高三化学第一轮复习总结资料(知识归纳)文档格式.doc
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溶液:
NaCl溶液等(d<10-9m)
胶体:
粒子胶体:
AgI胶体、Fe(OH)3胶体
分子胶体:
蛋白质、淀粉
(10-9m<d<10-7m)
浊液
悬浊液:
石灰水
乳浊液:
敌敌畏乳液
(d>10-9m)
化合物
非金属氢化物(常态的气态氢化物)
氧化物
酸
碱
盐
不成盐氧化物:
CO、NO等
成盐氧化物
酸性氧化物:
CO2、SiO2等
碱性氧化物:
Na2O、CaO等
两性氧化物:
Al2O3等
过氧化物:
Na2O2等
超氧化物:
KO2等
臭氧化物:
RbO3等
2、物质的组成
微观(粒子)
宏观(成份)
分子——分子是保持物质化学性质的一种粒子
原子——是化学变化中的最小粒子
离子——带有电荷的原子(或原子团)
——原子团各原子以共价键相结合,不易分开
元素——具有相同核电荷数(即质子数)的同一类原子的总称
同位素——具有相同质子数和不同中子数的不同原子的互称
同素异形体——同种元素组成的不同种单质
同分异构体——同分子式、同化学组成、不同结构的有机物
同系物——结构相似、组成上相差一个或若干个“—CH2”原子团的物质的互称。
金属与非金属的比较(偏旁部首分)
状态
光泽
导电、导热性
延展性
固
有光泽
良好
固、液、气
无
不具有
质脆、易碎(不绝对)
3、物质的变化
物理变化:
化学变化(反应):
本质——旧化学键破坏,新的化学键形成
化合、分解、置换、复分解反应
基本反应类型:
氧化还原反应、非氧化还原反应
放热反应、吸热反应
4、酸、碱、盐的概念及分类
⑴酸:
在溶液中电离时阳离子全部是H+的化合物
含氧酸:
H2SO4、HNO3等
无氧酸:
HCl、HBr等
强酸:
(完全电离)H2SO4、HNO3、HCl、HBr等
中强酸:
(部分电离)H2SO3、H3PO4等
弱酸:
(部分电离)HF、H2CO3、H2S等
都是弱酸
常见弱酸酸性顺序:
H2SO3>H3PO4>HF>CH3COOH>H2CO3>H2S>HClO>H2SiO3
氧化性酸:
浓H2SO4、浓(稀)HNO3、HClO
非氧化性酸:
稀H2SO4、盐酸、H3PO4
一元酸:
HCl、HNO3、CH3COOH
二元酸:
H2SO4、HOOC—COOH(乙二酸,又称草酸)
多元酸:
H3PO4
§
酸的特殊性质
难挥发性酸:
H2SO4、H3PO4
易挥发性酸:
HCl、HNO3、H2S
易分解的酸:
HClO、H2SO3、H2CO3、HNO3
还原性酸:
H2S、浓HCl、HBr、HI、H2SO3
下列弱酸不能使指示剂变色
、H2SiO3、高级脂肪酸、HClO(漂白)
酸的通性(以CH3COOH为例)
a、遇石蕊试液变红
b、Cu(OH)2+2CH3COOH=(CH3COO)2Cu+2H2O
c、CuO+2CH3COOH=(CH3COO)2Cu+H2O
d、Zn+2CH3COOH=(CH3COO)2Zn+H2↑
e、NaHCO3+CH3COOH=CH3COONa+H2O+CO2↑
☆硝酸例外,不论是稀硝酸还是浓硝酸,金属是否活泼,硝酸与金属一般不放出氢气。
可溶性碱:
NaOH、KOH、Ba(OH)2、NH3·
H2O
难溶性碱:
Cu(OH)2、Fe(OH)3
强碱:
NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2
弱碱:
NH3·
H2O、Fe(OH)2
两性氢氧化物:
Al(OH)3、Zn(OH)2
一元碱:
NaOH
二元碱:
Ca(OH)2
三元碱:
Fe(OH)3
⑵碱——在溶液中电离时,阴离子全部是OH—的化合物
碱的通性:
a、遇石蕊变蓝,遇酚酞变红
b、与酸性氧化物反应:
SO2+Ca(OH)2=CaSO3↓+H2O
SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O
c、Ca(OH)2+2HCl=CaCl2+2H2O
d、Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaOH
⑶盐:
由金属离子(或NH)和酸根离子构成的化合物
正盐:
Na2CO3、Na3PO4、Ca3(PO4)2
酸式盐:
NaHSO3、NaH2PO4、Na2HPO4
碱式盐:
Cu2(OH)2CO3
复盐:
KAl(SO4)3·
12H2O、KCl·
MgCl2·
6H2O
络盐:
Na3AlF6、[Fe(SCN)]Cl2
盐的通性:
a、BaCO3+2H+=Ba2++H2O+SO2↑
b、MgCl2+2NH3·
H2O=Mg(OH2↓+2NH
Cu2++SO+Ba2++2OH-=Cu(OH)2↓+BaSO4↓
c、CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2
d、Zn+CuSO4=Cu+ZnSO4
盐的特性:
盐的水解
5、常见的既能与酸又能与碱反应的物质
⑴金属:
Al、Zn
⑵非金属:
Si(Si+3HClSiHCl3+H2↑)
S(3S+6NaOH2Na2S+Na2SO3+3H2O)
⑶两性氧化物:
Al2O3、ZnO
⑷两性氢氧化物:
⑸弱酸的铵盐:
(NH4)2S、(NH4)2SO3、CH3COONH4
⑹弱酸的酸式盐:
NaHCO3、NaHS、K2HPO4
⑺还原性酸:
H2S、HI
⑻强氧化性酸:
浓H2SO4、HNO3
⑼个别的酸性氧化物:
SiO2(SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O)
⑽一些盐类物质:
Na2CO3、CuSO4、AgNO3
⑾某些有机物:
、、
二、化学用语
a、表示一种元素
b、表示这种元素的一个原子
c、表示这种元素的相对原子质量
离子符号:
Na+、Ca2+、SO、ClO-
价标符号:
3、化合价的含义、规律、应用
定义:
一种元素一定数目的原子跟一定数目其他元素的原子化合的性质。
——化合价是元素的一种重要的性质。
跟元素的原子结构有着非常密切的、直接的关系。
——在化合物里,正负化合价的代数和为零。
[单质分子里元素的化合价(规定)为零]
——对于二价元素与奇数价或偶数价元素化合时,化学式是不同的。
n为奇数价,化学式为M2(SO4)n;
若为偶数,其为M(SO4)
4、电子式
H
①原子的电子式:
②离子的电子式:
H+、Na+、Mg2+、
③区分共价化合物与离子化合物→重点与难点
※活泼金属与活泼非金属化合时,形成离子键,生成离子化合物。
如:
※同种或不同种非金属元素化合时,它们的原子之间形成共价键,生成共价单质或共价化合物。
如
※金属和非金属组成的化合物也有可能是共价化合物。
如AlCl3、FeCl3
④表示形成过程:
5、原子(离子)结构示意图(或称原子、离子结构简图)
6、分子式、结构式、结构简式
化学式——表示其物质组成的式子
化学式
结构式
结构简式
最简式
氢氧化钠
水
H-O—H
双氧水
H2O2
H-O-O-H
HO
乙烯
C2H4
CH2=CH2
CH2
乙炔
C2H2
CH
苯
C6H6
7、中学阶段常用的方程式
※质量守恒定律:
在化学反应中,参加反应的各物质的质量总和,等于反应后生成的各物质的质量总和。
理解:
①原子个数守恒②化合价升降总数守恒③电荷守恒
对这一定律的理解是进行化学计算的重要依据。
也是常用的解题方法。
运用守恒法解题可以简化解题步骤,快速解题。
⑴化学方程式:
(依据客观事实,遵循质量守恒定律,注明反应条件及生成物为气体“↑”、沉淀“↓”等)
⑵热化学方程式:
2H2(g)+O2(g)=2H2O(g);
△H=-483.6kJ/mol
