化学必修知识体系归纳.docx
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化学必修知识体系归纳
化学必修——知识体系归纳
化学必修——知识体系归纳
第一部分:
基本理论基本概
1.物质的量及其应用
(1)物质的量
(1)定义:
科学上用来研究一定数目微粒集体的一个物理量。
符号:
n.单位:
摩尔(mol)。
(2)基准:
以0.012kg
中所含的碳原子数为基准,即阿伏加德罗常数。
(2)阿伏加德罗常数
(1)符号:
。
单位:
mol/1.
(2)阿伏加德罗常数是一个可以用实验测出的准确值,只是目前的科学手段有限,只测出6.0221367×10^23mol/1,在应用中用6.02×10^23mol-1作为它的最大近似值用于计算。
(3)阿伏加德罗常数是一个非常大的数,只适用于表示微观粒子。
注意:
(1)用物质的量来表示微粒时,要用化学式注明微粒的名称;
(2)物质的量只适用于微观粒子。
(3)物质的量(n)、粒子数(N)和阿伏加德罗常数(NA)的关系
粒子数比等于物质的量比
(4)摩尔质量
(1)定义:
单位物质的量的物质所具有的质量。
符号:
M;单位:
g•mol-1(常用).
(2)计算公式:
M=m/n
(5)阿伏加德罗定律和气体摩尔体积
(1)决定物质体积的主要内因:
物质微粒本身大小、微粒的间距和微粒的数目。
(2)决定气体体积的主要内因:
气体分子数和气体分子间距。
(3)在同温同压下,任何气体分子的间距都相等。
(4)阿伏加德罗定律:
同温同压下,等物质的量的任何气体体积相等。
①对定律的理解:
条件的三个相同推出结论的一个相同。
即:
条件 结论
同温同压,同物质的量 同体积
同温同压,同体积 同物质的量,同分子数
同温同压,同分子数 同体积,同物质的量
②定律的推论:
a同温同压,气体的物质的量比等于体积比等于分子数比;
b同温同压,气体的密度比等于其摩尔质量比;
c同温同压,同体积,气体的密度比等于摩尔质量比等于质量比。
(5)气体摩尔体积:
①定义:
一定温度和压强下,单位物质的量的任何气体所占的体积。
符号:
Vm,单位L/mol.
②标况下,1mol任何气体的体积都约为22.4L.即标况下,Vm=22.4L/mol.
③计算公式:
标况下,n=V/(22.4L/mol).
④气体摩尔质量的几种计算方法:
a.M=m/n; b.标况下,M=22.4×d(d是气体的密度,单位是g/L)
c.相对密度D=M1/M2 (M1是未知气体的摩尔质量,M2是已知气体的摩尔质量)
(6)物质的量浓度
(1)定义:
单位体积溶液中所含溶质的物质的量来表示的浓度.符号:
C,单位:
mol/L.计算公式:
C=n/v.
(2)常见的几种计算类型:
①气体溶于水求所得溶液浓度
例:
在标况下,1体积水中溶解500体积的HCl,所得溶液的密度为1.22g/ml,求该溶液的物质的量浓度.
解:
溶质的物质的量=500L/22.4L/mol=22.32mol,
溶液的质量=1000g+22.32mol×36.5g/mol=1841.73g,
溶液的体积=1841.73g/1.22g/ml=1487.49ml=0.148749L,
溶液的物质的量浓度=22.32mol/0.148749L=15mol/L.
答:
该溶液的物质的量浓度为15mol/L.
②物质的量浓度与溶质质量分数的换算:
公式:
C=w%×d×1000/M (w是溶质质量分数,d是溶液密度g/ml.)
例:
98%1.84g/ml的浓硫酸的物质的量浓度是多少.
解:
C=98%×1.84g/ml×1000/98g/mol=18.4mol/L.
③溶液混和的有关计算:
例:
有两种H2SO4溶液,一种的物质的量浓度是C1,密度是d1,另一种的物质的量浓度是C2,密度是d2,它们等体积混和后的溶液密度为d3,求混和后溶液的物质的量浓度.
解:
设混和的体积为V.
C=(C1•V+C2•V)d3/(V•d1+V•d2)=(C1+C2)d3/(d1+d2).
