高中化学总复习知识点总结

1、高中化学总复习知识点总结一、物质的颜色 单质 ： 石墨-黑色 金刚石-无色 硅-灰黑色 F2-淡黄绿色 Cl2-黄绿色 Br2-深红棕色 I2-紫黑色 白磷-白或黄色 红磷-红棕色 硫-淡黄色 铜-紫红色 金-金色 铯-金色 氧化物 ： NO2-红棕色 N2O4-无色 Na2O2-淡黄色 FeO-黑色 Fe2O3-红棕色 Fe3O4-黑色 MnO2-黑色 CuO-黑色 Cu2O-红色 HgO-红色 Ag2O-棕黑色 酸或碱 ： Fe(OH)2-白色 Fe(OH)3-红褐色 Cu(OH)2-蓝色 盐 ：KMnO4 紫黑色 FeS-黑色 FeS2-黄色 CuS-黑色 Cu2S-黑色 HgS-黑色

2、PbS-黑色 FeCl3-棕褐色 FeSO4·7H2O-绿色 CuCl2-棕黄色 CuSO4·5H2O-蓝色 CuSO4-白色 Cu2(OH)2CO3-绿色 AgCl-白色 AgBr-淡黄色 AgI-黄色 Ag2CO3白色 Ag3PO4 黄色 水合离子或络离子：Cu2+-蓝色 Fe2+-浅绿色 Fe3+-棕黄色 MnO4-紫红色 CuCl42-黄色 Fe(SCN)2+-红色 焰色反应： Na+-黄色 K+-紫色(透过蓝色钴玻璃) 注:(1)Fe(OH)2变成Fe(OH)3的中间产物为灰绿色。 (2)CuCl2稀溶液为蓝色,浓溶液呈绿色。 附1 卤素单质及其溶液(由稀到浓)颜

3、色 卤素 气态 液态 固态 水溶液 有机溶液 氟 淡黄绿色 氯 黄绿色 黄绿色 黄绿色 溴 红棕色 深红棕色 黄橙色 橙红红棕色 碘 紫红色 紫黑色 棕黄褐色 紫紫红色 注:(1)常见有机溶剂为密度小于水的苯、酒精、汽油;密度大于水的CCl4、CS2等,它们为无色。 (2)碘酒:褐色 附2 常用酸碱指示剂变色范围 指示剂 PH范围 中间色 酸色 碱色 甲基橙 3.14.4 橙色 红色(pH3.1) 黄色(pH4.4) 石 蕊 5.08.0 紫色 红色(pH5.0) 蓝色(pH8.0) 酚 酞 8.210.0 粉红色 无色(pH8.2) 红色(pH10.0) 注:(1)蓝色石蕊试纸遇酸变红;红色

4、石蕊试纸遇碱变蓝。 (2)pH试纸(黄色)遇酸变红,遇碱变蓝。 淀粉试纸:白色(用于检验碘单质) KI淀粉试纸:白色(用于检验氧化性物质) 其它 1.久置的浓硝酸(溶有NO2)呈黄色,工业盐酸(含杂质Fe3+)呈黄色。 2.粗溴苯(含杂质Br2)呈褐色,粗硝基苯(含杂质NO2)呈淡黄色(了解). 3.无色的苯酚晶体露置空气中可被氧化成粉红色的有机物(了解)。 4.苯酚与Fe3+作用呈紫色(了解)。 5. I2与淀粉溶液作用呈蓝色。 6. 蛋白质与浓硝酸作用呈黄色。 二、俗名总结 1.CaO-生石灰 2.乙炔-电石气 3.乙醇-酒精 4.丙三醇-甘油 5.苯酚-石炭酸 6.甲醛-蚁醛 7.乙酸-

5、醋酸 8.三氯甲烷-氯仿 9.NaCl-食盐 10.NaHCO3-小苏打 11.CO2(s)-干冰12.Na2CO3-纯碱、苏打 13.NaOH-烧碱、火碱、苛性钠 14.SiO2-石英、硅石15.CuSO4·5H2O-胆矾、蓝矾 16. 甲烷-沼气、天然气的主要成分 17.Ca(OH)2 -熟石灰、消石灰 18.CaCO3-石灰石、大理石 19.Na2SiO3水溶液-水玻璃、泡花碱 20.KAl(SO4)2·12H2O-明矾 三、重要物质的用途 1.干冰、AgI晶体人工降雨剂 2.AgBr照相感光剂 3.K、Na合金(l)原子反应堆导热剂 4.钠很强的还原剂,制高压钠灯

