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高三化学考前速记必备 化学反应及能量变化一、化学反应中的能量变化（1） 化学反应中的能量变化 概念：在化学反应过程中放出或吸收的热量反应热 符号：用H0表示放热，H0表示吸热 单位：一般采用kJ/mol定义：表明反应所能放出或吸收的热量的化学方程式化学反应中的能量变 化意义：不仅表明了化学反应中的物质变化，也表明了化学反应中的能量变化热化学方程式要注明反应物和生成物的聚集状态要求明反应温度和压强（若为同素异形体，要注明名称）不特别注明则表示在101 kPa和25热化学方程式中的化学计量数不表示分子个数，而是表示物质的量，可以是整数，也可以是分数。热化学方程式中H的“”与“”一定要注明书写：反应热与键能关系H生成物总键能反应物总键能 （2）燃烧热与中和热燃烧热：在101kPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量中和热：在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应生成1molH2O时的反应热 二、氧化还原反应1、中学常见的氧化剂和还原剂1）氧化剂： 非金属性较强的单质：F2、Cl2、Br2、O2、O3；变价元素中高价态化合物：KClO3、KMnO4、Fe3盐、K2Cr2O7、浓H2SO4、浓HNO3、稀HNO3；能电离出H的物质：稀H2SO4、稀HCl；其他：HClO、漂白剂Ca(ClO)2、MnO2、Na2O2、NO2、H2O2、银氨溶液、新制Cu(OH)2。2）还原剂：金属性较强的单质：K、Na、Mg、Al、Fe、Zn；某些非金属单位：H2、C、Si等；变价元素中某些低价态化合物：CO、H2S及硫化物、Fe2盐、Fe(OH)2、HBr、HI及其盐、SO2及亚硫酸盐；其他：单质S、Sn2盐、浓HCl、NH3。2、氧化性、还原性的强弱判断方法1）根据化学方程式判断氧化剂（氧化性）还原剂（还原剂）=还原产物氧化产物 氧化性：氧化剂氧化产物 还原性：还原剂还原产物2）根据物质活动性顺序比较金属活动性顺序（常见元素） KCaNaFeCuHg Ag 原子还原性逐渐减弱，对应阳离子氧化性逐渐增强非金属活动性顺序（常见元素） FClBrIS 原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强3）根据反应条件判断：当不同的氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件的难、易来进行判断。4）依据元素周期律和元素周期表进行判断a. 单质与水或非氧化性酸反应越易，金属还原性越强。b. 金属所对应的碱碱性越强，金属还原性越强。c. 非金属气态氢化物越稳定，非金属氧化性越强。d. 非金属对应最高价含氧酸酸性越强，非金属氧化性越强。例如，酸性：HClO4H2SO4H3PO4H2CO3，可判断氧化性：ClSPC。5）根据原电池的电极反应比较两种不同的金属构成原电池的两极，一般情况下，还原性：负极正极。 6）根据物质的浓度大小比较具有氧化性（或还原性）的物质的浓度越大，其氧化性（或还原性）越强，反之，其氧化性（或还原性）越弱。如：氧化性：HNO3（浓）HNO3（稀）3、氧化还原反应方程式的配平1） 原则：质量守恒：反应前后各元素的原子个数相等。电子得失守恒：得到电子总数与失去电子总数相等，表现为化合价升降总数相等。2） 关键：准确判断变价元素化合价升降数值，求出其最小公倍数，进行配平。三、离子反应1、离子反应：凡有离子参加或生成的反应都是离子反应。本质是反应物的某些离子浓度的减小。