④溶液加水稀释的几个规律:
密度大于1的溶液:
加等体积水后,溶液溶质质量分数大于原溶液溶质质量分数的一半。
加等质量水后,溶液物质的量浓度小于原溶液物质的量浓度的一半。
密度小于1的溶液:
:
加等体积水后,溶液溶质质量分数小于原溶液溶质质量分数的一半。
加等质量水后,溶液物质的量浓度大于原溶液物质的量浓度的一半。
第二部分:
化学实验基本操作
1.物质的分离和提纯方法
常见的几种方法列表比较如下:
方法 适用范围 主要仪器 注意事项
过滤 固体与液体的分离 漏斗、烧杯、玻璃棒、铁架台(带铁圈)、滤纸等 ①要一贴二低三靠;
②洗涤沉淀再过滤器中进行;
③定量实验的过滤要无损耗。
结晶 混合物中各组分在溶剂中的溶解度随温度的变化有不同变化的物质的分离 烧杯、过滤器等 ①对于溶解度受温度变化而变化较大的物质,一般是先配制较高温度的饱和溶液,然后降温结晶;如KNO3
②对于溶解度受温度变化影响不大的物质,一般是采取蒸发溶剂结晶;如NaCl
③结晶后过滤分离出晶体。
分液 两种互不相溶的液体的分离 分液漏斗(圆锥型)、铁架台、烧杯等 ①上层液体从分液漏斗的上口倒出;
②下层液体从分液漏斗的下管放出;
③分液漏斗使用前要检漏。
萃取 利用溶质在两种互不相容的溶剂中的溶解度的不同,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分离 分液漏斗、烧杯、铁架台等 ①萃取剂的选取:
与原溶剂不反应、不互溶;与溶质不反应;溶质在其中的溶解度要大大与在原溶剂的溶解度;两溶剂密度差别要大。
②萃取后一般要进行分液;
③萃取后得到的仍是溶液,一般是再通过分馏的方法进一步的分离。
蒸馏 利用沸点的不同分离互溶液体的混合物 蒸馏烧瓶、水冷凝管、牛角管、锥形瓶、温度计、铁架台、石棉网、酒精灯等 ①温度计水银球的位应在蒸馏烧瓶的支管开口处;
②水冷凝管的水流向是逆流;
③一般要加碎瓷片防止爆沸;
④实验中烧瓶不可蒸干。
2.常见物质离子的检验
常见离子的检验列表如下:
离子 选用试剂 主要实验现象 有关离子方程式
Cl- AgNO3溶液和稀HNO3 有白色沉淀 Ag++Cl-==AgCl↓
Br- AgNO3溶液和稀HNO3 有浅黄色沉淀 Ag++Br-==AgBr↓
I- AgNO3溶液和稀HNO3 有黄色沉淀 Ag++I-==AgI↓
SO42- 稀HCl和BaCl2溶液 先加稀HCl,再加BaCl2溶液有白色沉淀 Ba2++SO42-==BaSO4↓
SO32- 稀HCl和品红溶液 有刺激性的气体产生并使品红褪色 SO32-+2H+==SO2↑+H2O
S2- 稀HCl和Pb(NO3)2溶液或CuSO4溶液等 有臭鸡蛋味气体,气体通溶液有黑色沉淀 S2-+2H+==H2S↑ S2-+Pb2+==PbS↓
Cu2++S2-==CuS↓
NO3- Cu和浓H2SO4,加热 有红棕色刺激性气体 Cu+4H++2NO3- Cu2++2NO2↑+2H2O
CO32- 稀HCl和澄清石灰水 有能使石灰水变浑浊的气体 CO32-+2H+==H2O+CO2↑
CO2+Ca(OH)2==CaCO3↓+H2O
Ba2+ 硫酸或可溶性的硫酸盐 有白色沉淀 Ba2++SO42-==BaSO4↓
Mg2+ NaOH溶液 有白色沉淀,NaOH过量沉淀不溶解 Mg2++2OH-==Mg(OH)2↓
Al3+ NaOH溶液和氨水 加氨水至过量有白色絮状沉淀,再加NaOH溶液沉淀溶解 Al3++3OH-==Al(OH)3↓
Al(OH)3+OH-==AlO2-+2H2O
Fe3+ NaOH溶液或KSCN溶液 有红褐色沉淀或溶液呈血红色 Fe3++3OH-==Fe(OH)3↓(红褐色)
Fe3++SCN-==[Fe(SCN)]2+(血红色)