6、5.皓矾防腐剂、收敛剂、媒染剂 6.明矾净水剂 7.重晶石“钡餐” 8.波尔多液农药、消毒杀菌剂 9.SO2漂白剂、防腐剂、制H2SO4 10.白磷制高纯度磷酸、燃烧弹 11.红磷制安全火柴、农药等 12.氯气漂白(HClO)、消毒杀菌等 13.Na2O2漂白剂、供氧剂、氧化剂等 14.乙烯果实催熟剂、有机合成基础原料 15.葡萄糖用于制镜业、糖果业、医药工业等 16.维生素C、E等抗氧化剂 17.H2O2氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂、火箭燃料等 18.O3漂白剂(脱色剂)、消毒杀菌剂、吸收紫外线(地球保护伞) 19.石膏制模型、水泥硬化调节剂、做豆腐中用它使蛋白质凝聚(盐析); 20.Na

7、HCO3、Al(OH)3治疗胃酸过多,NaHCO3还是发酵粉的主要成分之一 21.Na2CO3广泛用于玻璃、制皂、造纸、纺织等工业,也可以用来制造其他钠的化合物 22.SiO2纤维光导纤维(光纤),广泛用于通讯、医疗、信息处理、传能传像、遥测遥控、照明等方面。 23.硅聚合物、聚氨酯等高分子材料用于制各种人造器官 24.高分子分离膜有选择性地让某些物质通过,而把另外一些物质分离掉.广泛应用于废液的处理及废液中用成分的回收、海水和苦咸水的淡化、食品工业、氯碱工业等物质的分离上,而且还能用在各种能量的转换上等等。 25.氧化铝陶瓷(人造刚玉)高级耐火材料,如制坩埚、高温炉管等;制刚玉球磨机、高压钠

8、灯的灯管 26.氮化硅陶瓷超硬物质,本身具有润滑性,并且耐磨损;除氢氟酸外,它不与其他无机酸反应,抗腐蚀能力强,高温时也能抗氧化,而且也能抗冷热冲击。常用来制造轴承、汽轮机叶片、机械密封环、永久性模具等机械构件;也可以用来制造柴油机。 27. 碳化硼陶瓷广泛应用在工农业生产、原子能工业、宇航事业等方面。四、各种“水”汇集 1.纯净物: 水银Hg 水晶SiO2 蒸馏水H2O 重水D2O 超重水T2O 重氧水H218O2.混和物： 水玻璃Na2SiO3的水溶液 水晶高纯度二氧化硅晶体 双氧水H2O2的水溶液 氨水分子(NH3、NH3·H2O、H2O); 离子(NH4+、OH、H+) 氯水

9、分子(Cl2、HClO、H2O); 离子(H+、Cl、ClO、OH) 生理盐水质量分数为0.9%的NaCl溶液 王水浓HNO3:浓HCl=1:3(浓溶液的体积比) 卤水海水中提取出食盐后含有MgCl2、CaCl2、NaCl及少量MgSO4的水 五、各种“气”汇集 1.无机的:爆鸣气H2与O2 水煤气CO与H2 碳酸气CO2 笑气N2O 高炉(煤)气CO CO2 N2 2.有机的:炼厂气C1C4的气态烃 又名石油气、油田气. 电石气CHCH,通常含有H2S、PH3等 天然气主要成分为CH4。通常含有H2S等有毒气体杂质。又名沼气、坑气、瓦斯气。 裂化气C1C4的烷烃、烯烃。 裂解气主要是CH2=

10、CH2、CH3CH=CH2、CH2=CHCH=CH2、H2等。 焦炉气H2、CH4、CO等。 6、 “10电子”“18电子”“14电子”“22电子”“38电子”的微粒小结 1.“10电子”微粒：Ne HF H2O NH3 CH4 N3(固)、O2(固)、F、Na+、Mg2+、Al3+ OH NH2 H3O+ NH4+ 2. “18电子”微粒：Ar F2 HCl H2S PH3 H2O2 SiH4 CH3F N2H4 CH3OH CH3NH2 CH3CH3 K+ Ca2+ Cl S2 HS 3.“14电子”微粒:N2 CO C2H2 Si C22- 4.“16电子”微粒: S O2 C2H4 5

11、.“22电子”微粒:CO2 N2O N3- BeF2 6.“38电子”微粒:CS2 Na2O2 Na2S Ca(OH)2 CaF2 BeCl2 七、 胶体： 1.定义：分散质粒子直径介于1100nm之间的分散系。 2.胶体性质:丁达尔现象(区别溶液与胶体) 聚沉(加热、加电解质、加带相反电荷的胶体) 电泳(胶体微粒带电) 布朗运动(一切分散系均有的) 3. 胶体提纯:渗析(应不断更换清水). 八、具有漂白作用的物质 Cl2、NaClO、Ca(ClO)2 HClO; Na2O2、CaO2 H2O2; O3;浓HNO3等的漂白是氧化作用为不可逆 SO2的漂白是化合作用为可逆; 活性炭吸附作用为物理

