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乐尔金融:高中化学中经常测试的100个知识点的
发布时间:2019-02-23 作者:佚名 浏览:

起源标题:高中化学中100个常见知识点的总结!

高中化学必修一门

1。 混合物分离

( 1 ) ) ) ) ) ) ) )过滤:固体和液体的分离。

( 2 )蒸发:固体(溶液Alex Bandle )和液体的分离。

( 3 )蒸馏:分离具有不同亚历克斯·班德油点的液体混合物。

( 4 )液体分离:不混溶亚历克斯·班德尔液体混合物。

( 5 )萃取:利用混合物中一种溶质在不混溶溶剂中的溶解度差,用一种溶剂从由它和另一种溶剂组成的溶液中萃取溶质。

2。 粗盐提纯

( 1 )粗盐的组成:主要是NaCl,也含有杂质,如氯化镁、氯化钙、Na2SO4、淤泥等。

( 2 )步骤:

( 1 )将粗盐溶解并过滤;

( 2 )向过滤后得到粗盐溶液中加入过量的BaCl2 (除SO4 2 - )、Na2CO3 (除Ca2+、过量的Ba2+ )和NaOH (除Mg2+ )试剂,过滤;

( 3 )向所得滤液中加入盐酸(除过量CO32-和OH - )调节pH=7至7,得到NaCl溶液;

( 4 )蒸发结晶得到精盐。

试剂添加顺序键:

Na2CO3跟随BaCl2

盐酸最后释放。。

( 3 )蒸馏装置注意事项:

( 1 )加热烧瓶以垫石棉网;

( 2 )温度计水银球应位于蒸馏瓶分支喷嘴内;

( 3 )添加碎瓷片的目的是防止沸腾;

( 4 )冷凝水从下端口进入,从上端口排出。

( 4 )在从碘水中提取碘的实验中,萃取剂的选择应符合以下原则:

( 1 )萃取物在萃取剂中的溶解度远大于在原始溶剂中的溶解度;

( 2 )原溶液的萃取剂和溶剂不互溶;

( 3 )萃取剂不能与被萃取物质反应。

3、离子检测:

( 1 ) SO42 - :首先加入稀盐酸,然后加入BaCl2溶液,该溶液具有白色沉淀。 原始溶液必须含有SO42 -。 Ba2++ SO42 - =硫酸钡↓

( 2 ) Cl - (用AgNO _ 3溶液和稀硝酸测试)加入AgNO _ 3溶液时会产生白色沉淀,加入稀硝酸时沉淀不溶。 原始溶液必须含有Cl -;或者先加入稀硝酸酸化,然后加入硝酸银溶液,如果产生白色沉淀,原始溶液必须含有Cl -。 银++氯- =氯化银↓。

( 3 ) co32 - : (用BaCl2溶液和稀盐酸测试)首先加入BaCl2溶液产生白色沉淀,然后加入稀盐酸溶解沉淀,产生无色无味的气体,使澄清的石灰水浑浊,然后原始溶液必须含有co32 -。

4,5新化学符号及其关系

5。 分散物系

( 1 )分散体的组成:分散剂和分散体。 根据分散质和分散质的状态,分散质可以有9种组合方式。

( 2 )当分散剂为液体时,根据分散体颗粒的大小,分散体系可分为溶液、胶体和混浊液体。

6。 胶体:

( 1 )常见胶体: Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、蛋白质溶液、有色玻璃、墨水等。。

( 2 )胶体特性:能产生丁达尔效应。 Dindall效应,区分胶体和其他分散体系常用方法。

胶体和其他分散质的本质区别在于分散质颗粒的大小。。

( of Fe(OH)3胶体的制备方法:将饱和三氯化铁溶液滴入沸水中,继续加热至体系红棕色,停止加热,得到Fe ( OH ) 3胶体。

7。 电解质和非电解质

电解质:在水溶液或熔融状态下导电的化合物。。

非电解质:在水溶液或熔融状态下不能导电的化合物。 (例如,酒精[乙醇)、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等。 是非电解质的。 )

8。 电解质和非电解质的相关性质

( 1 )电解质和非电解质都是化合物,基本物质和混合物既不是电解质也不是非电解质。

( 2 )酸、碱、盐和水是电解质(特殊:盐酸(混合物)电解质溶液)。

( 3 )能够导电的物质不一定是电解质。 能够导电的物质:电解质溶液、熔融碱和盐、简单金属物质和石墨。

电解质必须处于水溶液或熔融状态才能导电。。 固体电解质(如NaCl晶体)不导电,而液态酸(如液态HCl )不导电。。

溶液导电的原因是:有离子可以自由移动。。

电离方程:应注意平衡、原子数守恒和电荷数守恒。 例如,Al2 ( SO4 ) 3 = 2 L3 ++ 3SO 42 -

9。 离子反应:

( 1 )离子反应的条件:沉淀、气体和水的产生。

( 2 )离子方程式的书写: (书写、拆卸、删除、检查)

( 1 )写:写出正确的化学方程式。 (注意平衡。 )。 )

( 2 )拆卸:易溶强电解质(易溶盐、强酸和强碱)被写入离子形式; 这些物质被分解成离子形式,其他物质都保留着它们的化学式。。

( 3 )删除:删除不参与反应的离子(价态和存在形式不变的离子)。

( 4 )检查:检查书面离子方程式两边的原子数和电荷数是否守恒。

10、常见可溶性强电解质有:

三种强酸( H2SO4、HCl、硝酸)、四种强碱([NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 (去除了石灰水,没有去除石灰乳) )、可溶性盐

11。 离子方程式的真假判断: (看一看)

( 1 )看看它是否符合反应的事实(反应会发生吗,反应物,产物,对吗)。

( 2 )查看它是否可拆卸。

( 3 )查看是否平衡(原子数守恒,电荷数守恒)。

( 4 )查看“=”“”“∧”是否正确应用。

twelve。 离子共存

( 1 )由于发生复分解反应(沉淀或气体或水),离子不能大量共存。

沉淀:氯化银、硫酸钡、硫酸钡、碳酸钡、碳酸钙、氢氧化镁、氢氧化铜等。。

生成气体:挥发性弱酸的酸根,如CO32-,HCO 3 -,等。不能与h +共存。

生成H2O: ① H +和OH -生成H2O。( 2 )酸根离子如碳酸氢盐不能与H +或OH -共存。例如,碳酸氢盐- + h + = H2O + CO2和碳酸氢盐- + oh - = H2O + co32 -

( 2 )应注意考试中给出的附加条件。

①无色溶液中没有有色离子: Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO 4 - - - - (这四种常见的有色离子)。