Fe2+ ①NaOH溶液 ①生成白色沉淀,在空气中迅速变为灰绿色,最后变为红褐色沉淀。
①Fe2++2OH-==Fe(OH)2(白色沉淀)↓,
4Fe(OH)2+O2+2H2O==4Fe(OH)3。
②氯水和KSCN溶液 ②先加KSCN溶液无明显现象,再加氯水溶液呈血红色。
②2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl-,
Fe3++SCN-==[Fe(SCN)]2+或Fe3++3SCN-==Fe(SCN)3。
Ag+ 稀HCl或可溶性的氯化物,稀HNO3 有白色沉淀 Ag++Cl-==AgCl↓
NH4+ NaOH溶液 加热用湿润的红色石蕊试纸检验产生的气体,变蓝 NH4++OH- NH3↑+H2O
Na+ 做焰色反应 火焰呈黄色
K+ 做焰色反应 透过蓝色钴玻璃观察火焰是紫色
3.物质的量浓度溶液的配制
(1)主要仪器:
容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、天平或量筒或滴定管等。
容量瓶使用时应注意:
①使用前要检漏;
②有四个不准:
不允许加热、不允许物质的溶解或稀释、不允许物质间的反应、不允许储存药品;
③容量瓶上标有:
容量规格、使用温度和刻度线;
④容量瓶检漏的方法:
将容量瓶注入一定量的水,塞紧塞子,一手抵住塞子,一手托住瓶底,将瓶颠倒,不漏水,再将塞子旋转180度,再重复操作一次,如不漏即可。
(2)配制步骤:
计算、量取或称量、稀释或溶解、冷却移液、洗涤移液、定容、摇匀、装瓶贴标签。
定容时应:
加水离刻度线1-2cm时,改用胶头滴管加水至刻度线。
(3)误差分析:
(以配制NaOH为例)根据公式:
C=n/V=m/(M•V)
可能引误差的操作起 可能导致变化的量 物质的量浓度的变化(c)
溶质质量(m) 溶液体积(v)
1.容量瓶未干燥或有少量的蒸馏水
2.药品因时间长而变质
3.称量时间过长或用滤纸称药品
4.向容量瓶移液时有少量液体溅出
5.未洗涤烧杯和玻璃棒
6.未将溶液冷却
7.定容时加水过多,用胶头滴管吸出
8.定容时仰视刻度线
9.定容时俯视刻度线
10.定容摇匀后液面下降又加水
11.定容摇匀后液面下降不加水
12.称量时右物左码又使用了游码
13.称量时砝码有残缺
14.称量时砝码有油污或生锈
4.俯视与仰视
3.氧化还原反应
(1)氧化还原反应的实质:
是电子的转移;
氧化还原反应的特征表现:
是元素化合价的变化。
(2)两条关系式:
氧化剂 反应中得到电子 元素化合价降低 元素在反应中被还原 反应后得到还原产物;
还原剂 反应中失去电子 元素化合价升高 元素在反应中被氧化 反应后得到氧化产物。
(3)电子转移的表示方法:
①双线桥法:
如 得1×e-
Cl2+H2O HCl+HClO
失1×e-
②单线桥法:
Zn+2HCl==ZnCl2+H2↑
2×e-
(4)几点氧化性、还原性强弱的比较规律:
①在同一个反应中氧化剂的氧化性强于氧化产物;还原剂的还原性强于还原产物。
②同种元素一般情况下高价态的物质氧化性强于低价态的物质;而低价态物质的还原性强于高价态的物质。
如KMnO4>K2MnO4>MnO2>MnSO4
③与同一种氧化剂或还原剂反应,条件简单,反应剧烈的物质还原性或氧化性强。
④还原性的强弱还可以依据金属活动顺序表给出的顺序来判断。
(5)氧化还原反应的有关计算:
列式依据是:
氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。
(6)氧化还原反应的配平
常用方法:
①找出反应前后化合价变化的元素,并标出相应的化合价的变化;
②找出化合价变化元素的变化总数;即得失电子数;
③求出得失电子总数的最小公倍数;