12、变化 其中能氧化指示剂而使指示剂褪色的主要有Cl2(HClO)和浓HNO3及Na2O2 九、 环境污染1.臭氧层空洞大气平流层中的臭氧层被氟里昂等氟氯烃的破坏而减少或消失,使地球生物遭 受紫外线的伤害。 2.温室效应大气中二氧化碳、甲烷等温室气体增多,造成地球平均气温上升,加速了水的循环,致使自然灾害频繁发生。 3.光化学烟雾空气中的污染性气体氮的氧化物在紫外线照射下,发生一系列光化学反应而生成有毒的光化学烟雾。空气中氮的氧化物主要来自石油产品和煤燃烧的产物、汽车尾气以及制硝酸工厂的废气等。 4. 赤潮海水富营养化(含N、P、K等污水的任意排放)污染,使海藻大量繁殖,水质恶化。5.水华淡水富营

13、养化(含N、P、K等污水的任意排放)污染,使水藻大量繁殖,水质恶化。6.酸雨空气中硫、氮的氧化物在氧气和水的共同作用下形成酸雾随雨水下降,其pH通常小于5.6。空气中SO2主要来自化石燃料的燃烧,以及含硫矿石的冶炼和硫酸、磷肥、纸浆生产的工业废气 7.汽车尾气主要是由汽油不完全燃烧产生的CO、气态烃等以及气缸中的空气在放电条件下产生的氮的氧化物等,它是城市大气污染或造成光化学烟雾的主要原因。 8.室内污染由化工产品如油漆、涂料、板材等释放出的甲醛(HCHO)气体;建筑材料产生的放射性同位素氡(Rn);家用电器产生的电磁幅射等。 9.食品污染指蔬菜、粮食、副食品等在生产、贮存、运输、加工的过程中

14、,农药、化肥、激素、防腐剂(苯甲酸及其钠盐等)、色素、增白剂(“吊白块”、大苏打、漂粉精)、调味剂等,以及转基因技术的不恰当使用所造成的污染。 十、微粒半径大小的比较方法 1.原子半径的比较 依据周期表判断.同周期,从左到右,随着核电荷数的递增,半径逐渐减小; 同主族,从上到下,随着电子层数增多,半径依次增大。 2.离子半径的比较 依据周期表判断.同周期,从左到右,随着核电荷数的递增,离子半径分两次递减 ，同主族,从上到下,随着电子层数增多,离子半径依次增大。 3.核外电子排布相同离子,则核电荷数越多,半径越小。 4.同种元素形成的不同离子,电子数越多半径越大。 十一、离子共存问题 “一色”、

15、“二性”、“三特”、“四反应”、十六、金属及其化合物部分考点 钠及其化合物: (一)、钠 1.Na与水反应的离子方程式:命题角度为是否违反电荷守恒定律。 2.Na的保存:放于煤油中而不能放于水中,也不能放于汽油中;实验完毕后,要放回原瓶,不要放 到指定的容器内。 3.Na、K失火的处理:不能用水灭火,必须用干燥的沙土灭火。 4.Na、K的焰色反应:颜色分别黄色、紫色,易作为推断题的推破口。注意做钾的焰色反应实验时, 要透过蓝色的钴玻璃,避免钠黄光的干扰。 5.Na与熔融氯化钾反应的原理:因钾的沸点比钠低,钾蒸气从体系中脱离出来,导致平衡能向正反应移动。(Na+KClNaCl+K) (二)、氢氧

16、化钠 1.俗名:火碱、烧碱、苛性钠 2.溶解时放热:涉及到实验室制取氨气时,将浓氨水滴加到氢氧化钠固体上,其反应原理为:一是NaOH溶解放出大量的热,促进了氨水的分解,二是提供的大量的OH-,使平衡朝着生成NH3的方向移动。与之相似的还有:将浓氨水或铵盐滴加到生石灰上。涉及到的方程式为NH4OH=NH3+H2O 3. 与CO2的反应:主要是离子方程式的书写(CO2少量和过量时,产物不同) 4. 潮解:与之相同的还有CaCl2、MgCl2 (三)、过氧化钠 1.非碱性氧化物:金属氧化物不一定是碱性氧化物,因其与酸反应除了生成盐和水外,还有氧气生成, 化学方程式为:2Na2O2+4HCl=4NaC

17、l+2H2O+O2 2.过氧化钠中微粒的组成:1mol过氧化钠中所含有离子的数目为3NA,或说它们的微粒个数之比为 2:1,命题角度为阿伏加德罗常数。 3.过氧化钠与水、CO2的反应:一是过氧化钠既是氧化剂也是还原剂,水既不是氧化剂也不是还原剂; 二是考查电子转移的数目(以氧气的量为依据)。 4.强氧化性:加入过氧化钠后溶液离子共存的问题;过氧化钠与SO2反应产物实验探究 (四)、（四）碳酸钠与碳酸氢钠 1.俗名:Na2CO3(苏打、纯碱、洗涤碱);NaHCO3(小苏打、发酵粉) 2.除杂:CO2(HCl):通入饱和的NaHCO3溶液而不是饱和Na2CO3溶液。 3.NaHCO3(少量与过量)