2、离子反应发生的条件生成难溶的物质生成难电离的物质生成挥发性的物质发生氧化还原反应3、离子方程式（1）定义：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子。（2）意义：不仅表示某个具体反应，也表示同一类反应。（3）书写原则依据客观事实；遵循质量守恒定律；遵循电荷守恒原理；遵循电子得失守恒原理；（4）书写注意事项没有自由移动的离子参加的反应则不能写离子方程式。如NH4Cl固体与Ca(OH)2固体混合加热；不能拆成离子的有：a. 单质、氧化物；b. 弱酸（如HClO、H2S、CH3COOH、H2CO3、H2SO3、HF等）、弱碱（如NH3H2O等）、难电离的物质（H2O、大多数有机物、极少数盐如(CH3COO)2Pb等）。c. 难溶于水的物质（溶解性口诀）； 钾钠硝铵溶水快，硫酸不溶钡银钙，氯化物不溶银，其他盐类水下沉；碱溶钾钠钡钙氨。d. 多元弱酸的酸式阴离子（如HCO3-、HSO3-、HS-等）；生成物中有微溶物，写分子式；反应物中有微溶物，如是溶液应写成离子，如是浊液或固体，则写成化学式。（5）离子共存的常见规律 下列情况离子不能大量共存：发生双水解反应（如：Al3+与S2、HCO3、 AlO2；Fe3+与CO32、AlO2等）；发生氧化还原反应（如：Fe3与S2、I；NO3(H+)、MnO4与Fe2、S2、I等）；发生络合反应（如：Fe3与SCN、Ag与NH3H2O等）；发生复分解反应 碱 金 属一、碱金属的原子结构外层电子数相同都是一个电子，次外层电子数相同为8电子（Li除外）。二、碱金属单质的物理性质1、相似性：软可切，银白色（铯略带金色光泽）光泽、密度小、熔沸点较低，良好的导电导热性。 2、递变规律：熔点、沸点逐渐降低，密度呈增大趋势（但钠的密度比钾大）三、碱金属的化学性质：跟卤素、氧气、硫等非金属直接化合，呈强还原性。都与水反应燃烧燃烧1、跟非金属反应氧气：4Li+O2 2Li2O 2Na+O2 Na2O2 K、Rb、Cs与氧气反应，都生成比过氧化物更复杂的氧化物2、跟水的反应2R+2H2O 2ROH+H2反应的现象各不相同。钠与水反应时熔化；钾与水反应熔化，产生的H2燃烧，并发出轻微爆炸。四、焰色反应某些金属或它们的化合物在灼烧时使火焰呈特殊的颜色。这在化学上叫做焰色反应。钾、钠焰色反应颜色：钾紫色（透过蓝色钴玻璃） 钠黄色五、钠的化学性质燃烧 1、与非金属反应。与氧气反应：常温 4Na+O22Na2O（表面变暗） 在空气和氧气中燃烧 2Na+O2 Na2O2 （生成淡黄色固体，有黄色火焰）与硫反应： 2Na+S Na2S（两固体混合研磨发生爆炸） 2、与水反应： 2Na+2H2O = 2NaOH+H2 实验现象：浮（钠的密度小于水的密度）；熔（反应放热，钠的熔点低97.81）；游：迅速游动（产生氢气的推动）；红：滴入酚酞溶液变红（生成NaOH）。 钠的保存：常温下钠易与空气中的氧气和水反应，所以钠应该保存在煤油中。 六、过氧化钠：1、物理性质：Na2O2是淡黄色固体，离子化合物，由Na+与O22构成，Na+与O22个数比为2:1。过氧原子团（O22）中氧的化合价为1价，处于0价与2价之间，因此Na2O2既有氧化性又有还原性，以氧化性为主。Na2O2不属于碱性氧化物。2、化学性质：过氧化钠能与CO2和水反应 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O23、主要用途：强氧化剂、漂白剂、供氧剂七、 碳酸钠和碳酸氢钠 化学式(俗名) Na2CO3（纯碱） NaHCO3（小苏打）溶解性 易溶于水 溶于水与HCl反应 Na2CO3 +2HCl=2NaCl+ CO2+H2O NaHCO3+HCl= NaCl+ CO2+H2O与NaOH反应 不反应 NaHCO3+NaOH= Na2CO3+H2O加热分解 不分解 2 NaHCO3= Na2CO3 +CO2+H2O物质的量一、有关概念1.