④求出参加氧化还原反应的反应物和生成物的化学计量数;
⑤用观察法求出未参加氧化还原反应的物质的化学计量数;
⑥查质量守恒、得失电子总数相等。
如KClO3+HCl(浓)KCl+Cl2↑+H2O的配平
化合价的变化:
KClO3中的Cl从+50,得到5e
HCl中的Cl从-10,失去1e
它们参加氧化还原反应的原子数是1,因此可求得得失电子数的最小公倍数是5,这样可配出KClO3的计量数是1,参加氧化还原反应的HCl的计量数是5,Cl2的计量数是3,再用观察法可得KCl的计量数是1,HCl的总计量数是6,H2O的计量数是3。
可得方程式:
KClO3+6HCl==KCl+3Cl2↑+3H2O
4.离子反应
(1)定义:
有自由移动的离子参加或生成的反应都为离子反应。
(2)常见类型:
①溶液中进行的复分解反应;
②溶液中进行的氧化还原反应。
(3)电解质:
①定义:
在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。
在这种状态下不能导电的化合物是非电解质。
②电解质的分类:
强电解质:
能完全电离的电解质;如强酸、强碱、大多数盐及活泼金属的氧化物等。
弱电解质:
部分电离的电解质。
如弱酸、弱碱、水等。
电解质的导电能力:
与溶液中自由移动的离子浓度成正比。
(4)离子方程式:
①定义:
用实际参加反应的物质化学式或离子符号来表示某一类化学反应的方程式。
②书写方法:
a书写正确的化学方程式;
b把易溶于水、易电离的强电解质改写成离子符号(如易溶于水的强酸、强碱和盐等),其余物质写成化学式(如难溶物、气体、浓溶液的微溶物、难电离物、氧化物、水、单质、过氧化物等)。
(说明:
Ca(OH)2是强碱,微溶,稀溶液写成离子符号,浓溶液写化学式,微溶物在产物中一般是写化学式。
)
c删去没有实际参加反应的离子;并将各微粒前的计量数约简和整理。
d检查:
质量守恒、电荷守恒、氧化还原反应得失电子总数相等。
(5)离子共存问题:
①在水溶液中,离子间能发生复分解反应的离子不能共存。
如:
H+和OH-、H+和CO32-、OH-和HCO3-、H+和SO32-、OH-和HSO32-Ca2+和CO32-、Ba2+和SO32-、H+和HCO3-、Al3+和AlO2-等。
②在水溶液中,离子间能发生氧化还原反应的离子不能共存。
如:
Fe3+和I-、Fe3+和S2-、Fe3+和SO32-、Fe2+和H+NO3-、S2-和H+SO32-、Fe2+和H+ MnO4-等。
③Fe3+和SCN-也不能共存。
第三部分:
非金属单质及其化合物
一、氯气及其化合物
1、氯气的制法
(1)氯气的工业制法:
原料:
氯化钠、水。
原理:
电解饱和食盐水。
装置:
阳离子隔膜电解槽。
反应式:
2NaCl+2H2O 2NaOH+H2↑+Cl2↑
(2)氯气的实验室制法
原理:
利用氧化剂氧化浓盐酸中的Cl-。
常用的氧化剂有:
MnO2、KMnO4、KClO3等。
反应式:
MnO2+4HCl(浓) MnCl2+Cl2↑+2H2O
2KMnO4+16HCl(浓)=2KCl+2MnCl2+10Cl2↑+8H2O
KClO3+6HCl(浓)==KCl+3Cl2↑+3H2O
装置:
发生装置由圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯等组成。
收集:
用向上排空气法或用排饱和食盐水或排饱和氯水的方法。
验满:
看颜色或用湿润的淀粉碘化钾试纸。
尾气吸收:
用氢氧化钠溶液吸收。
除杂:
用饱和食盐水除去HCl杂质; 干燥:
用浓H2SO4。
(3)中学实验室制H2、O2、Cl2的发生装置的比较
气体 反应物的状态 反应条件 装置或主要仪器 可适用的气体
H2 固体和液体反应 不加热 启普发生器或简易装置 H2S、CO2、SO2等