( 2 )注意挖掘一些隐藏的离子: h +隐藏在酸性溶液(或ph )中 < 7 ) and oh - is hidden in alkaline solution ( or ph > 7 )。

( 3 )注意主题要求“大量共存”或“不大量共存”。

13。氧化还原反应

( 1 )氧化还原反应的本质:存在电子转移(包括电子的增益和损耗或偏离)。

( 2 )氧化还原反应的特征是元素价态的增加或减少。

( 3 )判断氧化还原反应的依据:任何元素价态上升或下降或电子转移的化学反应都属于氧化还原反应。

( 4 )与氧化还原反应相关的概念:

还原剂(具有还原性) :损耗(电子损失)→上升(价态增加)→氧气(氧化或氧化反应)→氧化产物的产生。

氧化剂(具有氧化性) :获得(电子)→还原(化合价)→返回(还原或经历还原反应)→生成还原产物。

[注]必须记住上述内容,以便正确判断氧化还原反应中的氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物。 反应物中含有氧化剂和还原剂;产品中含有氧化产物和还原产物。

14、氧化还原强度判断

( 1 )在根据氧化还原反应方程的相同氧化还原反应中,

氧化:氧化剂>氧化产物

还原:还原剂>还原产物

fifteen。如果元素的价态增加,它必须被氧化,必须加入氧化剂才能实现。 如果元素的价态降低,也就是说,它必须降低,并且必须添加还原剂。

16。钠的特性

( 1 )单质钠的物理性质:钠柔软,银白色,熔点低,密度小于水,但大于煤油。

( 2 )钠的存在:以组合状态存在。

( 3 )钠的保存:用煤油或石蜡保存。

( 4 )空气中钠的变化过程:钠→ Na2O → NaOH →Na2CO3 → Na2CO3.10H2O (结晶)→ Na2CO3 (风化),最终得到白色粉末。

一小块钠暴露在空气中的现象:银白色钠迅速变黑(生成Na2O ),然后变成白色固体( NaOH ),然后固体表面出现小液滴( NaOH容易潮解),最后变成白色粉末(最终产品是Na2CO3 )。

17、钠和氧反应

常温下: 4Na + O2=2Na2O (新切割的钠在空气中会变暗)

加热时: 2Na + O2==Na2O2 (钠首先熔化,然后燃烧,发出黄色火焰,生成淡黄色固体Na2O2。)

Na2O2中的氧元素为- 1价,Na2O2具有氧化和还原性质。

2 Na2O 2 + 2H2O = 4 NaOH + O2←

2 Na2CO 2 + 2CO 2 = 2 Na2CO 3 + O2

Na2O2是呼吸面罩和潜艇的供氧剂。Na2O2具有很强的氧化性能和漂白性能。

18。钠与水的反应

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑

离子方程式: 2Na + 2H2O = 2Na + + 2OH - + H2(注意平衡)

实验现象:“浮钠密度低于水”;游泳产生氢气;强烈的反应;

熔点低的钠;红色——当生成的氢氧化钠遇到酚酞时会变成红色。"。

19、钠盐溶液反应

如果钠与硫酸铜溶液反应,钠应该首先与H2O反应生成NaOH和H2,然后与硫酸铜溶液反应。相关化学方程式:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑

硫酸铜+ 2NaOH = Cu ( OH ) 2←+ Na2SO 4

一般方程: 2na + 2h2o +硫酸铜= Cu ( oh ) 2left + Na2SO4 + H2

实验现象:蓝色沉淀物产生,气泡释放。

当K、Ca和Na与盐溶液反应时,它们首先与水反应生成相应的碱,然后与盐溶液反应。

20、钠与酸的反应:

2na + 2hcl = 2nacl + H2 =剧烈反应

离子方程式: 2Na + 2H + = 2Na + + H2

21。铝的特性

( 1 )单质铝的物理性能:银白色金属、低密度(轻金属)、低硬度和低熔点。

( 2 )元素铝的化学性质

22、铝与O2反应:

在常温下,铝可以与O2反应,形成致密的氧化膜来保护内部金属。在加热条件下,铝可以与O2反应生成氧化铝: 4Al + 3O2 = = 2Al2O3

23。在常温下,铝可以与强酸和强碱溶液反应,产生氢气和惰性金属盐溶液。

2Al + 6Cl = 2Al 13 + 3H 2↑

( 2Al + 6H + = 2Al 3++ 3H 2←)

2Al + 2NaOH + 2H2O = 2NaAlO 2 + 3H 2↑

( 2Al + 2OH - + 2H2O = 2Al 2 - + 3H 2←)

2Al + 3Cu ( NO3 ) 2 = 2Al ( NO3 ) 3 + 3Cu

( 2Al + 3Cu 2 + = 2Al 3++ 3Cu )

注:铝餐具不能长期用于储存酸性、碱性和咸味食品。

24。铝与某些金属氧化物(如钒、铬、锰和铁的氧化物)的反应称为铝热反应。

Fe2O3 + 2Al = = 2Fe + Al2O3,Al和Fe2O3的混合物称为铝热剂。铝热反应焊接钢轨。

25、铁的特性

( 1 )元素铁的物理性能:铁板是银白色的,铁粉是黑色的,纯铁不容易生锈,但是生铁(含碳杂质的铁)在潮湿的空气中容易生锈。(原因:形成铁碳一次电池。铁锈的主要成分是Fe2O3 )。

26。铁与氧反应: 3Fe + 2O2 = = = Fe3O4

27。与非氧化性酸反应: Fe + 2HCl =氯化铁+ H2 < ( Fe + 2h + = Fe2 + + H2 < )

在室温下,铝和铁被浓硫酸或硝酸钝化。加热可以发生反应,但不会释放氢气。

28。与盐溶液反应:铁+硫酸铜= FeSO 4 +铜(铁+ Cu 2 + = Fe 2 + +铜)

29。与蒸汽的反应: 3Fe + 4H2O ( g ) = = Fe3O4 + 4H2

30。氧化物

( 1)Al2O3的性质:氧化铝是一种白色不溶性物质,熔点高,可用于制造耐火材料,如坩埚、耐火管、耐高温实验仪器等。

Al2O3是两性氧化物:它能与强酸和强碱反应;

Al2O 3 + 6Cl = 2AlCl 3 + 3H2O ( Al2O 3 + 6H + = 2AlL 3++ 3H2O )

Al2O 3 + 2NaOH = = 2NaAlO 2 + H2O ( Al2O 3 + 2OH - = 2AlO 2 - + H2O )