物质的量：表示物质所含微粒数目多少的物理量 符号： 单位：mol2.摩尔：摩尔是物质的量的单位，每1mol物质含有阿伏加德罗常数个结构微粒。符号：mol3.阿伏加德罗常数 实验测定12g12C中碳原子的个数 符号：NA 单位：/mol4.摩尔质量：单位物质的量的物质的质量 符号： 单位：gmol-15.气体摩尔体积：单位物质的量的气体的体积 符号： 单位：Lmol-1（1）标准状况下的气体摩尔体积 标准状况：0、1atm即1.01105Pa标准状况下的气体摩尔体积：约22.4Lmol-1（2）影响物质体积大小的因素： 构成物质的微粒的大小（物质的本性）结构微粒之间距离的大小（温度与压强来共同决定）结构微粒的多少（物质的量的大小）6.物质的量浓度：用单位体积的溶液中溶解溶质的物质的量的多少来表示溶液的浓度符号： 单位：molL-1二、有关计算关系1. m、n、N之间的计算关系：=2.V、n、N之间的计算关系：=使用范围：适用于所有的气体，无论是纯净气体还是混合气体当气体摩尔体积用22.4Lmol-1时必须是标准状况3.c、m、V、N之间的计算关系：4.c、%、之间的计算关系：5. 密度与相对密度：（1）密度计算表达式 ，标准状况下气体（2）相对密度计算表达式：三、有关规律1.阿伏加德罗定律及其推论阿伏加德罗定律： 同温同压下，相同体积的任何气体都具有相同的分子数。气态方程：卤族元素1、卤素原子结构与物理性质：最外层电子数都是7个，易得1个电子、显1价，除氟外卤族元素正化合价有+7、+5、+3、+1价，单质都是双原子分子单质的颜色由浅到深（F2淡黄绿色 Cl2黄绿色 Br2深红棕色 I2紫黑色），熔点、沸点由低到高（溴挥发，保存应水封；碘升华，与淀粉变蓝；），密度由小到大，水熔性由易到难（Cl2的溶解度12；溴水橙色；I2难溶于水，但加KI，因生成KI3溶解度增大）；Br2、I2易溶于CCl4等有机溶剂，不能用酒精萃取溴水、碘水中的Br2、I2，因为酒精与水互溶2、卤化氢的性质比较 （1）相似性 均为无色有刺激性气味的气体；均易溶于水，能形成“喷泉”，溶于水形成氢卤酸；氢卤酸易挥发，在空气中形成“白雾”；氢卤酸均有酸性，氧化性和还原性（HF不具有还原性）。 （2）递变性 从HF到HI，稳定性依次减弱，还原性依次增强，溶液的酸性依次增强。 （3）特征 HF有剧毒；氢氟酸为弱酸，氢氟酸能腐蚀玻璃。 4HF+SiO2 SiF4+2H2O利用此性质氢氟酸可用于雕刻玻璃。因而盛装氢氟酸的试剂瓶一般用塑料瓶盛装，制取HF气体必须用铅皿。 氢碘酸具有强的还原性。在常温下易被空气中氧气所氧化4HI+O2 =2I2+2H2O，HI与Fe(OH)3反应时，既发生中和反应，同时发生氧化还原反应： 6HI+2Fe(OH)3=2FeI2+6H2O+I2卤化银中除AgF溶于水外，其余卤化银均不溶于水和稀硝酸（AgCl白色沉淀，AgBr浅黄色沉淀，AgI黄色沉淀，）。卤化银都具有感光性。常用于作感光材料，AgI于人工降雨。F2与水剧烈反应：2F2+2H2O=4HF+ O2点燃3.卤素的重要化学性质点燃 Cu+Cl2 CuCl2 现象：剧烈燃烧，棕黄色烟，溶于水得蓝绿色（稀）或绿色（浓）溶液。点燃关照 2Fe+3Cl2 2FeCl3 通常情况下，干燥的氯气不与铁反应，所以用钢瓶贮运液氯 。 