18、与石灰水的反应:命题角度为离子方程式的书写正误 4.鉴别:用BaCl2、CaCl2或加热的方法,不能用石灰水。 5.NaHCO3溶液中离子浓度大小的顺序问题:因HCO3-水解程度大于电离程度,顺序为 c(Na+)c(HCO3-)c(OH-)c(H+)c(CO32-), 也有c(CO32-)c(H2CO3)。 (五)、氯化钠: 1.除杂:NaCl的溶解度受温度的影响不大,而KNO3的溶解度受温度的影响较大,利用二者的差异情况,进行分离。NaCl(KNO3):蒸发、结晶、过滤;KNO3(NaCl):降温、结晶、过滤。 2.氯碱工业:电解饱和的食盐水,以此为载体,考查电解原理的应用。题目的突破口为:

19、一是湿润的淀粉KI试纸变蓝,判断此极为电解池的阳极;二是在电解后的溶液滴入酚酞试液,溶液液变红,判断此极为电解池的阴极。 3.配制一定物质的量的浓度的溶液:因其是高中化学中的第一个定量实验,其重要性不言而喻。主要命题角度为:一是计算所需的物质的质量,二是仪器的缺失与选择,三是实验误差分析。 点评:钠及其化合物,在高考中,过氧化钠的强氧化性、碳酸氢钠溶液中各离子浓度的大小比较、实验室配制一定物质的量浓度的溶液、电解饱和的食盐水已成为高考的热点。 铝及其化合物: (一)、铝 1.铝与NaOH溶液的反应:因它是唯一能与碱反应的金属,具有代表性,易成高考的热点,主要涉及除杂问题,离子方程式书写写问题。

20、 2.铝箔的燃烧:现象是铝箔熔化,失去光泽,但不滴落。原因是铝表面的氧化膜保护了铝,氧化铝的熔点(2050)远远高于铝(660)的熔点。 3.铝、铁钝化:常温下,与浓硫酸、浓硝酸发生钝化(发生化学反应)不是不反应,因生成了致密的氧化膜。但在加热条件下,则能继续反应、溶解。 4.铝热反应:实验现象:剧烈反应,发出耀眼的光芒,放出大量的热,有大量的熔化物溅落下来。 引燃剂:镁条、氯酸钾; 铝热剂:铝粉和金属氧化物组成的混合物。 5.离子共存:加入铝能产生氢气的溶液,说明此溶液含有大量的H+或OH-,酸溶液中不能含有NO3-、AlO2-, 溶液中一旦有了NO3-,溶液就成了HNO3,它与铝将不再产生

21、氢气;碱溶液中不能含有Al3+、NH4+,但可含有AlO2-。 (二)、氧化铝 1.熔点高:作耐火坩埚,耐火管和耐高温的实验验仪器等。 2.两性氧化物:因它是典型的两性氧化物,特别与碱的反应,更应引起重视。 3.工业制备铝:2Al2O3(熔融) 4Al+3O2 (三)、氢氧化铝 1.制备原理:命题角度为是离子方程式的书写;强调用氨水,而不能用强碱。 2.两性氢氧化物:因它是典型的两性氢氧化物,特别与碱反应,更应引起重视。 3.治疗胃酸过多:因其碱性不强,不会对胃壁产生强剌激作用,但可与胃酸(盐酸)反应,不能用强碱如NaOH。 4.明矾净水原理:因溶液中的铝离子发生水解,生成Al(OH)3胶体,

22、它可以和水中的悬浮形物形成不 溶物沉降下来,故明矾可用作净水剂。 点评:铝及其化合物具有一些独特的性质,如铝与碱的反应、Al2O3、Al(OH)3分别是两性氧化物、两性氢氧化物。利用铝能与碱反应而其他金属不能,经常出现在实验题中,有关Al、Al3+、AlO2-的离子共存问题,也是高考的热点。 铁及其化合物: (一)、铁 1.铁与水蒸气的反应:可能设计成探究实验,探究产物等。 2.铁的生锈:纯铁不易生锈,生铁放在潮湿的环境中易生锈,原理是发生电化学腐蚀,涉及的主要反应 原理:Fe-2e-=Fe2+(负极), 2H2O+O2+4e-=4OH-(正极), 4Fe(OH)2+O2+2H2O=4 Fe(

23、OH)3, 2Fe(OH)3·xH2O =Fe2O3·nH2O+(2x-n) H2O 3.铁与氯气、盐酸反应:产物分别为FeCl3、FeCl2,且它们之间的相互转化,在推断题和实验题的除 杂中经常出现。 (二)、氧化物 1. 铁的氧化物成分:废铁屑的主要成分Fe2O3;铁锈的主要成分为Fe2O3·nH2O;黑色晶体、磁性氧化铁为Fe3O4;红棕色粉未,俗称铁红,作红色油漆和涂料的为Fe2O3,赤铁矿的主要成分为Fe2O3,它是炼铁的原料。铁在氧气燃烧与铁与水蒸气反应的产物都是Fe3O4。以上知识,往往容易出现在推断题和实验题中。 (三)、氢氧化物 1.实验室制备F