( 2 )氧化铁的性质: FeO和Fe2O3是碱性氧化物,可以与强酸反应生成盐和水。

FeO + 2HCl = FeCl 2 + H2O

Fe2O3 + 6HCl =氯化铁+3H2O

31。氢氧化物

( 1 )氢氧化铝Al(OH)3

( 1 ) Al ( OH ) 3是两性氢氧化物,可以在常温下与强酸强碱反应。

Al ( OH ) 3 + 3HCl = AlCl 3 + 3H2O ( Al ( OH ) 3 + 3H + = Al3++ 3H2O )

Al ( OH ) 3 + NaOH = NaAlO 2 + 2H2O ( Al ( OH ) 3 + OH - = AlO 2 - + 2H2O )

( 2 ) Al ( OH ) 3在加热时容易分解成Al2O3: 2Al ( OH ) 3 = = Al2O3 + 3H2O (规则:不溶性碱在加热时会分解)

( of Al(OH)3的制备:实验室使用可溶性铝盐与氨水反应制备Al ( OH ) 3

Al2 ( SO4 ) 3 + 6NH3 H2O = 2Al ( OH ) 3←+ 3 ( NH4 ) 2SO 4

( Al3++ 3N 3 H2O = Al ( OH ) 3←+ 3N 4 + )

由于强碱(如NaOH )易于与Al(OH)3反应,实验室使用氨代替强碱制备Al(OH)3。。

( 2 )氢氧化铁:氢氧化铁Fe(OH)2 (白色)和氢氧化铁Fe(OH)3 (红棕色)

( 1 )能与酸反应生成盐和水;

Fe ( OH ) 2 + 2HCl = FeCl 2 + 2H2O ( Fe ( OH ) 2 + 2H + = Fe2++ 2H2O )

Fe ( OH ) 3 + 3HCl =三氯化铁+ 3H2O ( Fe ( OH ) 3 + 3H + = Fe3++ 3H2O )

( 2 )空气中的氧气可以将Fe ( OH ) 2氧化成Fe(OH)3

4Fe ( OH ) 2 + O2 + 2H2O = 4Fe ( OH ) 3 (现象:白色沉淀→灰绿色→红棕色)

( 3 ) Fe ( OH ) 3在加热时容易分解,生成Fe2O3: 2Fe ( OH ) 3 = = Fe2O3 + 3H2O

( 3 )氢氧化钠NaOH :俗称烧碱、烧碱、烧碱,易潮解,腐蚀性强,碱渗透性强。

32。盐

( 1 )铁盐( Fe + 3 )和亚铁盐( Fe + 2 )的性质:

( 1 )铁盐(铁是+ 3价)是氧化性的,可以通过还原剂(如铁、铜等)还原成亚铁盐。) :

FeCl3 + Fe = 3FeCl2 ( 2Fe3 + + Fe = 3Fe2 + ) (价态标准化)

2氯化铁+ Cu = 2氯化铁+ CuCl2 ( 2Fe3 + + Cu = 2Fe2 + + Cu2 + ) (制造印刷电路板的反应原理)

亚铁盐(铁是+ 2价)具有还原性,可以被氧化剂(如氯、氧、硝酸等)氧化。)变成铁盐:

2FeC 2 + Cl2 = 2FeC 3 ( 2Fe 2++ Cl2 = 2Fe 3++ 2Cl - )

( 2 ) ②Fe3+离子检测:

a。溶液是黄色的;

b。加入KSCN (硫氰酸钾)溶液变红;

c。加入NaOH溶液反应生成红棕色沉淀物[Fe(OH)3]。

Fe2+离子的测试;

a。解决方案是浅绿色的。

b。首先,将KSCN溶液加入溶液中,不变色,然后加入氯水使溶液变红。

c。加入NaOH溶液反应,先生。Li变成白色沉淀,很快变成灰绿色沉淀,最后变成红棕色沉淀。

( 2 )钠盐:碳酸氢钠和碳酸氢钠性能的比较

33。火焰反应

( 1 )定义:金属或其化合物燃烧时使火焰呈现特殊颜色的特性。

( 2 )操作步骤:将铂丝(或铁丝)用盐酸浸泡和洗涤,然后燃烧至无色,并在火焰上燃烧样品(简单物质、化合物、气体、液体和固体可被染色)以观察颜色。

( 3 )重要元素的火焰颜色:钠元素黄色和钾元素紫色(通过蓝色钴玻璃观察以消除钠火焰颜色的干扰)

火焰反应是一种物理变化。它与元素的存在状态(简单物质、化合物)和物质的聚集状态(气体、液体和固体)无关,只有少数金属元素发生火焰反应。

34。硅及其化合物硅

硅是地壳中第二丰富的元素。自然界中没有游离硅,只有化合态的硅,通常是二氧化硅、硅酸盐等。

硅原子结构示意图显示硅元素位于元素周期表第三周期的ⅳA族。硅原子的最外层有4个电子,它们不容易失去电子或获得电子,主要形成四价化合物。

35、元素硅( Si ) :

( 1 )物理性能:灰黑色固体,具有金属光泽、高熔点和高硬度。

( 2 )化学性质:

( 1 )化学性质在常温下不活泼,只能与F2、h F和NaOH溶液反应。

Si +乐尔金融 2F 2 = SiF4

Si + 4HF = SiF4↓+ 2H↓2

Si + 2NaOH + H2O = Na2SO 3 + 2H2↑

( 2 )在高温下,元素硅可以与非金属元素物质如O2和Cl2反应。

( 3 )用途:太阳能电池、计算机芯片和半导体材料。

( 4 )硅的制备:在工业上,粗硅可以通过在高温下用C还原二氧化硅来制备。

SiO 2 + 2C = Si (粗) + 2CO ↑

Si (粗) + 2Cl2 = SiCl4

四氯化硅+ 2h2 = si (纯) +4HCl

36、二氧化硅(二氧化硅) :

( 1 )二氧化硅的空间结构:三维网络结构。二氧化硅直接由原子组成,没有单一的二氧化硅分子。

( 2 )物理性能:高熔点、高硬度、不溶于水。

( 3 )化学性质:二氧化硅在室温下非常惰性,不与水和酸(氢氟酸除外)反应,能与强碱溶液和氢氟酸反应,并能在高温下与碱性氧化物反应:

( 1 )与强碱反应: SiO _ 2 + 2 NaOH = Na _ 2 SiO _ 3 + H _ 2O (生成的硅酸钠是粘性的,因此NaOH溶液和Na _ 2 SiO _ 3溶液不能储存在带有研磨口的玻璃塞子试剂瓶中,以防止Na _ 2 SiO _ 3将塞子粘在试剂瓶上,防止其打开并使用橡胶塞子)。

( 2 )与氢氟酸的反应SiO 2的[特性: SiO 2 + 4HF = si F4 = 2h2o (氢氟酸可以通过该反应雕刻玻璃;氢氟酸不能储存在玻璃试剂瓶中;应使用塑料瓶)。