⑶离子方程式:
理解离子方程式的意义(不一定反映本质)
复习其书写方法(步骤)
拆→强酸、强碱、可溶性盐
⑷电离方程式:
分清强、弱电解质
NaCl=Na++Cl-BaSO4=Ba2++SO
H3PO4H++H2PO
⑸电极反应方程式:
a、分清类型(首先弄清是原电池,还是电解池)
b、分清极称(搞清氧化——还原情况)
三、化学中常用计量
1、相对原子质量的涵义及相关的说法
①定义:
以12C原子的质量的作为标准。
其他原子的质量跟它相比较所得的数值。
②相对原子质量、相对分子质量
2、物质的量:
——国际单位制的基本物理量
——衍生概念
①阿佛加德罗常数:
12g12C中所含的碳原子数。
NA为近似值,为6.02×
1023mol-1
②阿佛加德罗定律:
同温同压下,同体积的任何气体都含有相同数目的分子。
推论:
===
③物质的量计算:
n=n=n=n=C·
V(溶液)
④物质的量浓度、溶质质量分数、溶解度之间的关系:
(以1升溶液做为基准)
a%=×
100%(a<s)
100%C=
3、化学反应与能量
⑴掌握化学反应的四种基本定型:
化合、分解、置换、复分解
⑵理解氧化还原反应。
了解氧化剂和还原剂等概念。
掌握重要氧化剂、还原剂之间的常见反应。
能判断氧化还原反应中电子转移的方向和数目,并能配平反应方程式
⑶了解化学反应中的能量变化、吸热反应、放热反应、反应热、燃烧热和中和热等概念。
⑷氧化性、还原性强弱判断方法
a、根据反应条件来判断
b、根据反应的剧烈程度来判断
c、根据氧化还原反应的传递关系来判断(最可靠)
d、根据化合价及还原产物(最不可靠)
4、金属活动性顺序在化学反应中的应用
※金属的化学性质与金属活动性的关系(附表见后)
⑴金属与酸反应:
KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu
a、氢以前的金属能置换非氧化性酸中的氢:
2Al+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2↑
b、氢以后的金属不能跟非氧化酸反应。
只能与强氧化性酸反应:
3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
c、氢以前的金属与氧化性酸反应的产物与金属活泼性、酸的浓度、温度等多种因素有关。
d、Fe、Al在冷、浓H2SO4、HNO3中钝化。
⑵金属与盐溶液反应
a、除活泼金属(K、Ca、Na、Ba等),Na+CuSO4+H2O→
b、后面的金属可与前面金属发生非置换反应:
2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2
c、其他情况:
3Zn+2FeCl3+6H2O=2Fe(OH)3↓+3ZnCl2+3H2↑
⑶金属与水反应
a、K、Ca、Na遇冷水迅速放出H2(有O2存在,K发火)
b、Mg在冷水中缓慢,在沸水中快
Al在冷水中不反应,在沸水反应微弱
c、Zn、Fe、Sn、Pb能在红热条件下与水蒸气反应,产生H2
3Fe+4H2O、Fe3O4+4H2
e、氢以后金属不与H2O反应
f、
金属活动顺序
K、Ca、Na
Mg、Al、Zn
Fe、Sn、Pb
Cu、Hg、Ag
Pt、Au
与氢反应
常温下易被氧化
常温能被氧化
常温干燥空气中不被氧化
加热被氧化
不能被氧化
与水反应
常温能置换水中的氢
加热与水蒸气反应能置换水中的氢
不能置换水中的氢
与稀酸反应
能置换稀酸中的H+
与HNO3、浓H2SO4反应
与王水反应
与盐反应
前面的金属能把位于后面的金属从盐溶液中置换出来
存在状态
仅呈化合态
化合态、游离态
游离态
溶、强热时分解
不溶、加热分解、由难到易
碳酸盐
硝酸盐
溶,加热分解,由难到易
冶炼方法
电解熔化物
还原剂法
加热法
物理富集
失电子能力
强→弱
得最子能力(离子)
弱→强