24、e(OH)2 :现象:白色沉淀灰绿色红褐色沉淀。命题角度为:较长时间的看到 Fe(OH)2白色沉淀,采取的防护措施:一是煮沸,二是将胶头滴管插入液面以下,三是加一层油膜,如苯、汽油等。 2. Fe(OH)3的受热分解:2Fe(OH)3 Fe2O3+3H2O,与此相以的还有Cu(OH)2、Al(OH)3。 3.氢氧化铁胶体的制备:因其具有独特性,制备胶体的过程和对应的方程式是高考的重点。 实验操作要点:四步曲:先煮沸,加入饱和的FeCl3溶液,再煮沸至红褐色,停止加热。对应的离子方程式为Fe3+3H2O=Fe(OH)3(胶体)+3H+,强调之一是用等号,强调之二是标明胶体而不是沉淀,强调之三是加

25、热。 (4) 、铁盐与亚铁盐 1.Fe2+、Fe3+的检验: (1)Fe2+:一是碱液法:先生成白色沉淀,又迅速转变成灰绿色,最后变成红褐色沉淀 二是先加入KSCN溶液,不变色,再加入氯水后,出现血红色。(注意:此处不用高锰酸钾溶液氧 化,因其具有紫色) (2)Fe3+:一碱液法:加入碱液,出现红褐色沉淀。 二是加入KSCN溶液,出现血红色,离子方程式为:Fe3+3SCN-=Fe(SCN)3(络合物) 2.铁盐与亚铁盐的配制:因Fe2+、Fe3+易水解,且Fe2+易被空气中的氧气氧化,故配制过程为:先将它们溶解在对应的酸中,然后加水冲稀到指定的浓度。(注意:配制亚铁盐溶液时,要加入少量的铁粉,

26、以防止Fe2+的氧化) 3.制印刷电路板常用FeCl3作腐蚀液:一是离子方程式的书写正误(违反电荷守恒定律),二是利用此反应式设计成原电池,考查原电池原理的应用。 4.离子共存:不能与Fe2+共存的离子:(H+、NO3-)、(MnO4-)、(ClO-);不能与Fe3+共存的离子有:I-、SO32-、S2-、SCN-。主要是对Fe2+的还原性、Fe3+的氧化性的考查,此为离子共存问题和实验题的常见命题点。 5.Na2FeO4(高铁酸钠)作新型净水剂:原理是高价铁具有强氧化性,能杀菌消毒;同时生成Fe(OH)3胶体,能吸附水中悬浮的杂质,因此它是一种新型的净水剂. 6.Fe2+、Fe3+、Cu2+

27、、Al3+的除杂:这是近几年高考实验命题的热点。原理是利用Fe3+、Cu2+、Al3+水解完全生成沉淀所需的PH范围不同。一般操作方法是:先是加入氧化剂(氯气或H2O2),将Fe2+氧化成Fe3+,然后加入CuO、Cu(OH)2、CuCO3等其他物质(以不引入杂质离子为准),目的是调节溶液的PH,待Fe3+水解完全生成沉淀(此时其他离子不水解),过滤除去。 点评:它和其他金属及其化合物相比,知识点多,高考命题往往将知识、实验、化学概念与理论考查集于一身,设计成具有一定综合性的题目,因此,它在高考中的霸主地位不可动摇。 铜及其化合物 1.铜绿的形成:2Cu+O2+CO2+H2O=Cu2(OH)2

28、CO3, 为了避免青铜器生成铜绿,采用的方法是: (1)将青铜器保存在干燥的环境中。 (2)不能将青铜器与银质(金属活性差的金属)接触,避免发生电化学腐蚀。 2.波尔多液消毒:主要应用在农业植物杀菌和公共场合的消毒。其主要成分组分CuSO4溶液、石灰水,原理是重金属盐能使蛋白质变性。重金属还有Ba、Pb、Hg、Cd、Ag、Au等 3.粗铜的精炼:重在考查精炼原理:考查角度为电极材料,电极反应及溶液浓度变化等。 精炼原理为:电解池中,粗铜作阳极,精铜作阴极,电解质为硫酸铜溶液。 阳极反应:Cu-2e-=Cu2+、Fe-2e-=Fe2+、Ni-2e-=Ni2+; 阴极反应:Cu2+e- =Cu。

29、硫酸铜溶液浓度几乎不变 4.电解硫酸铜溶液:它是考查电解原理及规律的重要载体,必须熟练书写其电解方程式。 5.铜与浓硫酸反应:铜与浓硫酸在加热的条件下发生反应,不加热不反应;铜与稀硫酸在加热条件下也不反应,但在有氧化剂存在的条件下发生反应,如通入O2(加热)或加入H2O2,对应的化学方程式为:2Cu+O2+H2SO4 =2CuSO4+2H2O, Cu+2H2O2+H2SO4=CuSO4+4H2O。 6.制备CuSO4方案的选择: 方法如下:一是CuCuOCuSO4; 二是用铜和浓硫酸的反应; 三是用铜和稀硫酸、双氧水 方案的选择主要从绿色化学概念角度进行:一是原料利用率高,节约成本;二是不产生

