(生成高价金属氯化物)
Cu+Cl2=CuCl2、2Fe+3Cl2=2FeCl3、2Na+Cl2=2NaCl
(2)与氢气反应(氢气在氯气中燃烧火焰为苍白色)
光照
(3)氯气与水反应Cl2+H2O=HCl+HClOCl2+H2O=HClO+H++Cl-
次氯酸的三大特性:
弱酸性(比碳酸弱)、强氧化性(漂白性、用于自来水杀菌消毒)、不稳定性。
2HClO===2HCl+O2↑
新制氯水的成分:
三分子:
Cl2、H2O、HClO四离子:
H+、Cl–、ClO–、(OH–)
久置氯水(变为稀盐酸):
H+、Cl-、(OH-)、H2O
(4)氯气与碱反应:
生成氯化物、次氯酸盐和水
Cl2+2NaOH==NaClO+NaCl+H2O
2Cl2+2Ca(OH)2==Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O
漂白原理:
次氯酸盐与酸发生复分解反应释放出次氯酸而起漂白作用。
Ca(ClO)2+CO2+H2O==CaCO3+2HClO
三、硫
1.硫元素的存在及性质:
(1)存在:
既有游离态又有化合态
(2)硫的物理性质:
淡黄色晶体,不溶于水,微溶于酒精,易溶于CS2。
点燃
“高价氧化,低价还,中间价态两俱全”
S+Fe=FeS、S+O2===SO2
2.SO2
(1)SO2的物理性质:
无色、有刺激性气味的有毒气体、密度比空气大,易液化,易溶于水。
(2)SO2的化学性质
①具有酸性氧化物的通性
a、SO2能与水反应生成亚硫酸SO2+H2O
H2SO3
可逆反应:
在相同条件下,能同时向正反两个方向进行的反应。
(同时、同条件、不同方向、反应物与生成物同时并存)
b、与碱反应(生成亚硫酸盐和水)
SO2+Ca(OH)2=CaSO3+H2OSO2+2NaOH=Na2SO3+H2O
c、与碱性氧化物反应(生成亚硫酸盐)SO2+Na2O=Na2SO3
②SO2的漂白性(暂时性)
SO2能与某些有色物质生成不稳定的无色物质。
3.三氧化硫(酸性氧化物)
SO3+H2O=H2SO4SO3+CaO=CaSO4SO3+Ca(OH)2=CaSO4+H2O
四、氮
1、NO和NO2
在放电或高温下:
N2+O2=2NO(无色、不溶于水、不稳定)
2NO+O2=2NO2(红棕色、有刺激性气味、易溶于水、有毒性)、
NO2易溶于水:
3NO2+H2O=2HNO3+NO
五、氨气
(工业合成氨)
氨气的物理性质:
无色、有剌激性气味、极易溶于水(在常温常压下1:
700)、易液化的气体。
1、氨气的化学性质
(1)氨气与水的反应
(2)氨气与酸的反应(生成铵盐)
把蘸有浓氨水的玻棒和蘸有浓盐酸的玻棒靠近现象:
产生大量的白烟。
(检验氨气)
NH3+HCl=NH4Cl
(3)与氧气反应
2、铵盐都易溶于水,受热易分解,与碱反应可产生氨气。
NH4Cl==NH3↑+HCl↑NH4HCO3==NH3↑+CO2↑+H2O
NH4Cl+NaOH==NaCl+NH3↑+H2O
3、NH3的实验室制法
原理:
2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O
干燥:
碱石灰收集方法:
向下排空气法
收集时在容器口要塞一团棉花,防止与空气对流。
氨气的检验:
使湿润的红色石蕊试纸变蓝;
用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近产生大量白烟。
六、浓硫酸和硝酸
1、浓硫酸特性:
吸水性(吸收现成的水)、脱水性(反应生成水)、强氧化性。
Cu+2H2SO4(浓)==CuSO4+SO2↑+2H2O
在与铜的反应中,浓硫酸既表现出氧化性,又表现出酸性。
2H2SO4(浓)+C=CO2↑+2H2O+2SO2↑
常温下,浓硫酸和浓硝酸能使铁、铝等金属表面生成一层致密的氧化物保护膜,阻止内部金属继续反应。
此现象称“钝化”。
2、硝酸的强氧化性(随浓度增大而增强)
大多数金属(Pt、Au除外)都能被硝酸氧化
Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2H2O+2NO2↑
3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2H2O+4NO↑
必修2第一章物质结构元素周期律
原子序数=核电荷数=质子数=核外电子数
质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
元素:
具有相同质子数的一类原子的总称。
核素:
具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。
同位素:
质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子,互称同位素。
1、元素周期表:
把电子层数目相同的各种元素,按原子序数递增的顺序从左到右排成横行,把不同横行中最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序由上而下排成纵行。
周期序数=电子层数、主族序数=最外层电子数
最高正价数=最外层电子数(O、F无正价除外)
|最高正价数|+|最低负价数|=8
碱金属元素:
相同点:
最外层电子数相同,都为1个,易失电子,具有金属性。
递变性:
从Li→Cs,核电荷数逐渐增大,电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大。
1
与O2的反应
4Li+O2=2Li2O2Na+O2=Na2O2
②与水的反应
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑2K+2H2O=2KOH+H2↑
通式:
2R+2H2O=2ROH+H2↑
碱金属元素从上到下(Li、Na、K、Rb、Cs),随着核电荷数的增加,电子层数逐渐增多,原子核对最外层电子的引力逐渐减弱,原子失电子的能力逐渐增强。
元素的金属性逐渐增强.与水和氧气的反应越来越剧烈,生成的氧化物越来越复杂。
最高价氧化物对应水化物的碱性越来越强
元素金属性强弱判断依据:
1、根据金属单质与水(或酸)反应置换出氢的难易程度。
越容易,则越强。
2、根据金属元素最高价氧化物对应水化物(氢氧化物)碱性强弱。
碱性越强,则金属性越强。
3、可以根据金属在金属活动性顺序中的位置进行判断。
元素非金属性强弱判断依据:
1、单质跟氢气反应生成气态氢化物的难易以及气态氢化物的稳定性强弱;
(越强越容易,稳定性越强)
2、元素最高价氧化物对应的水化物(最高价含氧酸)的酸性强弱;
(非金属性越强酸性越强)
3、置换反应。
原子、离子半径大小的比较:
原子同周期:
核电荷数越大,原子半径越小;
同主族:
电子层数越多,原子半径越大。
电子层结构相同,核电荷数越大,离子电子层结构相同,核电荷数越大,离子半径越小;
同种元素,所带电荷数越高,粒子半径越小。
卤族元素:
最外层电子数相同,都为7个,易得电子,具有非金属性。
非金属性:
F>
Cl>
Br>
I单质的氧化性:
F2>
Cl2>
Br2>
I2
氢化物的稳定性:
HF>
HCl>
HBr>
HI
最高价氧化物对应水化物的酸性:
HClO4>
HBrO4>
HIO4
2、元素周期律
同周期,从左到右原子半径逐渐减小,金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强.
