高中化学知识点总结.docx
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高中化学知识点总结
高中化学全部知识点总结(2014年4月)
一、俗名
无机部分
1.纯碱、苏打、天然碱、口碱:
2.小苏打:
3.大苏打:
4.石膏(生石膏):
熟石膏:
5.重晶石:
6.碳铵:
7.石灰石、大理石:
8.生石灰:
9.食盐:
10.熟石灰、消石灰:
11.烧碱、火碱、苛性钠:
12.干冰:
13.明矾:
14.漂白粉:
(混和物)15.胆矾、蓝矾:
16.双氧水:
17.硅石、石英:
18.水玻璃、泡花碱、矿物胶:
19.铁红、铁矿:
20.磁铁矿:
21.黄铁矿、硫铁矿:
22.铜绿、孔雀石:
23.玻璃的主要成分:
24.天然气、沼气、坑气(主要成分):
25.水煤气:
26.光化学烟雾:
在光照下产生的一种有毒气体27.铝热剂:
28.尿素:
有机部分
1.氯仿:
2.电石:
3.电石气:
4.TNT:
5.酒精、乙醇:
6.氟氯烃:
是良好的制冷剂,有毒,但破坏O3层7.醋酸、冰醋酸、食醋
8.裂解气成分(石油裂化):
烯烃、烷烃、炔烃、H2S、CO2、CO等。
9.甘油、丙三醇:
9.焦炉气成分(煤干馏):
H2、CH4、乙烯、CO等。
10.石炭酸:
11.蚁醛:
甲醛HCHO
福尔马林:
35%—40%的水溶液12.蚁酸:
13.葡萄糖:
14.果糖:
15.蔗糖:
16.麦芽糖:
17.淀粉:
18.硬脂酸:
19.油酸:
20.软脂酸:
21.草酸:
使蓝墨水褪色,强酸性,受热分解成CO2和水,使KMnO4酸性溶液褪色。
二、颜色
铁:
铁粉;一整块的固体铁。
Fe2+Fe3O4
Fe(OH)2沉淀Fe3+色Fe(OH)3沉淀Fe(SCN)3溶液
FeO粉末Fe(NH4)2(SO4)2——淡蓝绿色Fe2O3色粉末FeS固体
铜:
单质色Cu2+色CuO色Cu2O色CuSO4(无水)色
CuSO4·5H2O色Cu2(OH)2CO3色Cu(OH)2色
BaSO4、BaCO3、Ag2CO3、CaCO3、AgCl、Mg(OH)2、三溴苯酚均是色沉淀
Al(OH)3色絮状沉淀H4SiO4(原硅酸)色胶状沉淀
Cl2、氯水色F2色气体Br2液体I2色固体
HF、HCl、HBr、HI均为色气体,在空气中均形成
CCl4色的液体,密度大于水,与水不互溶KMnO4色MnO4-色
Na2O2色固体Ag3PO4色沉淀S色固体AgBr色沉淀AgI色沉淀
O3色气体SO2色,有剌激性气味、有毒的气体
SO3色固体(沸点44.80C)品红溶液色氢氟酸:
HF——腐蚀玻璃
N2O4、NO色气体NO2色气体NH3色、有剌激性气味气体
三、现象:
1.燃烧时火焰的颜色:
(1)火焰为蓝色或淡蓝色的是:
H2、CO、CH4、H2S、S、C2H5OH;
(2)火焰为苍白色的为H2与Cl2;
(3)Na燃烧时火焰呈黄色。
2.沉淀现象:
(1)溶液中反应有黄色沉淀生成的有:
AgNO3与PO43—、I-;
有淡黄色沉淀生成的有:
AgNO3与Br-、S2O32-与H+、H2S溶液与一些氧化性物质(Cl2、O2、SO2等);
(2)向某溶液中滴入碱液,先生成白色沉淀,后变为灰绿色,最后变为红褐色沉淀,则溶液中一定含有Fe2+;
(3)与碱产生红褐色沉淀的必是Fe3+;
(4)产生黑色沉淀的有Fe2+、Cu2+、Pb2+与S2-;
(5)与碱反应生成白色沉淀的一般是Mg2+和Al3+,若加过量NaOH沉淀不溶解,则是Mg2+,溶解则是Al3+;
(6)加过量酸产生白色胶状沉淀者是SiO32-。
3.生成气体现象:
(1)与盐酸反应生成刺激性气味的气体,且此气体可使品红溶液褪色,该气体一般是SO2,原溶液中含有SO32-或HSO3-。
(2)与盐酸反应生成无色气体,且此气体可使澄清的石灰水变浑浊,此气体可能是CO2或SO2,原溶液中含有CO32—、HCO3—或SO32-、HSO3-。
(3)与碱溶液反应且加热时产生刺激性气味的气体,此气体可使湿润的红色石蕊试纸变蓝,此气体中氨气,原溶液中一定含有NH4+离子;
4.变色现象:
(1)Fe3+与SCN—:
(血)红色;苯酚溶液与FeCl3:
紫色。
(2)遇空气迅速由无色变为红棕色的气体必为NO;
(3)Fe2+与Cl2、Br2等氧化性物质反应
(4)酸碱性溶液与指示剂的变化;
(5)品红溶液与Cl2、SO2等漂白剂的作用;
(6)碘遇淀粉变蓝。
(7)卤素单质在水中和在有机溶剂中的颜色变化。
5.放热、吸热现象:
(1)强酸和强碱溶于水时一般放热,盐溶于水时一般吸热,NaCl溶于水时热量变化不大。
(2)氢氧化钡晶体与氯化铵晶体混合反应吸热、二氧化碳与碳的反应也是吸热;
(3)酸碱中和、金属与酸、物质与氧气的反应都是放热反应
6.与水能发生爆炸性反应的有F2、K、Cs等。
7.特征反应现象:
练习:
1.铝片与盐酸反应热,Ba(OH)2与NH4Cl反应热;
2.Na与H2O(放有酚酞)反应,熔化、于水面、转动、有气体放出;(熔、浮、游、嘶、红)
3.焰色反应:
Na色、K色(透过蓝色的钴玻璃)、Cu绿色、Ca砖红、Na+色、K+色。
4.Cu丝在Cl2中燃烧产生色的;5.H2在Cl2中燃烧是色的火焰;
6.Na在Cl2中燃烧产生大量的烟;7.P在Cl2中燃烧产生大量的白色;
8.SO2通入品红溶液先,加热后恢复;
9.NH3与HCl相遇产生大量的;10.铝箔在氧气中激烈燃烧产生刺眼的;
11.镁条在空气中燃烧产生刺眼,在CO2中燃烧生成色粉末(MgO),产生黑烟;
12.铁丝在Cl2中燃烧,产生色的烟;13.HF腐蚀玻璃:
4HF+SiO2=
14.Fe(OH)2在空气中被氧化:
由白色变为最后变为色;
15.在常温下:
Fe、Al在浓H2SO4和浓HNO3中;
16.向盛有苯酚溶液的试管中滴入FeCl3溶液,溶液呈色;苯酚遇空气呈色。
17.蛋白质遇浓HNO3变,被灼烧时有气味;
18.在空气中燃烧:
S——微弱的火焰H2——火焰H2S——淡蓝色火焰
CO——色火焰CH4——并呈蓝色的火焰S在O2中燃烧——明亮的火焰。
19.特征反应现象:
20.浅黄色固体:
S或Na2O2或AgBr
21.使品红溶液褪色的气体:
(加热后又恢复红色)、(加热后不恢复红色)
22.有色溶液:
(浅绿色)、(黄色)、(蓝色)、(紫色)
有色固体:
色(Cu、Cu2O、Fe2O3)、色[Fe(OH)3]色(CuO、FeO、FeS、CuS、Ag2S、PbS)色[Cu(OH)2]色(AgI、Ag3PO4)色[Fe(0H)2、CaCO3、BaSO4、AgCl、BaSO3]
有色气体:
(黄绿色)、(红棕色)
四、考试中经常用到的规律:
1.溶解性规律——见溶解性表;
2.常用酸、碱指示剂的变色范围:
指示剂
PH的变色范围
甲基橙
<3.1红色
3.1——4.4橙色
>4.4黄色
酚酞
<8.0无色
8.0——10.0浅红色
>10.0红色
石蕊
<5.1红色
5.1——8.0紫色
>8.0蓝色
3.在惰性电极上,各种离子的放电顺序:
阴极(夺电子的能力):
Au3+>Ag+>Hg2+>Cu2+>Pb2+>Fe2+>Zn2+>H+>Al3+>Mg2+>Na+>Ca2+>K+
阳极(失电子的能力):
>I->>Cl->OH->含氧酸根
注意:
若用金属作阳极,电解时极本身发生氧化还原反应(Pt、Au除外)
4.双水解离子方程式的书写:
(1)左边写出水解的离子,右边写出水解产物;
(2)配平:
在左边先配平电荷,再在右边配平其它原子;
(3)H、O不平则在那边加水。
例:
当Na2CO3与AlCl3溶液混和时:
3CO32-+2Al3++3H2O=2Al(OH)3↓+3CO2↑
5.写电解总反应方程式的方法:
(1)分析:
反应物、生成物是什么;
(2)配平。
例:
电解KCl溶液:
2KCl+2H2O==H2↑+Cl2↑+2KOH
6.将一个化学反应方程式分写成二个电极反应的方法:
(1)按电子得失写出二个半反应式;
(2)再考虑反应时的环境(酸性或碱性);
(3)使二边的原子数、电荷数相等。
例:
蓄电池内的反应为:
Pb+PbO2+2H2SO4=2PbSO4+2H2O试写出作为原电池(放电)时的电极反应。
写出二个半反应:
Pb–2e-→PbSO4PbO2+2e-→PbSO4
分析:
在酸性环境中,补满其它原子:
应为:
负极:
Pb+SO42--2e-=PbSO4
正极:
PbO2+4H++SO42-+2e-=PbSO4+2H2O
注意:
当是充电时则是电解,电极反应则为以上电极反应的倒转:
为:
阴极:
PbSO4+2e-=Pb+SO42-阳极:
PbSO4+2H2O-2e-=PbO2+4H++SO42-
7.在解计算题中常用到的恒等:
原子恒等、离子恒等、电子恒等、电荷恒等、电量恒等
用到的方法有:
质量守恒、差量法、归一法、极限法、关系法、十字交法和估算法。
(非氧化还原反应:
原子守恒、电荷平衡、物料平衡用得多,氧化还原反应:
电子守恒用得多)
8.电子层结构相同的离子,核电荷数越多,离子半径越 ;
9.晶体的熔点:
原子晶体>离子晶体>分子晶体中学学到的原子晶体有:
Si、SiC、SiO2=和金刚石。
原子晶体的熔点的比较是以原子半径为依据的:
金刚石>SiC>Si(因为原子半径:
Si>C>O).