O2 固体或固体混合物 加热 大试管、铁架台、导管等 NH3、CH4等
Cl2 固体和液体或液体和液体 加热 圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯 HCl、HBr、HI等
2.Cl2、Br2、I2的物理性质的比较
气体 物理性质
Cl2 黄绿色有刺激性气味的有毒气体,能溶于水(1:
2),易液化,密度比空气大。
Br2 深红棕色液体,易挥发,有刺激性气味,有毒,在水中溶解度不大,但在有机溶剂中溶解度较大,储存时要加水,水封,以防止挥发。
I2 紫黑色固体,有光泽,易升华,在水中溶解度不大,但在有机溶剂中溶解度较大。
3.Cl2、Br2、I2在不同溶剂中的颜色比较
水 酒精 苯 汽油 四氯化碳
Cl2 黄绿色(新制) 黄绿色 黄绿色 黄绿色 黄绿色
Br2 黄――橙 橙――橙红 橙――橙红 橙――橙红 橙――橙红
I2 深黄――褐色 棕――深棕 浅紫――紫 紫――深紫 浅紫红-紫红
4.Cl2、Br2、I2的化学性质的比较
①与金属反应
2Na+Cl2 2NaCl,Cu+Cl2 CuCl2,2Fe+3Cl2 2FeCl3, 2Fe+3Br2 2FeBr3,Fe+I2 FeI2。
②与氢气反应
反应物 反应方程式 反应条件 反应现象
H2与F2 H2+F2==2HF
冷、暗 爆炸
H2与Cl2 H2+Cl2==2HCl 光照 爆炸
H2与Br2 H2+Br2==2HBr 加热 反应
H2与I2 H2+I2 2HI 持续加热 可逆反应
③与水的反应:
2F2+2H2O==4HF+O2 X2+H2O HX+HXO(X:
Cl、Br、I)
④与碱反应:
Cl2、Br2、I2都容易与碱液反应,常用于除尾气、除杂质等。
工业上利用这反应来制漂白粉,反应式是:
2Cl2+2Ca(OH)2==CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
漂白粉主要成分 漂白粉有效成分:
Ca(ClO)2
⑤Cl2、Br2、I2相互置换:
氧化性Cl2>Br2>I2,所以Cl2可以将Br2、I2置换出,Br2可以将I2置换出。
如:
Cl2+2NaBr==2NaCl+Br2.
5.Cl-、Br-、I-的检验
(1)AgNO3─HNO3法
离子 选用试剂 实验现象及离子方程式
Cl- AgNO3的稀HNO3溶液 Ag++Cl-==AgCl↓白色沉淀
Br- AgNO3的稀HNO3溶液 Ag++Br-==AgBr↓浅黄色沉淀
I- AgNO3的稀HNO3溶液 Ag++I-==AgI↓黄色沉淀
(2)Br-、I-可以用氯水反应后加CCl4萃取的方法。
6.AgBr、AgI的感光性
它们都见光分解,AgBr用于感光底片的感光材料;AgI用于人工降雨。
二、硫及其化合物
1.硫的性质
(1)硫单质的物理性质:
单质硫是黄色固体,俗称硫磺,难溶于水,微溶于酒精,易溶于二硫化碳(CS2),熔点112.8℃,沸点444.6℃。
自然界中的火山喷口和岩石夹缝中有游离态的硫;自然界中也存在许多化合态的硫。
硫粉对某些疾病有防治作用。
(2)硫的化学性质:
①可燃性:
S+O2 SO2 ②与氢气反应:
H2+S H2S;
③与金属反应:
2Na+S==Na2S, Fe+S FeS, 2Cu+S Cu2S;
④与碱溶液反应:
3S+6NaOH(热)==2Na2S+Na2SO3+3H2O(用于实验室中清洗有S残留的仪器);
⑤与浓硫酸反应:
S+2H2SO4(浓) 3SO2+2H2O。
(3)硫的用途:
三药一柴即是制医药、火药、农药和火柴的原料
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