⑷判断原电池的电极和电极反应式
相对活泼的金属作负术、失电子,发生氧化反应
⑸判断电解时阳离子放电顺序
——与金属活泼性顺序相反
Ag+>Fe3+>Hg2+>Cu2+>H+>Pb2+>Sn2+>Fe2+>Zn2+>(H+)>Al3+>Mg2+>Na+
⑹硝酸盐热分解
KCaNaMgAlZnFeSnPbCuHgAg
MNO2+O2MO+NO2+O2M+NO2+O2
⑺判断金属原子还原性和金属离子氧化性强弱
原理同⑸⑹金属原子还原性KAu
金属离子氧化性K+Ag+
⑻金属冶炼方法
a、K→Al:
熔融电解(KCl+NaNaCl+K)
b、Zn→Cu:
用还原剂C、CO、H2或溶液电解
c、Hg→Ag:
加热等
d、Pt、Au:
物理方法
⑼不溶性碱热稳定性
金属越活泼,其氢氧化物越不易分解
a、Mg→Cu:
酒精灯加热
b、Ag、Hg:
常温下分解
⑽判断可溶性碱的强弱
金属越活泼(金属性越强),其氢氧化物碱性就越强
⑾判断单质能否与O2反应及其产物
K→Na:
常温下易被氧化4Li+O2=2Li2O
Mg→Fe:
常温下可氧化,加热时易被氧化
Sn→Ag:
高温下能被氧化
Pt、Au:
⑿金属元素在自然界中的存在状态
K→Pb:
化合态
Cu、Hg、Ag化合态和游离态
⒀判断金属硫化物的颜色
K2S→ZnS:
白色或无色
FeS、PbS、CuS、Cu2S、HgS、Ag2S黑色
⒁金属氧化物的水化
K→Mg:
能与水作用
Al→Ag:
不作用
四、溶液
a、了解溶液的涵义
b、了解溶液的组成,理解溶液中溶质的质量分数的概念
c、了解饱和溶液、不饱和溶液的概念。
了解溶液度的概念。
了解温度对溶解度的影响及溶解度曲线
d、了解胶体的概念及重要性质的应用
e、初步了解结晶、结晶水、结晶不合物、风华、潮解的概念
2、四种分散系的比较
溶液、胶体、悬浊液、乳浊液
△比组成、分散质微粒状态及大小,主要特征及实例来认识和比较
△胶体的制取、分离、凝聚方法和性质
溶液中中分子或离子和胶体的胶粒分离
胶体
Fe(OH)3胶体、H2SiO3胶体、AgI胶体
加入少量电解质溶液、加热、加相反电荷胶体
丁达尔现象、布朗运动、电泳、胶体的稳定性
3、溶液的组成及形成过程
a、溶液的组成:
溶质和溶剂
——质量为真、体积为假(质量、密度)
b、溶液的形成过程(物理——化学过程)
A、物理过程B、化学过程
c、固体溶解性和溶解度的划分(20℃)
①易溶:
S>10g②可溶:
1g<S<10g
③微溶:
0.01g<S<1g④难溶:
S<0.01克
d、重要物质溶于水时的吸热、放热问题
吸热:
绝大多数硝酸盐、铵盐、KNO3、NH4NO3
溶于水
放热:
NaOH、熟石灰、浓H2SO4
热量变化不大:
NaCl、蔗糖
4、温度对溶解度的影响及溶解度曲线
a、固体的溶解度,一般随温度升高而增大
b、受温度变化影响较大:
KNO3、CuSO4
c、受温度变化较小:
NaCl
d、随温度升高反而减小:
气体溶解度:
在一定温度下(0℃),该气体(1个大气压)在1体积溶剂(水)中所溶解的最多体积数(L)。
△气体溶解度随温度升高而减小,随压强增大而增大
△溶解度曲线:
正确理解溶解度曲线图中点、线、面的含义
三点规律:
①同一物质在不同温度时的溶解度;
②不同物质在同一温度时的溶解度;
③物质的溶解度受温度变化影响的大小。
五、金属概论
1、金属在周期表中的位置和原子结构
易失去电子形成阳离子,具有还原性(只显正价)
结构特点
最外层电子数目少
电子层数较多,原子半径较大
2、金属的性质
解释
a、物理性质:
金属晶体→共性
→个性
b、化学性质:
金属活动性顺序的运用(见前)
——金属性的定义及其表现
3、金属冶炼
a、电解法:
Na、Mg、Al等2Al2O34Al+3O2↑
b、还原法:
Zn、Fe、Sn、Pb、Cu等(用C、CO、H2、Al还原)
如:
WO3+3H2W+3H2O2CuO+C2Cu+CO2↑