10.分子晶体的熔、沸点:
组成和结构相似的物质,分子量越大熔、沸点越 。
11.胶体的带电:
一般说来,金属氢氧化物、金属氧化物的胶体粒子带 电,非金属氧化物、金属硫化物的胶体粒子带负电。
12.氧化性:
MnO4->Cl2>Br2>Fe3+>I2>S=4(+4价的S)例:
I2+SO2+H2O=H2SO4+2HI
13.含有Fe3+的溶液一般呈 性。
14.能形成氢键的物质:
H2O、NH3、HF、CH3CH2OH、甲醛、邻羟基苯甲醛可以形成分子 氢键、对羟基苯甲醛可以形成分子 氢键。
15.氨水(乙醇溶液一样)的密度 于1,浓度越大,密度越 ,硫酸的密度 于1,浓度越 ,密度越大,98%的浓硫酸的密度为:
g/cm3。
16.离子是否共存:
(1)是否有沉淀生成、气体放出;
(2)是否有 电解质生成;(3)是否发生氧化还原反应;(4)是否生成 离子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+等];(5)是否发生 水解。
17.地壳中:
含量最多的金属元素是— 含量最多的非金属元素是— HClO4(高氯酸)—是最 的酸。
18.熔点最低的金属是 (-38.9C。
),;熔点最高的是 (钨3410c);密度最 (常见)的是K;密度最 (常见)是Pt。
19.雨水的PH值小于 时就成为了酸雨。
20.有机酸酸性的强弱:
乙二酸>甲酸>苯甲酸>乙酸>碳酸>苯酚>HCO3-
21.有机鉴别时,注意用到水和溴水这二种物质。
例:
鉴别:
乙酸乙酯(不溶于水,浮)、溴苯(不溶于水, )、乙醛(与水互溶),则可用水。
22.取代反应包括:
卤代、硝化、磺化、卤代烃水解、酯的 、酯化反应等;
23. 相同的有机物,不论以何种比例混合,只要混和物总质量一定,完全燃烧生成的CO2、H2O及耗O2的量是不变的。
恒等于单一成分该质量时产生的CO2、H2O和耗O2量。
24.可使溴水褪色的物质如下,但褪色的原因各自不同:
烯、炔等不饱和烃( 褪色)、苯酚( 褪色)、乙醇、醛、甲酸、草酸、葡萄糖等(发生 褪色)、有机溶剂[CCl4、氯仿、溴苯、CS2(密度大于水),烃、苯、苯的同系物、酯(密度小于水)]发生了 而褪色。
25.能发生银镜反应的有:
醛、甲酸、甲酸盐、甲酰铵(HCNH2O)、葡萄溏、果糖、麦芽糖,均可发生银镜反应。
(也可同Cu(OH)2反应)计算时的关系式一般为:
1—CHO—— Ag
注意:
当银氨溶液足量时,甲醛的氧化特殊:
1HCHO—— Ag↓+H2CO3
反应式为:
HCHO+4[Ag(NH3)2]OH=(NH4)2CO3+4Ag↓+6NH3↑+2H2O
26.胶体的聚沉方法:
(1)加入电解质;
(2)加入电性相反的胶体;(3)加热。
常见的胶体:
液溶胶:
Fe(OH)3、AgI、牛奶、豆浆、粥等;气溶胶:
雾、云、烟等;固溶胶:
有色玻璃、烟水晶等。
27.污染大气气体:
SO2、CO、NO2、NO,其中 、NO2形成酸雨。
28.环境污染:
大气污染、水污染、土壤污染、食品污染、固体废弃物污染、噪声污染。
工业三废:
、废水、 。
29.在室温(20C。
)时溶解度在10克以上—— 溶;大于1克的——可溶;小于1克的——微溶;小于0.01克的——难溶。
30.人体含水约占人体质量的2/3。
地面淡水总量不到总水量的1%。
当今世界三大矿物燃料是:
、石油、 。
石油主要含 、 元素。
31.生铁的含C量在:
2%——4.3%钢的含C量在:
0.03%——2%。
粗盐:
是NaCl中含有MgCl2和CaCl2,因为MgCl2吸水,所以粗盐易 。
浓HNO3在空气中形成白 。
固体NaOH在空气中易 水形成溶液。
32.气体溶解度:
在一定的压强和温度下,1体积水里达到饱和状态时气体的体积。
五、无机反应中的特征反应
1.与碱反应产生气体
(1)
(2)铵盐:
(离子方程式:
)
2.与酸反应产生气体
(1)
各举化学方程式或离子方程式一例:
,,
,,
,,
,。
(2)
SO32-(HSO3-)+H+→SO2↑各举离子方程式一例:
,,