( 3 )高温下与碱性氧化物反应: SiO 2 + Cao

( 4 )用途:光纤、玛瑙饰品、石英坩埚、水晶镜片、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。

37。硅酸( H2SiO3 ) :

( 1 )物理性质:不溶于水的白色胶体,可形成硅胶,具有很强的吸水能力。

( 2 )化学性质: H2SiO3是一种弱酸,其酸性比碳酸弱,其酸酐是SiO2,但SiO2不溶于水,因此不能通过将SiO2溶于水直接制备,而是通过可溶性硅酸盐与酸反应制备: (强酸对弱酸的原理)

Na2SO 3 + 2HCl = 2NaCl + H2SiO 3↓2

Na2SO 3 + CO2 + H2O = H2SiO 3 Left + Na2CO 3 (该等式证明酸度: H2SiO3

( 3 )用途:硅胶作为干燥剂和催化剂载体。

38。硅酸盐

硅酸盐:硅酸盐是由硅、氧和金属元素组成的化合物的总称。硅酸盐有许多种,其中大部分几乎不溶于水。最常见的可溶性硅酸盐是Na2SiO3。Na2SiO3水溶液通常称为硅酸钠,也称为硅酸钠。它是无色粘稠液体,可用作粘合剂和木材阻燃剂。硅酸钠水溶液长时间留在空气中容易变质;

Na _ 2Sio _ 3 + CO _ 2 + H _ 2O = Na _ 2CO _ 3 + H _ 2SO _ 3

传统硅酸盐工业有三大产品:玻璃、陶瓷和水泥。

硅酸盐由于其复杂的组成,通常表现为活性金属氧化物→更活性的金属氧化物→二氧化硅→水。预氧化系数分配原则:除脱氧元素外,其他元素根据分配前后原子序数守恒原则分配系数。

硅酸钠: na2sio3na2o

硅酸钙: casio3cao二氧化硅

高岭石: Al2 ( Si2O 5 ) ( OH ) 4Al2O 3.2Sio 2.2H2O

正长石: KAlSiO3不能写成K2O Al2O3 3SiO2,而是K2O Al2O3 6SiO2。

氯及其化合物

39、氯原子结构图是:

氯元素位于元素周期表第三周期的ⅶA族。氯原子的最外层电子层上有7个电子。化学反应中容易形成一个电子

Cl -,化学性质活泼,自然界中没有游离氯,氯只以化合态存在(主要是氯化物和氯酸盐)。

40。氯( Cl2 ) :

( 1 )物理性质:黄绿色刺激性有毒气体,密度高于空气,易液化成液氯,溶于水。(氯气收集法——向上空气排放法或饱和盐水排放法;液氯是纯的)

( 2 )化学性质:氯的化学性质非常活跃,很容易获得电子。它被用作强氧化剂,可以与金属、非金属、水和碱反应。

( 1 )与金属的反应(金属氧化至最高正值)

Na + Cl2 = = =点燃2NaCl

Cu + cl2 = = =点燃Cu+Cl2===

2Fe + 3Cl2 = = =点燃2Cl 3 (氯只与金属铁反应生成氯化铁,而不生成氯化铁)。) )

(思考:如何制备FeCl2 _ 2? Fe + 2HCl = FeCl2 + H2↓Fe与盐酸反应生成FeCl 2,而Fe与氯气反应生成FeCl3,这表明Cl2比盐酸更具氧化性,是一种强氧化剂。。) )

( 2 )与非金属的反应

Cl2 + H2 = = =点燃2HCl (氢气在氯气中的燃烧:安静燃烧,淡火焰)

H2和Cl2混合后,在点火或照明条件下发生爆炸。

燃烧:所有发出光和热的强烈化学反应都称为燃烧,不需要氧气参与。

③Cl2与水反应

Cl2 + H2O = HCl + HClO

离子方程式: Cl2 + H2O = H + + Cl - + HCLO

氯气溶解在水中,得到氯气水(淡黄色和绿色)。氯水含有多种微粒,包括H2O、Cl2、HClO、Cl -、H+、OH - (非常少量,被水轻微离子化)。

氯气的性质取决于其组成颗粒:

( 1 )强氧化: Cl2是新生产的氯气的主要成分。实验室经常用氯气代替氯气。例如,氯水中的氯可以与KI、KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3和其他物质反应。

( 2 )漂白和消毒:氯水中的Cl2和HClO具有强氧化性。一般来说,在漂白和消毒时应该考虑HClO。HClO的强烈氧化会将有色物质氧化成无色物质,这是不可逆的。

( 3 )酸度:氯水含有HCl和HClO,因此可以用NaOH中和。盐酸也能与碳酸氢钠、碳酸钙等反应。

( 4 )不稳定性: HClO不稳定照明易于分解。结果,长期暴露于氯水(淡黄色和绿色)会使稀盐酸(无色)变得不可漂白。

( 5 )沉淀反应:加入硝酸银溶液,生成白色沉淀( Cl - )。自来水也用氯气消毒,因此用自来水制备的以下溶液,如KI、KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、Na2CO 3、AgNO3、NaOH等。,会恶化。

④Cl2与碱液反应:

与NaOH的反应: Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaCl + H2O ( Cl2 + 2OH - = Cl - + Clo - + H2O )

与Ca(OH)2溶液反应: 2Cl 2 + 2Ca ( OH ) 2 = Ca ( Clo ) 2 + CaCl 2 + 2H2O

该反应用于制备漂白粉。漂白粉的主要成分是Ca(ClO)2和CaCl2,有效成分是Ca(ClO)2。。

漂白粉的可漂白性是由于Ca ( Clo ) 2 + CO2 + H2O = CaCO 3←+ 2HClO产生的HCLO的可漂白性;同样,氯水具有漂白特性,因为氯水含有HClO;NaClO还具有漂白性能。发生反应2NaClO + CO2 + H2O = = Na2CO 3 + 2HC LO。

干氯不会使红纸变色,因为HClO不会产生。湿氯会使红纸变色,因为氯会经历以下反应Cl2 + H2O = HCl + HCLO。

漂白粉在空气中会失效很长时间(包括两个反应) : Ca ( Clo ) 2 + CO2 + H2O = CaCO 3←+ 2HCLO。

漂白粉变质时会存在CaCO3,而且CaCO3会在外观上结块。当空气中的漂白粉长期添加浓盐酸时,会产生二氧化碳气体,含有二氧化碳和HCl杂质气体。

⑤氯气的使用:漂白粉、自来水消毒、杀虫剂和一些有机物等原料。

41、CL -检查:

原理:根据Cl -和Ag +之间的反应来测试Cl -的存在,生成酸不溶性AgCl沉淀。

方法:加入稀硝酸酸化溶液(不包括CO32-干扰),然后滴加硝酸银溶液。如果产生白色沉淀,则存在cl -离子。

硫及其化合物

42。硫元素的存在:硫元素的最外层有6个电子,其化学性质相对活跃。很容易获得- 2价的2个电子,或者与其他非金属元素结合形成+ 4价和+ 6价的化合物。硫在自然界中既有游离态也有化合态。(例如,火山口中的硫以简单物质的形式存在)

43、硫元素:

( 1 )材料性质:俗称硫磺,淡黄色固体,不溶于水,熔点低。

( 2 )化学性质: S+O2===点燃SO2 (空气中的浅蓝色火焰,纯氧中的蓝色紫色)

44、二氧化硫( SO2 )

( 1 )物理性质:无色、辛辣、有毒气体,易溶于水,密度比空气大,易液化。

( 2 ) SO2的制备: S + O2 = = =或Na2SO3 + H2SO4 = Na2SO4 + SO2 = H2O的点火

( 3 )化学性质:①SO2能与水SO2 + H2OH2SO3 (亚硫酸,中强酸)反应,该反应是可逆的。

可逆反应被定义为在相同条件下同时在正负两个方向上发生的反应。(关键词:相同条件下)

( 2 ) SO2是一种酸性氧化物,是亚硫酸( H2SO3 )的酸酐,可以与碱反应生成盐和水。

A、与NaOH溶液反应:

SO2 (少量) + 2NaOH = Na2SO 3 + H2O ( SO2 + 2OH - = SO32 - + H2O )

SO2 (过量) + NaOH = NaHSO3 ( SO2 + OH - = HSO3 - )

B、与Ca(OH)2溶液反应:

SO2 (少量) + Ca ( OH ) 2 = CaSO 3←;(白色) +H2O

2SO2 (过量) + Ca ( OH ) 2 = Ca ( HSO3 ) 2 (可溶性)

二氧化碳和碱反应的比较:

CO2 (少量) + Ca ( OH ) 2 = CaCO 3←;(白色) +H2O

2CO2 (过量) + Ca ( OH ) 2 = Ca ( HCO3 ) 2 (可溶性)

当SO2逐渐引入Ca(OH)2溶液时,首先产生白色沉淀,然后沉淀消失,这与CO2逐渐引入Ca(OH)2溶液时的实验现象相同。因此,石灰水不能用来鉴别SO2和CO2。无色无味的气体会使石灰水浑浊,这一定是二氧化碳,这是对的,因为SO2是一种有刺激性气味的气体。

③SO2具有很强的还原性,能与强氧化剂(如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气等)反应。)。SO2会使酸性KMnO4溶液和新生产的氯气变色,显示出SO2的强还原性(而非SO2的漂白性)。

(催化剂:粉尘、五氧化二钒)

SO2 + Cl2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl气体和Cl2气体混合作用于有色溶液后,漂白效果会大大减弱。) )

④SO2的弱氧化:例如,2H2S + SO2 = 3S + 2H2O (黄色沉淀)

⑤SO2的可漂白性: SO2会使品红溶液褪色,加热会恢复原来的颜色。通过这种方法可以检查SO2的存在。

⑥SO2的使用:漂白、杀菌、硫酸生产等。

45、硫酸( H2SO4 )

( 1 )浓硫酸的物理性质:纯硫酸是无色油状粘稠液体,可与水以任意比例溶解(稀释浓硫酸以规范操作;将酸注入水中并持续搅拌)。质量分数为98 % (或18。4毫升/升)硫酸是浓硫酸。非挥发性,高沸点,密度大于水。

( 2 )浓硫酸具有三种性质:吸水、脱水和强氧化。

( 1 )吸水:浓硫酸可以吸收结晶水、湿储存水和气体中的水蒸气,可以作为干燥剂干燥H2、O2、SO2、CO2等气体,但不能用于干燥NH3、H2S、HBr、HI和C2H4。

( 2 )脱水:有机物(蔗糖、棉花等)。)可以以水分子中H和O原子的比例为2 : 1脱水,并碳化和变黑。

( 3 )强氧化:浓硫酸在加热条件下表现出强氧化( + 6价硫表现出强氧化),可以与大多数金属以及非金属反应。

a。 与大多数金属(如铜)的反应: 2H2SO4 (浓缩) + Cu = = =△CuSO 4 + 2H2O + SO2←

(该反应中的浓硫酸显示酸性和强氧化)

b。 与非金属的反应(例如。g。c ): 2H2SO4 (浓缩) + c = =△CO2 = 2H2O + SO2↑

(在该反应中浓硫酸显示出强氧化)

注:在常温下,铁和铝用浓H2SO4或硝酸钝化。。

浓硫酸的强氧化使许多金属能够与之反应,但是在常温下,当铝和铁遇到浓硫酸时,表面被浓硫酸氧化,形成致密的氧化膜,这阻止了酸和内部金属之间的进一步反应。这种现象被称为金属钝化。铝和铁也可以用浓硝酸钝化,所以在室温下,铁或铝容器可以用来盛装浓硫酸和浓硝酸。

( 3 )硫酸的使用:干燥剂、肥料、炸药、蓄电池、杀虫剂、药品等。

氮及其化合物

46。氮氧化物: NO2和NO

N2 + O2 = = = = = = = = =高温或排放2NO,生成的一氧化氮非常不稳定: 2NO + O2 = = 2NO2

一氧化氮:无色气体,有毒,可与人体血液中的血红蛋白结合,毒害人(与一氧化碳中毒原理相同),不溶于水。是空气中的污染物。

二氧化氮:红棕色气体(与溴蒸气颜色相同),刺激性气味,有毒,易于液化,易溶于水,并与水反应;

NO2 + H2O = 2HNO3 + NO,NO2在该反应中既是氧化剂又是还原剂。上述三种反应是“雷暴固定氮”和“雷暴产生农作物”。

47。硝酸(硝酸) :

( 1 )硝酸的物理性质:纯硝酸是无色油状液体,有刺激性气味。低沸点( 83℃),挥发性,暴露于空气中水蒸气时呈白色雾状。超过98 %的硝酸被称为“发烟硝酸”,常用浓硝酸的质量分数为69 %。

( 2 )硝酸的化学性质:它具有酸的一般性质。稀硝酸遇到紫色石蕊试纸溶液时会变成红色。浓硝酸先变红( H +效应),然后褪色(浓硝酸的强氧化)。这个实验可以证明浓硝酸比稀硝酸更具氧化性。浓硝酸和稀硝酸是强氧化剂,可以氧化大多数金属,但不会释放氢气。通常浓硝酸生成NO2,稀硝酸生成NO,例如:

( 1 ) Cu + 4HNO3 (浓缩) = Cu ( NO3 ) 2 + 2NO2←+ 2H2O

( 2 ) 3Cu + 8HNO3 (稀释) = 3Cu ( NO3 ) 2 + 2NO = 4H2O

反应( 1 )还原剂与氧化剂的比例为1∶2;反应2 :还原剂与氧化剂的比例为3 : 2。

在常温下,铁和铝用浓H2SO4或浓硝酸钝化(不能说它们不反应)。加热时,它们会反应:

当溶液中有H +和NO3 -时,它相当于溶液中的硝酸。此时,由于硝酸具有强氧化作用,NO3 -和具有强还原作用的离子,如S2 -、Fe2+、SO32-、I -、Br - (通常是这些离子),由于酸性条件下的氧化还原反应,不能大量共存。(由于复分解反应,沉淀、气体和难以电离的物质不能大量共存。)。) )

48。氨( NH3 )

( 1 )氨气的物理性质:无色气体,有刺激性气味,比空气轻,易液化,易溶于水。一体积的累积水可以溶解700体积的氨气(可以做红色喷泉实验)。强氨挥发氨。

( 2 )氨的化学性质:

a。 溶解在水溶液中的是弱碱性:

生成的一水合氨NH3 H2O是一种弱碱,非常不稳定,加热时会分解:

将氨气或液氨溶于水中得到氨水,氨水的密度小于水的密度,氨水的浓度越大,密度越小。计算氨水浓度时,溶质是NH3,而不是NH3·H2O。

氨水中的微粒: H2O、NH3、NH3 H2O、NH4+、OH -、H + (非常少量,轻微离子化的水)。

b。 氨可以与酸反应生成盐:

①NH3 + HCl = NH4Cl

②NH3 +硝酸=NH4NO3

③2NH3 + H2SO 4 = ( NH4 ) 2SO 4

因为NH3溶解在水中时是碱性的,所以湿红色石蕊试纸可以用来检查氨的存在。因为浓盐酸是挥发性的,所以浸渍了浓盐酸的玻璃棒也可以用来接近气体收集筒的口部。如果产生大量的白烟,可以证明NH3的存在。

( 3 )实验室制备氨:

①原理:铵盐和碱被共同加热产生氨气

( 2 )装置特点:固体+固体气体,与O2生产相同。

( 3 )收集:向下排气法。

( 4 )检查完整:

a。 湿红色石蕊试纸( NH3是唯一可以将湿红色石蕊试纸变成蓝色的气体)

b。 浸在浓盐酸(白烟)中的玻璃棒

( 5 )干燥:用碱石灰( NaOH和CaO的混合物)或生石灰在干燥管或u形管中干燥。氯化钙、P2O5和浓硫酸不能用作干燥剂,因为NH3可以与氯化钙反应形成氯化钙8NH3。P2O5和浓硫酸可以与NH3反应生成相应的盐。NH3通常用碱石灰干燥。

⑥吸收:试管口有大量湿棉,有两个功能:一是减少氨和空气之间的对流,方便氨的收集;二是吸收过量的氨以防止空气污染。

( 4 )氨气的使用:液氨是挥发性的,蒸发时会吸收热量,从而降低环境温度。因此,液氨可以用作制冷剂。

49。铵盐

铵盐可溶于水,是白色晶体(许多肥料是铵盐)。

( 1 )加热时容易分解,释放氨气:

( 2 )干燥的铵盐可以与碱性固体混合,加热反应生成氨气,利用这一特性可以制备氨气:

( 3 ) NH4 +测试:样品与碱混合并加热,释放的气体会使湿红色石蕊试纸变蓝,这证明该物质将含有NH4 +。

高中化学必修2

50、原子核外电子的排列:

( 1 )电子总是首先排列在能量最低的电子层中;

( 2 )每个电子层中包含的最大电子数为2n2;

( 3 )最外层的电子数不得超过8层的电子数不得超过2 ),次外层的电子数不得超过18,倒数第二层的电子数不得超过32。

51、同一周期元素属性变化规律

ia族碱金属元素: Li Na KRb Cs Fr(Fr是最金属元素,位于周期表的左下角)

第ⅶ族A卤素元素: F Cl Br IAt(F是最非金属元素,位于周期表的右上角)

52。判断金属和非金属元素强度的方法:

( 1 )强(弱)金属-①简单物质很容易(很难)与水或酸反应生成氢气;( 2 )氢氧化物是强(弱)碱性的;( 3 )相互取代反应(强制弱) Fe + CuSO 4 = FeSO 4 + Cu。

( 2 )强(弱)非金属性质——①简单物质和氢气之间容易(难)反应;( 2 )生成的氢化物稳定(不稳定);( 3 )最高价氧化物的水合物(含氧酸)具有强(弱)酸性;④相互置换反应(强制弱) 2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2。

同期比较:

比较粒子(包括原子和离子)半径的方法:

( 1 )首先,比较电子层数。电子层数的半径很大。

( 2 )当电子层数相同时,与核荷数相比,核荷数的半径较小。

53。离子键和共价键的比较

离子化合物:由离子键组成的化合物称为离子化合物。(必须有离子键,可能是共价键)

共价化合物:通过共享电子对在原子之间形成分子的化合物称为共价化合物。(仅共价键)

54。电子:

由离子键形成的物质结构和由共价键形成的物质结构之间的差异以电子方式表示:

( 1 )电荷:阳离子和阴离子的电荷应标记在由电子表达的离子键形成的物质结构上;然而,共价键形成的物质结构不能用电荷标记。

( 2 )[ ](方括号) :离子键形成的物质中的阴离子需要用方括号括起来,而共价键形成的物质不能用方括号括起来。

55。常见放热反应

( 1 )所有燃烧和缓慢氧化。

( 2 )酸碱中和反应。

( 3 )金属与酸反应生成氢气。

( 4 )大多数组合反应(特殊:吸热反应)。

56。常见吸热反应:

以C、H2和CO为还原剂的氧化还原反应如下:

( 2 )铵盐和碱如ba ( oh ) 2的反应。8h2o + NH4Cl = bacl 2 + 2nh3↓10h2o

大多数分解反应,如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

57、能源分类:

[思考]一般来说,大多数化学反应是放热的,大多数分解反应是吸热的,放热反应不需要加热,吸热反应需要加热,对吗? 试着举个例子。

狄安·巴:这不是真的。例如,C + O2 = CO2的反应是放热的,但是需要加热,反应开始后不需要加热,反应释放的热量可以使反应继续。Ba ( OH ) 2 8H2O与NH4Cl的反应是吸热的,但该反应不需要加热。