TiCl4+4NaTi+4NaCl
c、加热法:
Ag、HgHgS+O2Hg+SO2↑
4、金属的锈蚀及防护
a、锈蚀:
①化学腐蚀——直接发生氧化还原反应
②电化腐蚀——发生(电化学)原电池反应
b、防护:
——消除电化腐蚀发生的条件
4、金属知识规律总结
㈠金属元素在周期表中的位置和原子结构
金属元素分布在元素周期表的左下方,大部分金属元素原子的最外层电子数少于四个电子,金属元素原子半径比同周期的非金属原子半径大,故金属原子易失去电子。
㈡金属与酸反应的规律
(1)定性规律:
按金属活动性顺序表可分为几种情况:
①K→Pb和弱氧化性酸(如盐酸、稀硫酸等)发生置换反应。
②K→Pb和强氧化性酸(如硝酸、浓硫酸等)发生氧化还原反应,不能生成H2。
③Al、Fe遇浓硝酸、浓硫酸,在常温下发生钝化。
④Cu→Ag和强氧化性酸发生氧化还原反应。
⑤Pt→Au和强氧化性混酸(王水)发生氧化还原反应。
(2)定量规律
①金属与酸反应失去电子的物质的量=产生氢原子的物质的量
②当参加反应的金属产生氢气的质量差相等时,则反应后的溶液质量增加相等。
③相同物质的量的金属与足量的酸反应产生氢气的量之比等于反应后对应金属呈现的化合价之比。
④相同质量的金属与足量的酸反应产生氢气的量之比等于其金属失去1mol电子时质量的倒数比。
⑤若产生相同量的氢气,所需金属的物质的量之比等于反应后对应金属呈现的化合价的倒数比。
⑥若产生相同量的氢气,所需金属的质量比等于失去1mol电子时金属的质量比。
㈢判断金属活动性的规律
①金属与水或酸反应越剧烈,该金属越活泼。
②金属所对应的氢氧化物的碱性越强,该金属越活泼。
③一种金属能从另一种金属盐的溶液中将其置换出来,则该金属活泼性比另一金属强。
④两金属能够构成原电池时,做负极的金属比做正极的金属活泼。
⑤在电解过程中,一般地先得电子的金属阳离子对应的金属单质的活泼性比后得电子的金属阳离子对应的金属单质的活泼性差。
㈣金属之最
(1)在生活、生产中使用最广泛的金属是铁,但一般不使用纯铁,而使用铁的合金。
如熟铁(含碳在0.03%以下的铁碳合金)、生铁(含碳在2%以上的铁碳含金)、钢(含碳在0.03%~2%铁碳合金)。
(2)地壳中含量最多的金属元素是铝。
(3)最活泼的金属元素是铯。
(4)最硬的金属单质是铬。
(5)熔点最高的金属单质是钨。
(6)熔点最低的金属单质是汞。
(7)密度最大的金属单质是锇(OS)。
(8)延性最好的金属单质是铂,展性最好的金属单质是金。
(9)金属中的杀菌冠军是银,每升水中只要有一千亿分之二克的Ag+,就能消灭细菌。
(10)最稳定的金属单质是金。
【思维技巧点拨】
例1下列叙述中,可以肯定是一种主族金属元素的是()
A.原子最外层有3个电子的一种金属
B.熔点低于100℃的一种金属
C.次外电子层上有8个电子的一种金属
D.除最外层,原子的其他电子层电子数目均达饱和的一种金属
解析过渡元素最外层电子数一般都是1~2个,次外层电子数一般都超过8个,且次外层可能是饱和的电子层结构,也可能是不饱和的电子层结构。
熔点低于100℃的金属不一定是主族,如副族元素汞常温下的单质就为液态。
故A、C为正确选项。
例2金矿和银矿中金银的含量往往较低,工业上提炼金是采用氰化法提炼。
这个方法的原理是:
用稀的氰化钠溶液处理粉碎了的金矿石,通空气,使金矿石中的金粒溶解,生成能溶于水的络合物Na[Au(CN)2],其反应方程式为:
4Au+8NaCN+2H2O+O24Na[Au(CN)2]+4NaOH
Na[Au(CN)2]在水溶液中电离为Na+和[Au(CN)2]-。
电离方程式为:
Na[Au(CN)2]Na++[Au(CN)2]-,然后再用锌从溶液中把金置换出来,锌转化为Na2[Zn(CN)4]。
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