CO32-(HCO3-)+H+→CO2↑各举离子方程式一例:
,,
3.Na2S2O3与酸反应既产生沉淀又产生气体:
S2O32-+2H+=S↓+SO2↑+H2O
4.与水反应产生气体
(1)单质
(2)化合物
5.强烈双水解
6.既能酸反应,又能与碱反应
(1)单质:
Al
(2)化合物:
Al2O3、Al(OH)3、弱酸弱碱盐、弱酸的酸式盐、氨基酸。
7.与Na2O2反应
8.2FeCl3+H2S=2FeCl2+S↓+2HCl
9.电解
10.铝热反应:
Al+金属氧化物
金属+Al2O3
11.Al3+Al(OH)3AlO2-
12.归中反应:
2H2S+SO2=3S+2H2O
4NH3+6NO
4N2+6H2O
13.置换反应:
(1)金属→金属
(2)金属→非金属
(3)非金属→非金属
(4)非金属→金属
14.一些特殊的反应类型:
⑴化合物+单质化合物+化合物
如:
Cl2+H2O、H2S+O2、、NH3+O2、CH4+O2、Cl2+FeBr2
⑵化合物+化合物化合物+单质
NH3+NO、H2S+SO2、Na2O2+H2O、NaH+H2O、Na2O2+CO2、CO+H2O
⑶化合物+单质化合物
PCl3+Cl2、Na2SO3+O2、FeCl3+Fe、FeCl2+Cl2、CO+O2、Na2O+O2
15.三角转化:
16.受热分解产生2种或3种气体的反应:
(1)铵盐
(2)硝酸盐
17.特征网络:
(1)
①
②
③
④
(2)A—
A为弱酸的铵盐:
(NH4)2CO3或NH4HCO3;(NH4)2S或NH4HS;(NH4)2SO3或NH4HSO3
(3)无机框图中常用到催化剂的反应:
18.关于反应形式的联想:
(1)热分解反应:
典型的特征是一种物质加热(1变2或1变3)。
还有电解熔融的Al2O3来制备金属铝、电解熔融的NaCl来制备金属钠。
(2)两种物质的加热反应:
六、常见的重要氧化剂、还原剂
氧化剂
还原剂
活泼非金属单质:
X2、O2、S
活泼金属单质:
Na、Mg、Al、Zn、Fe
某些非金属单质:
C、H2、S
高价金属离子:
Fe3+、Sn4+
不活泼金属离子:
Cu2+、Ag
其它:
[Ag(NH3)2]+、新制Cu(OH)2
低价金属离子:
Fe2+、Sn2+
非金属的阴离子及其化合物:
S2-、H2S、I-、HI、NH3、Cl-、HCl、Br-、HBr
含氧化合物:
NO2、N2O5、MnO2、Na2O2、H2O2、HClO、HNO3、浓H2SO4、NaClO、Ca(ClO)2、KClO3、KMnO4、王水
低价含氧化合物:
CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、Na2S2O3、NaNO2、
H2C2O4、含-CHO的有机物:
醛、甲酸、甲酸盐、甲酸某酯、葡萄糖、麦芽糖等
既作氧化剂又作还原剂的有:
S、SO32-、HSO3-、H2SO3、SO2、NO2-、Fe2+及含-CHO的有机物。
七、反应条件对氧化-还原反应的影响
1.浓度:
可能导致反应能否进行或产物不同
8HNO3(稀)+3Cu==2NO↑+2Cu(NO3)2+4H2OS+6HNO3(浓)===H2SO4+6NO2↑+2H2O
4HNO3(浓)+Cu==2NO2↑+Cu(NO3)2+2H2O3S+4HNO3(稀)===3SO2+4NO↑+2H2O
2.温度:
可能导致反应能否进行或产物不同
冷、稀4
高温
Cl2+2NaOH=====NaCl+NaClO+H2O
3Cl2+6NaOH=====5NaCl+NaClO3+3H2O
3.溶液酸碱性.
2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O
5Cl-+ClO3-+6H+=3Cl2↑+3H2O
S2-、SO32-,Cl-、ClO3-在酸性条件下均反应而在碱性条件下共存
Fe2+与NO3-共存,但当酸化后即可反应.3Fe2++NO3-+4H+=3Fe3++NO↑+2H2O
一般含氧酸盐作氧化剂,在酸性条件下,氧化性比在中性及碱性环境中强.故酸性KMnO4溶液氧化性较强.