58、化学能转化为电能:

59。一次电池电极名称

否定:

活性更高的金属被用作负极,并且负极经历氧化反应。

电极反应公式:活性更高的金属- ne - =金属阳离子

负面现象:负极溶解,负极质量下降。

正极:

正极使用活性较低的金属或石墨,正极发生还原反应

电极反应公式:阳离子+ ne - =溶液中的简单物质

正极现象:一般来说,释放气体或提高正极质量。

60。一次电池正负极判断方法:

( 1 )根据一次电池极的材料:

活性更高的金属被用作负极( K、Ca、Na太活性,不能用作电极);

活性较低的金属或导电非金属(石墨)、氧化物(二氧化锰)等用作正极。

( 2 )根据电流方向或电子流方向: (外部电路)电流从正极流向负极;电子通过外部电路从一次电池的负极流向正极。

( 3 )根据内部电路中离子的迁移方向,阳离子流向一次电池的正极,阴离子流向一次电池的负极。

( 4 )根据一次电池中的反应类型:

负极:电子损失,氧化反应,通常是电极本身消耗,质量降低。

正极:获得电子并发生还原反应,这通常伴随着金属沉淀或H2发射。

61、原电池电极反应的写入方法:

原电池反应所依赖的化学反应原理是氧化还原反应,负反应是氧化反应,正反应是还原反应。因此,写电极反应的方法可以概括如下:

写出总反应方程式;

根据电子的得失,整个反应分为氧化反应和还原反应。

氧化反应发生在负极,而还原反应发生在正极。反应物和产物在适当的位置。应注意酸碱介质和水等的参与。

一次电池的总反应公式通常通过添加正负反应公式来获得。

62、一次电池的应用:

( 1 )加快化学反应速度,如粗锌转化为氢比纯锌转化为氢快。

( 2 )比较金属活性。

设计一次电池。

金属腐蚀。

63。化学电源的基本类型:

( 1 )干电池:活性金属作为负极,被腐蚀或消耗。例如:铜锌一次电池、锌锰电池。

( 2 )充电电池:两极参与反应的一次电池,可用于充电和回收。例如铅蓄电池、锂电池和银锌电池。

( 3 )燃料电池:两种电极材料都是惰性电极,电极本身不反应,而是与引入两个电极的物质反应,例如H2和CH4燃料电池,它们的电解质溶液通常是碱性试剂( KOH等)。)。

64。影响化学反应速率的因素:

内因:由参与反应的物质的结构和性质决定(主要因素)。

外因:①温度:升高温度,升高速率

( 2 )催化剂:一般加快反应速度(正催化剂)

( 3 )浓度:增加反应物c的浓度并增加速率(只有溶液或气体有浓度)

④压力:增加压力和速率(适用于涉及气体的反应)

⑤其他因素:如光线、固体表面积(粒径)、反应物状态(溶剂)、原电池等。也会改变化学反应速率。

65、化学反应的极限——化学平衡

( 1 )在某些条件下,当可逆反应进行到正向反应速率等于反向反应速率时,反应物和产物的浓度不会改变,达到表面静止的“平衡状态”。这是这个反应可以达到的极限,即化学平衡状态。

化学平衡的移动受到温度、反应物浓度、压力和其他因素的影响。催化剂仅改变化学反应速率,对化学平衡没有影响。

在相同条件下同时在正和负反应方向上进行的反应称为可逆反应。从反应物到产物的反应通常被称为正反应。。从产物到反应物的反应称为反向反应。

在任何可逆反应中,正方形反应应该与反向反应同时进行。可逆反应不能进行到底,也就是说,无论可逆反应进行多远,任何物质(反应物和产物)的量都不能是0。

66。化学平衡态的特征:逆态、动态等。常数和变量。

①反演:可逆反应是化学平衡研究的对象。

( 2 )动态:动态平衡。当达到平衡时,积极和消极的反应仍在继续。

( 3 )等。:当达到平衡状态时,平方反应速率和反向反应速率相等,但不等于0。也就是说,v正= v反≠0。

④测定:当达到平衡状态时,各组分的浓度保持不变,各组分的含量保持不变。

变化:当条件改变时,原有的余额将被破坏,新的余额将在新的条件下重新建立。

67。判断化学平衡状态的标志:

①VA (正向) = VA (反向)或nA (消耗) = NA (生成) (相同物质在不同方向的比较)

( 2 )各组分的浓度保持不变或百分比含量保持不变

( 3 )借助颜色不变判断(有一种物质是有色的)

( 4 )总物质的量或体积或总压或平均相对分子质量不会改变(前提:反应前后气体总物质量不相等的反应适用,即。e。反应:

68。甲烷、乙烯和苯的性质比较;

69、同系物、异构体、同素异形体、同位素比较。

70、烷烃命名:

( 1 )通用术语:烷烃通常被称为“烷烃”,是指烷烃中的碳原子数。1 - 10使用A、B、C、D、E、H、G、新、任和贵;十一个中文数字。

为了区分异构体,使用“n”、“iso”、“new”:正丁烷、异丁烷;正戊烷、异戊烷、新戊烷。

( 2 )系统术语:

( 1 )命名步骤:

找到主链——最长的碳链(确定父链名称);

数字——靠近支链末端(小的,大的);

写名字-简化并重复,合并相同的基础

( 2 )名称构成:替代位置-替代名称父名称

( 3 )阿拉伯数字表示取代基的位置,而中文数字表示相同取代基的数目

71、比较类似碳氢化合物的沸点:

( 1 )一看:许多碳原子都有高沸点。

( 2 )碳原子数相同。第二,支链的多沸点低。在常温下,含1 - 4个碳原子的碳氢化合物都是气体。

72。乙醇, 与乙酸相比

73。基本营养素

食物中的营养素包括糖、油、蛋白质、维生素、无机盐和水。人们习惯于称糖、油和蛋白质为动植物食品中的基本营养素。

74。金属的存在:除了少量金属,如金和铂,绝大多数金属都以化合态存在于自然界中。

75。金属冶炼的一般步骤:

( 1 )矿石富集:去除杂质,增加矿石中有用成分的含量。

( 2 )熔炼:在一定条件下,利用氧化还原反应原理,还原剂将矿石中的金属还原成简单的金属(粗)。

( 3 )精炼:采用一定的方法精炼纯金属。

76、金属冶炼方法

77。海水资源的开发利用

海水淡化方法:蒸馏、电渗析、离子交换等。蒸馏法历史最悠久。蒸馏法的原理是将水加热到水的沸点。液态水变成水蒸气,从海水中的盐中分离出来。水蒸气凝结成淡水。

78、海水溴提取

关于反应方程式:

①2NaBr + Cl2 = Br2 + 2NaCl

②Br2 + SO2 + 2H2O = 2HBr + H2SO 4

③2HBr + Cl2 = 2HCl + Br2

79、海带碘提取

海带中的碘主要以I -的形式存在,在提取过程中,碘被适当的氧化剂氧化成I2,然后被提取。证明海带含有碘,实验方法:

( 1 )用剪刀切割海带,用酒精润湿,放入坩埚中。

( 2 )将海带燃烧至灰分完全生成,停止加热冷却。

( 3 )将海带灰转移到小烧杯中,加入蒸馏水,搅拌,煮沸,过滤。

( 4 )向滤液中滴加稀H2SO4和H2O2,然后加入几滴淀粉溶液。

证明含碘现象:滴下淀粉溶液,溶液变成蓝色。2I - + H2O 2 + 2H + = I2 + 2H2O

80。煤的成分:煤是由有机物和少量无机物组成的复杂混合物。它主要含有碳元素,也含有少量的氢、氧、氮、硫等元素。

81。煤的综合利用:煤的碳化、气化和液化。

煤炭干馏是指在隔绝空气的条件下加强煤炭分解的过程,也称为煤炭焦化。

煤被碳化以获得焦炭、煤焦油、焦炉煤气等。

煤的气化是将有机物转化为可燃气体的过程。

煤的液化是将煤转化成液体燃料的过程。

82。石油成分:石油主要是各种烷烃、环烷烃和芳烃的混合物,没有固定沸点。

83。石油加工:石油的分馏、催化裂化和裂化。

84。环境污染

( 1 )空气污染

空气污染物:颗粒物(灰尘)、硫氧化物( SO2和SO3 )、氮氧化物( NO和NO2 )、CO、碳氢化合物、氟氯烃等。

大气污染防治:工业发展和城市建设布局的合理规划:调整能源结构;使用各种污染防治技术;加强空气质量监测;充分利用环境自净能力等。

( 2 )水污染

水污染物:重金属( Ba2+、Pb2+ )等。),无机物质,如酸、碱和盐,耗氧物质,石油和难熔有机物,洗涤剂等。

水污染防治方法:控制和减少污水的任意排放。

( 3 )土壤污染

土壤污染物:城市污水、工业废水、生活垃圾、工矿企业固体废物、化肥、农药、大气沉积物、牲畜排泄物和生物残留物。

土壤污染防治措施:控制和减少污染源排放。

85。环境污染的热点问题:

( 1 )形成酸雨的主要气体是SO2和NOx。

( 2 )破坏臭氧层的主要物质是氟利昂( CCl2F2 )和NOx。

( 3 )二氧化碳是导致全球变暖并产生“温室效应”的气体。

( 4 )光化学烟雾的主要原因是汽车尾气中的氮氧化物、一氧化氮和碳氢化合物。

( 5 )“白色污染”是指聚乙烯和其他塑料废物。

( 6 )赤潮的原因:工业、农业和城市污水含有大量的氮、磷和其他营养元素。(含磷洗衣粉的使用和磷肥的不合理使用是水体富营养化的重要原因之一。) )

考试中常用的规则

86。解决计算问题的常用方法包括:原子等效、离子等效、电子等效、电荷等效和电量等效。使用的方法包括质量守恒法、差分法、归一化法、极限法、关系法、交叉路口法和估计法。(非氧化还原反应:更多使用原子守恒、电荷平衡、物质平衡,氧化还原反应:更多使用电子守恒)

87。晶体熔点:原子晶体>离子晶体>分子晶体。学到的原子晶体包括:硅、碳化硅、二氧化硅=和金刚石。原子晶体熔点的比较基于原子半径:金刚石> SiC > Si (因为原子半径: Si> C> O )。

88、离子是否共存:

( 1 )是否有沉淀和气体排放;

( 2 )是否存在弱电解质生成;

( 3 )是否发生氧化还原反应;

( 4 )是否产生复合离子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+,等等。);

( 5 )是否发生双重水解。

89。熔点最低的金属是汞( - 38 )。9C。),;最高熔点为W (钨3410 C );最低密度(普通)是K;最高密度(普通)是Pt。

90。银镜反应可以发生在醛、甲酸、甲酸盐、甲醛铵( HCNH2O )、葡萄池、果糖和麦芽糖中,所有这些都可以发生在银镜反应中。(它也能与Cu(OH)2反应)计算的通式为: - CHO - 2Ag

注:当银氨溶液足够时,甲醛有特殊的氧化作用: HCHO - 4ag←+ h2co 3

反应式为: HCHO + 4[ ag ( NH3 ) 2 ]oh = ( NH4 ) 2co 3 + 4ag←+ 6nh3↓+ 2h2o

91。生铁中的C含量为2 % - 4 %。3 %钢的C含量为0。03 %—2 % 。粗盐:氯化钠含有氯化镁和氯化钙。因为氯化镁吸水,所以粗盐容易潮解。浓硝酸在空气中形成白色雾。固体氢氧化钠容易吸收空气中的水形成溶液。

92。气体溶解度:在一定压力和温度下,1体积的水达到饱和时的气体体积。

93。人体含水量约占人体质量的2 / 3。地表淡水总量小于总水量的1 %。当今世界的三大化石燃料是煤、石油和天然气。石油主要含有c和h元素。

94。在地壳中:含量最高的金属元素是——铝含量最高的非金属元素是——高氯酸——这是最强的酸。

95。氨水(如乙醇溶液)的密度小于1。浓度越高,密度越低。硫酸的密度大于1。浓度越高,密度越高。98 %浓硫酸的密度为: 1。84g / cm3。

96。惰性电极上各种离子的放电顺序;

阴极(吸电子能力) : au3 + > ag + > Hg 2 + > Cu 2 + > Pb 2 + > fa 2 + > Zn 2 + > h + > al 3 + > Mg2 + > na + > ca 2 + > k +

阳极(失去电子的能力) : S2 - > I - > br - > cl - > oh - >氧酸根

注:如果使用金属作为阳极,电解过程中阳极本身会发生氧化还原反应( pt和Au除外)。

97、常用酸碱指示剂变色范围:

98。常见胶体:液体胶体: Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆浆、粥等。 气溶胶:雾、云、烟等。 固体溶胶:有色玻璃、烟晶体等。

99、有机鉴别时,注意使用水和溴水两种物质。

100。能使溴水褪色的物质如下,但褪色的原因不同:不饱和烃如烯烃和炔烃(加成褪色)、苯酚(取代褪色)、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等。(发生氧化褪色),有机溶剂[四氯化碳、氯仿、溴苯、CS2 (密度大于水)、碳氢化合物、苯、苯同系物、酯(密度小于水)经过萃取和褪色。

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