30、有毒气体,不造成大气污染。与之相同的还有Cu(NO3)2的制备。 7.Cu2+水解:与Fe3+结合考查实验除杂;CuCl2溶液的蒸干、和含有结晶水时除去结晶水,分别对应的操作是加入盐酸,和在HCl气氛中加热。 点评:近几年的高考题中,有关对铜及其化合物的考查有“升温”的表现。它的命题有如下特点: 一是紧密联系生活实际;二是与铁等其他金属一同出现在实验题中。 硅 (一)、硅 1.硅元素在地壳中的含量排第二,在自然界中没有游离态的硅, 2.熔点高,硬度大,为原子晶体. 常温下,化学性质不活泼(常温仅与强碱NaOH、HF、F2反应) 2.用途:太阳能电池、计算机芯片以及良好的半导体材料等。 (二)、

31、二氧化硅(SiO2): (1)SiO2的空间结构:SiO2直接由原子构成,不存在单个SiO2分子。 (2)物理性质:难溶于水,熔点高,硬度大 (3)化学性质:SiO2常温下化学性质很不活泼,不与水、酸反应(氢氟酸除外),能与强碱溶液、氢 氟酸反应,高温条件下可以与碱性氧化物反应: 与强碱反应:生成的硅酸钠,具有粘性,所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3 溶液,避免Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住,打不开. 应用橡皮塞。 与氢氟酸反应SiO2的特性:(利用此反应,氢氟酸能雕刻玻璃;氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放, 应用塑料瓶)。 高温下与碱性氧化物反应:SiO2CaO=CaS

32、iO3 (4) 用途:光导纤维、玛瑙饰物、石英坩埚、石英钟、仪器轴承、玻璃和建筑材料等。 (三)、硅酸(H2SiO3): (1)物理性质:不溶于水的白色胶状物,能形成硅胶,吸附水分能力强。 (2)化学性质:H2SiO3是一种弱酸,酸性比碳酸还要弱,但SiO2不溶于水,故不能直接由SiO2溶于水制得,而用可溶性硅酸盐与酸反应制取:(强酸制弱酸原理) Na2SiO3H2OCO2=H2SiO3Na2CO3(NaHCO3) (酸性:H2SiO3H2CO3) (3) 用途:硅胶作干燥剂、催化剂的载体。 (四)、硅酸盐 硅酸盐:硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称.硅酸盐种类很多,大多数难溶于水,

33、最常见的可溶性硅酸盐是Na2SiO3,Na2SiO3的水溶液俗称水玻璃,又称泡花碱,是一种无色粘稠的液体,可以作黏胶剂和木材防火剂。硅酸钠水溶液久置在空气中容易变质: Na2SiO3H2OCO2=H2SiO3Na2CO3 (有白色沉淀生成) 传统硅酸盐工业三大产品有:玻璃、陶瓷、水泥。 硅酸盐由于组成比较复杂,常用氧化物的形式表示: 活泼金属氧化物较活泼金属氧化物二氧化硅水。 点评:有关硅及化合物知识,在高考中主要以选择题的形式出现,考查硅及二氧化硅的用途,出现的频率很高。 氯及其化合物 1、氯气(Cl2): (1)物理性质:黄绿色有刺激性气味的有毒气体,易液化.液氯为纯净物 (2)化学性质:

34、化学性质非常活泼,很容易得到电子,作强氧化剂,能与金属、非金属、水以及碱反应。 与金属反应(将金属氧化成最高正价) NaCl2=2NaCl CuCl2=CuCl2 (棕黄色的烟) 2Fe3Cl2=2FeCl3(棕褐色的烟) (氯气与金属铁反应只生成FeCl3,而不生成FeCl2。)(铁跟盐酸反应生成FeCl2,而铁跟氯气反应生成FeCl3,说明Cl2的氧化性强于盐酸,是强氧化剂 与非金属反应 Cl2H2=2HCl(氢气在氯气中燃烧现象:安静燃烧,发出苍白色火焰) 将H2和Cl2混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。 Cl2与水反应:离子方程式中,应注意次氯酸是弱酸,要写成化学式而不能拆开。 将氯气

35、溶于水得到氯水(浅黄绿色),氯水含七种微粒,其中有Cl2,HClO,H2O, H+,Cl-,ClO-,OH- 氯水的性质取决于其组成的微粒: (1)强氧化性:Cl2是新制氯水的主要成分,实验室常用氯水代替氯气,如氯水中的氯气能FeCl2反应。 (2)漂白、消毒性:氯水中的Cl2和HClO均有强氧化性,一般在应用其漂白和消毒时,应考虑HClO,HClO的强氧化性将有色物质氧化成无色物质,不可逆。 (3)酸性:氯水中含有HCl和HClO,故可被NaOH中和,盐酸还可与NaHCO3,CaCO3等反应。 (4)不稳定性:次氯酸见光易分解,久置氯水(浅黄绿色)会变成稀盐酸(无色)失去漂白性。 (5)沉淀