4.条件不同,生成物则不同
2P+3Cl2
2PCl3(Cl2不足);2P+5Cl2
2PCl5(Cl2充足)
2H2S+3O2
2H2O+2SO2(O2充足);2H2S+O2
2H2O+2S(O2不充足)
4Na+O2
2Na2O2Na+O2
Na2O2
Ca(OH)2+CO2
CaCO3↓+H2O;Ca(OH)2+2CO2(过量)==Ca(HCO3)2
C+O2
CO2(O2充足);2C+O2
2CO(O2不充足)
8HNO3(稀)+3Cu==2NO↑+2Cu(NO3)2+4H2O4HNO3(浓)+Cu==2NO2↑+Cu(NO3)2+2H2O
AlCl3+3NaOH==Al(OH)3↓+3NaCl;AlCl3+4NaOH(过量)==NaAlO2+2H2O
NaAlO2+4HCl(过量)==NaCl+2H2O+AlCl3NaAlO2+HCl+H2O==NaCl+Al(OH)3↓
Fe+6HNO3(热、浓)==Fe(NO3)3+3NO2↑+3H2OFe+HNO3(冷、浓)→(钝化)
Fe+6HNO3(热、浓)
Fe(NO3)3+3NO2↑+3H2O
Fe+4HNO3(热、浓)
Fe(NO3)2+2NO2↑+2H2O
Fe+4HNO3(稀)
Fe(NO3)3+NO↑+2H2O
3Fe+8HNO3(稀)
3Fe(NO3)3+2NO↑+4H2O
浓H2SO4
170℃
C2H5OH
CH2=CH2↑+H2O
浓H2SO4
140℃
C2H5-OH+HO-C2H5
C2H5-O-C2H5+H2O
+Cl2
+HCl
+3Cl2
(六氯环已烷)
C2H5Cl+NaOH
C2H5OH+NaCl C2H5Cl+NaOH
CH2=CH2↑+NaCl+H2O
6FeBr2+3Cl2(不足)==4FeBr3+2FeCl32FeBr2+3Cl2(过量)==2Br2+2FeCl3
八、离子共存问题
离子在溶液中能否大量共存,涉及到离子的性质及溶液酸碱性等综合知识。
凡能使溶液中因反应发生使有关离子浓度显著改变的均不能大量共存。
1.由于发生复分解反应,离子不能大量共存。
(1)有气体产生。
如CO32-、SO32-、S2-、HCO3-、HSO3-、HS-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。
(2)有沉淀生成。
如Ba2+、Ca2+、Mg2+、Ag+等不能与SO42-、CO32-等大量共存;Mg2+、Fe2+、Ag+、Al3+、Zn2+、Cu2+、Fe3+等不能与OH-大量共存;Pb2+与Cl-,Fe2+与S2-、Ca2+与PO43-、Ag+与I-不能大量共存。
(3)有弱电解质生成。
如OH-、CH3COO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、F-、ClO-、AlO2-、SiO32-、CN-、C17H35COO-等与H+不能大量共存;一些酸式弱酸根如HCO3-、HPO42-、HS-、H2PO4-、HSO3-不能与OH-大量共存;NH4+与OH-不能大量共存。
(4)一些容易发生水解的离子,在溶液中的存在是有条件的。
如AlO2-、S2-、CO32-、C6H5O-等必须在碱性条件下才能在溶液中存在;如Fe3+、Al3+等必须在酸性条件下才能在溶液中存在。
这两类离子不能同时存在在同一溶液中,即离子间能发生“双水解”反应。
如3AlO2-+3Al3++6H2O=4Al(OH)3↓等。
2.由于发生氧化还原反应,离子不能大量共存。
(1)具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。
如S2-、HS-、SO32-、I-和Fe3+不能大量共存。
(2)在酸性或碱性的介质中由于发生氧化还原反应而不能大量共存。
如MnO4-、Cr2O7-、NO3-、ClO-与S2-、HS-、SO32-、HSO3-、I-、Fe2+等不能大量共存;SO32-和S2-在碱性条件下可以共存,但在酸性条件下则由于发生2S2-+SO32-+6H+=3S↓+3H2O反应不能共在。
H+与S2O32-不能大量共存。
3.能水解的阳离子跟能水解的阴离子在水溶液中不能大量共存(双水解)。
例:
Al3+和HCO3-、CO32-、HS-、
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