同主族元素,从上到下
原子半径逐渐增大
金属性逐渐增强,
非金属性逐渐减弱
3、化学键
1、离子键:
象Na+与Cl-之间,带相反电荷离子之间的相互作用称为离子键。
成键粒子:
阴、阳离子静电作用:
静电引力、斥力
成键元素:
活泼金属元素(IA,IIA)和活泼非金属元素(VIA,VIIA);
氨根离子(NH4+)和酸根离子。
2、共价键
定义:
原子之间通过共用电子对所形成的相互作用,叫做共价键。
成键微粒:
原子相互作用:
共用电子对
成键元素:
同种(形成非极性共价键)或不同种(形成极性共价键)非金属元素。
3、共价化合物和离子化合物
只要含有离子键就是离子化合物;
(一定含有离子键,可能含有共价键)
只含有共价键才是共价化合物。
(只含共价键)
4、电子式的书写
(1)原子的电子式:
把其最外层电子数用小黑点“.”或小叉“×
”来表示。
(画出最外层电子)
(2)金属阳离子的电子式:
不要求画出离子最外层电子数,只要在元素、符号右上角标出“n+”电荷字样。
(就是其离子符号)
(3)阴离子的电子式:
画出最外层电子数,加“[]”,右上角标“n-”。
(4)离子化合物:
由阴、阳离子的电子式合并而成,相同离子对称排列。
用电子式表示离子化合物的形成过程:
原子A的电子式+原子B的电子式→化合物的电子式
箭头左方相同的微粒可以合并,箭头右方相同的微粒不可以合并。
结构式:
在电子式中用短线表示一对共用电子对的图式。
第二章化学反应与能量
1、化学能与热能
化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。
化学键断裂:
吸收能量化学键形成:
释放能量
一个化学反应是释放能量还是吸收能量取决于:
反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小。
反应物的总能量>
生成物的总能量
反应放出能量断键吸收总能量<
成键放出总能量
反应物的总能量<
反应吸收能量断键吸收总能量>
成键放出总能量
常见的放热反应:
大多数化合反应;
酸碱中和反应;
所有燃烧反应;
金属与酸或水的反应。
常见的吸热反应:
大多数分解反应;
需持续加热的反应;
C、CO、H2做还原剂的反应、Ba(OH)2.8H2O和NH4Cl的反应。
中和热:
酸与碱发生中和反应生成1molH2O时所释放的热量称为中和热。
2、化学能与电能
(1)原电池:
将化学能转化为电能的装置。
Zn-Cu原电池:
总的离子反应方程式:
Zn+2H+=Zn2++H2↑
电极:
负极(锌片)正极(铜片)
电子流向:
负极(失电子)→正极(得电子)
电流方向:
负极←正极
发生的反应:
氧化反应还原反应
电极反应式:
Zn-2e-=Zn2+2H++2e-=H2↑
现象:
溶解产生气泡
负极:
失电子,发生氧化反应,电子流出的一极,阴离子移向;
现象:
溶解材料:
一般为活泼金属
正极:
得电子,发生还原反应,电子流入的一极,阳离子移向;
产生气体或质量增加材料:
一般为不活泼金属或非金属导体
组成原电池的条件(两极、一液、闭合回路):
有两个电极。
(两种活泼性不同的金属或金属与导电非金属)
电极均插入电解质溶液中;
能自发地发生氧化还原反应;
形成闭合回路
原电池的本质:
氧化还原反应。
(电子从还原剂流向氧化剂)
原电池的应用:
①加快化学反应速率;
②比较金属活动性强弱(负极>
正极)
③防止金属腐蚀。
(2)发展中的化学电源一次性电池:
氧化还原反应不可逆。
充电电池:
氧化还原反应可逆。
不可无限制的充放电。
3、化学反应速率和限度
(1)化学反应速率:
用来衡量化学反应进行的快慢程度的物理量。
用单位时间内反应物浓度的减小量或生成物浓度的增加量(均取正值)来表示。
数学表达式:
v=⊿c/⊿t(v只为正值)
单位:
mol/(L•min
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- 学业 水平 考试 复习