36、反应:加入AgNO3溶液有白色沉淀生成(氯水中有Cl)。自来水也用氯水杀菌消毒,所以用自来水配制以下溶液如FeCl2、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH 等溶液会变质。 Cl2与碱液反应:与NaOH反应:Cl22NaOH=NaClNaClOH2O 与Ca(OH)2溶液反应:2Cl22Ca(OH)2=CaCl2Ca(ClO)22H2O 此反应用来制漂白粉,漂白粉的成分为CaCl2Ca(ClO)2 ,有效成分为Ca(ClO)2 漂白粉之所以具有漂白性的原因:Ca(ClO)2CO2H2O=CaCO3+2HClO生成的HClO具有漂白性;同样,氯水也具有漂白性,因为氯水含HClO;NaC

37、lO同样具有漂白性,干燥的氯气不能使红纸褪色,因为不能生成HClO,湿的氯气能使红纸褪色,因为氯气发生下列反应Cl2H2OHClHClO 漂白粉久置空气失效,涉及两个反:Ca(ClO)2CO2H2OCaCO32HClO, 2HClO=2HClO2,漂白粉变质会有CaCO3存在,外观上会结块,久置空气中的漂白粉加入浓盐酸会有CO2气体生成,含CO2和HCl杂质气体。 氯气的用途:制漂白粉、自来水杀菌消毒、农药和某些有机物的原料等。 2、Cl的检验: 原理:根据Cl与Ag反应生成不溶于酸的AgCl沉淀来检验Cl存在。 方法:先加硝酸酸化溶液(排除CO32-、SO32-等干扰),再滴加AgNO3溶液

38、,如有白色沉淀生成,则说明有Cl存在。 点评:氯气的强氧化性及氯水的漂白性是一直是高考的命题的热点,如Cl2氧化Fe2+、Cl2氧化SO2等,另外,与生活联系比较密切的漂白液、漂白粉及漂白精等内容,也较为重要。 硫及其化合物 1、硫元素的存在:硫元素最外层电子数为6个,化学性质较活泼,容易得到2个电子呈2价或者与其他非金属元素结合成呈4价、6价化合物。硫元素在自然界中既有游离态, 又有化合态。(如火山口中的硫就以游离态存在) 2、硫单质:物质性质:俗称硫磺,淡黄色固体,不溶于水,微溶于酒精,易溶于二硫化碳,熔点低。 化学性质:S+O2 =(点燃) SO2(空气中点燃淡蓝色火焰,纯氧中为蓝紫色)

39、 FeSFeS=2CuSCu2S 2NaS=Na2S HgS=HgS(汞滴处理) 3S6NaOH(浓)=2Na2SNa2SO33H2O(洗硫) 3、二氧化硫(SO2) (1)物理性质:有刺激性气味有毒气体, 可溶于水(1:40),易液化。 (2)化学性质: SO2能与水反应:SO2H2O= H2SO3亚硫酸为中强酸,此反应为可逆反应。 可逆反应定义:在相同条件下,正逆方向同时进行的反应。(关键词:相同条件下) SO2为酸性氧化物,可与碱反应生成盐和水。 a、与NaOH溶液反应:SO2(少量)2NaOHNa2SO3H2O SO2(过量)NaOHNaHSO3 对比CO2与碱反应:CO2(少量)Ca

40、(OH)2CaCO3(白色)+H2O 2CO2(过量)Ca(OH)2Ca(HCO3) 2 (可溶) 将SO2逐渐通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉淀生成,后沉淀消失,与CO2逐渐通入Ca(OH)2溶液实验现象相同,故不能用石灰水来鉴别SO2和CO2。能使石灰水变浑浊的无色无味的气体一定是二氧化碳,这说法是对的,因为SO2是有刺激性气味的气体。 b、SO2将通入酚酞变红的溶液,溶液颜色褪去,体现了SO2和水反应生成亚硫酸,是酸性氧化物的性质,而不是漂白性,SO2不能漂白指示剂。 SO2具有强还原性,能与强氧化剂(如酸性KMnO4溶液、Cl2、O2(催化剂:粉尘、V2O5)等)反应。SO2能使酸性

41、KMnO4溶液、新制氯水褪色,显示了SO2的强还原性(不是SO2的漂白性)。 (将SO2气体和Cl2气体混合后作用于有色溶液,漂白效果将大大减弱。) SO2的弱氧化性:如2H2SSO23S2H2O(有黄色沉淀生成) SO2的漂白性:SO2能使品红溶液褪色,加热会恢复原来的颜色。用此可以检验SO2的存在。 SO2:漂白某些有色物质 使湿润有色物质褪色 原理:与有色物质化合生成不稳定的无色物质,加热,能恢复原色(无色物质分解) Cl2:与水生成HClO,HClO具有漂白性,将有色物质氧化成无色物质,加热不能复原 SO2的用途:漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。 4、硫酸(H2SO4) (1)浓硫酸的物