H2+Cl2 2HCl 现象：安静燃烧（光照爆炸），产生苍白色火焰，瓶口形成白雾 Cl2+H2O=H+Cl-+HClO （氯水成分：三分子四离子）自来水消毒杀菌 潮湿的氯气才有漂白性 HClO酸性比碳酸还弱 2NaOH + Cl2 = NaCl+NaClO+H2O（稀碱溶液用于实验室吸收多余氯气） 2Ca(OH)2 + 2Cl2 = CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O （用来制漂白粉）注意： 漂白粉和漂粉精为CaCl2和Ca(ClO)2等物质的混合物，有效成分为Ca(ClO)2 漂白粉使用时的反应：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO ；2HClO = 2HCl+ O2（在空气中变质）物质结构 元素周期律1、原子结构（1） 原子的组成和三种粒子的关系 质子Z个 决定元素种类原子（）原子核 中子（AZ）个 决定元素的同位素1 核外电子 Z个 决定元素的性质的含义：代表一个质量数为A、质子数为Z的原子。1H中没有中子。质量数（A）质子数（Z）+中子数（N）核电荷数元素的原子序数质子数核外电子数（2）原子核外电子分层排布的一般规律核外电子运动模型叫“电子云”模型。为研究方便，认为电子是分层排布的，电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，依次排布在能量逐步升高的电子层（能量最低原理）。每一电子层最多容纳的电子数最多为2n2；最外层电子不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个（若最外层为K层，电子数不超过2个）。（3）核外电子数相同的微粒：核外电子总数为10的微粒共有15种。阳离子有：Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；阴离子有：N3-、O2-、F-、OH-、NH2-；分子有：Ne、HF、H2O、NH3、CH4。核外电子数为18的微粒共有16种。阳离子：K+、Ca2+；阴离子有：P3-、S2-、HS-、Cl-、O22-；分子有：Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、C2H6、CH3OH、N2H4；核外电子总数与质子数均相同的离子有：Na+、NH4+、H3O+（或F-、OH-、NH2-）。2、元素周期律 由于原子核外电子排布呈现周期性变化，导致元素的原子半径、主要化合价、金属性、非金属性均呈现周期性变化，这些周期性变化的规律被称作元素周期律。 （1） 金属性和非金属性的判断同主族元素：从上到下，金属性依次增强，非金属性依次减弱。同周期主族元素：从左到右，金属性依次减弱，非金属性依次增强。金属性越强，越容易跟酸（或水）反应，最高价氧化物对应的水化物碱性越强非金属性越强，越容易跟氢气化合，生成的气态氢化物越稳定，最高价氧化物对应的水化物酸性越强。（2）微粒半径大小比较：比较电子层数的多少，一般来讲，电子层数越多，半径越大，如：Na+ Na、F Cl Br I；如果电子层结构相同， 核电荷数越多，半径越小，如： Al3+ Mg2+ Na+ F- Cl，Fe Fe2+Fe3+。（3）元素核外电子排布的基本规律最外层电子数为1或2的原子可以是IA、IIA或副族元素原子；最外层电子数为38的原子一定是主族元素原子，且最外层电子数等于主族的序数；元素周期表中第二周期元素原子次外层为2个电子，反之次外层电子数为2个的原子一定在第二周期；周期表第三周期元素原子次外层电子为8个，但次外层电子为8个的原子除第三周期元素原子之外，还包括了第四至第七周期第IA、IIA所有元素原子；第四至第六周期第IIIA至第VIIA（含零族）所有元素的原子次外层均为18个电子；次外层电子在917之间的原子均为副族元素原子。元素周期表中的相邻元素指的是上下相邻和左右相邻，左右相邻原子序数相差1，上下相邻原子序数差与该元素所在周期能容纳的元素种数相关。3、化学键的种类（1）化学键：化学键包括离子键、共价键（极性键和非极性键）、金属键（2）离子键的强弱比较影响离子键强弱的因素主要有：离子的半径和电荷，即离子半径越小，所带电荷越多，阴阳离子之间的作用（离子键）就越强。如：Al2O3的熔点比MgO的熔点高。离子键的强弱影响到离子化合物的熔点、沸点和溶解性等。例如：r（Na+）一级电离离子二级电离离子水电离出的另一离子一元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系不水解离子水解离子显性离子 水电离出的另一离子二元弱酸盐溶液中离子浓度的一般关系不水解离子水解离子显性离子 二级水解离子 水电离出的另一离子电荷守恒 即溶液中所有阳离子的电荷总浓度等于所有阴离子的电荷总浓度物料守恒 即在平衡状态下某组分在溶液中的总浓度等于该组分各物种的平衡浓度的总和水的电离平衡 水电离的H+(或OH-)数 = 游离的H+(或OH-)数 + 被结合的H+(或OH-)数几种重要金属1、 镁和铝3Mg + N2 Mg3N2 4Al + 3O2 2Al2O3 2Al + 3Cl2 2AlCl3 2Al + 3S Al2S3 Mg + 2H+ Mg2+ + H2 2Al + 6H+ 2Al3+ + 3H2 沸水Al + 4HNO3(稀) Al (NO3)3+ NO +2H2O（Al 、Fe在冷的浓H2SO4、浓HNO3中钝化）Mg + 2H2O Mg(OH)2 + H2 2Mg+CO2 2MgO+C2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe（铝热反应） 4Al + 3MnO2 2Al2O3 + 3Mn（利用铝热反应生成的热熔化铁来焊接钢轨等。利用铝热反应冶炼钒、铬、锰等难熔金属。）2Al + 2OH + 2H2O 2AlO2 + 3H2 Al2O3 + 6H 2Al3+ + 3H2OAl2O3 + 2OH 2AlO2+ H2O Al3+ + 3NH3H2OAl(OH)3+ 3NH4+（氢氧化铝的实验室制法）Al(OH)3 + 3H+ Al3+ 3H2O Al(OH)3 + OH AlO2+ 2H2O 2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O Al3+ + 4OHAlO2 +2H2O （碱过量） AlO2 + 4H+ Al3+ + 2H2O （酸过量）Al3+ + 3AlO2+6H2O 4Al(OH)3 AlO2 + H+ + H2O Al(OH)3 2、 铁和铁的化合物Fe在周期表第四周期；第族2Fe + 3Cl2 2FeCl3 3Fe + 2O2 Fe3O4 Fe + S FeSFe + I2 FeI2 3Fe + 4H2O (g) Fe3O4 + 4H2 Fe + 2H+ Fe2+ + H2 Fe + 4HNO3(稀) Fe(NO3)3+ NO +2H2O 3Fe(过量) + 8HNO3(稀)3Fe(NO3)2+2NO+4H2OFe + Cu2+ Fe2+ + Cu Fe + 2Fe3 3Fe2 FeO + 2HCl FeCl2 + H2OFe2O3 + 6HCl 2FeCl3 + 3H2O Fe3O4 + 8HCl FeCl2 + 2FeCl3 + 4H2O3FeO+10HNO3(稀)=3Fe(NO3)3 +NO+5H2O Fe2O3 +6HNO3 =2Fe(NO3)3 +3H2OFe3+ + 3OH Fe (OH)3 Fe2+ + 2OH Fe (OH)2 2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2OFe(OH)2 + 2H Fe2 + 2H2O Fe(OH)3 + 3H Fe3 + 3H2O 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)33Fe(OH)2 + 10HNO3(稀) 3Fe(NO3)3 +NO+8H2O 2Fe(OH)3 + 6HI 2FeI2 + I2 + 6H2O向溴化亚铁溶液中通入少量氯气 2Fe2+