42、理性质:纯的硫酸为无色油状粘稠液体,能与水以任意比互溶(稀释浓硫酸要规范操作:注酸入水且不断搅拌).不挥发,沸点高,密度比水大。 (2)浓硫酸三大性质: 吸水性:浓硫酸可吸收结晶水、湿存水和气体中的水蒸气,可作干燥剂,可干燥H2、O2、SO2、 CO2等气体,但不可以用来干燥NH3、H2S、HI、HBr气体。 脱水性:能将有机物(蔗糖、棉花等)以H和O原子个数比21脱去,炭化变黑。 强氧化性:浓硫酸在加热条件下显示强氧化性(6价硫体现了强氧化性),能与大多数金属 反应,也能与非金属反应。 ()与大多数金属反应(如铜):(此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性 ) ()与非金属反应(如C反应):(此反

43、应浓硫酸表现出强氧化性 ) 注意:常温下,Fe、Al遇浓H2SO4或浓HNO3发生钝化,而不是不反应。 浓硫酸的强氧化性使许多金属能与它反应,但在常温下,铝和铁遇浓硫酸时,因表面被浓硫酸氧化成一层致密氧化膜,这层氧化膜阻止了酸与内层金属进一步反应.这种现象叫金属的钝化.铝和铁也能被浓硝酸钝化,所以,常温下可用铁或铝制容器盛放浓硫酸和浓硝酸. (3)硫酸的用途:作干燥剂、制化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。 点评:SO2的性质及酸雨一直是高考命题的热点内容,如SO2的漂白性,还原性等。 特别注意:能使下列物质褪色体现的是SO2的何种性质？能使溴水、氯水、高锰酸钾溶液褪色;能使酚酞试液变红的溶液褪

44、色等。 将SO2通入BaCl2溶液中,是否有沉淀生成？若再通入足量的氨气、氯气是否产生白色沉淀？原理是什么？写出对应的化学方程式。 氮及其化合物 1、氮的氧化物:NO2和NO N2O2=2NO,生成的一氧化氮很不稳定:2NOO2=2NO2 一氧化氮:无色气体,有毒,能与人血液中的血红蛋白结合而使人中毒(与CO中毒原理相同),难 溶于水,是空气中的污染物。 二氧化氮:红棕色(与溴蒸气颜色同)、有刺激性气味、有毒气体、易液化、易溶于水,并与水反应 3NO2H2O2HNO3NO,此反应中NO2既是氧化剂又是还原剂。 以上三个反应是“雷雨固氮”、“雷雨发庄稼”的反应。 2、硝酸(HNO3): (1)硝

45、酸物理性质:纯硝酸是无色、有刺激性气味的油状液体。低沸点(83)、易挥发,在空气中遇水蒸气呈白雾状。 (2)硝酸的化学性质: 具有一般酸的通性,稀硝酸遇紫色石蕊试液变红色,浓硝酸的氧化性比稀硝酸强。浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂,能氧化大多数金属,但不放出H2,通常浓硝酸产生NO2,稀硝酸产生NO.如:Cu4HNO3(浓)Cu(NO3)22NO22H2O 3Cu8HNO3(稀)3Cu(NO3)32NO4H2O 反应还原剂与氧化剂物质的量之比为1:2 反应还原剂与氧化剂物质的量之比为3:2 。 常温下,Fe、Al遇浓H2SO4或浓HNO3发生钝化,(为化学变化,不是不反应). 加热时能发生反应:Fe

46、6HNO3(浓) Fe(NO3)33NO23H2O 3、氨气(NH3) (1)氨气的物理性质:极易溶于水,有刺激性气味,易液化。 (2)氨气的化学性质: a.易溶于水溶液呈碱性:NH3H2O=NH3·H2O=NH4OH 生成的一水合氨NH3·H2O是一种弱碱,很不稳定,受热会分解:NH3·H2ONH3H2O氨水中的微粒:NH3、H2O、NH3·H2O、NH4、OH、H(共六种微粒)。 喷泉实验的原理:是利用气体极易被一种液体吸收而形成较大压强差,使容器内气体压强降低,外界大气压把液体压入气体容器内,在玻璃导管尖嘴处形成美丽的“喷泉”。 形成较大压强差条件

47、: 相似相容: 气体在吸收液中被吸收得既快又多,如NH3、HCl、HBr、HI用水吸收 剧烈反应: CO2、SO2、Cl2、H2S等可用NaOH溶液吸收等 。喷泉实验的关键:(1)装置的气密性要好(2)不漏气(3)烧瓶内的气体纯度要大即气体应充满 b.氨气可以与酸反应生成盐: NH3HClNH4Cl NH3HNO3NH4NO3 2NH3H2SO4(NH4)2SO4 因NH3溶于水呈碱性,所以可以用湿润的红色石蕊试纸检验氨气的存在;因浓盐酸有挥发性,所以也可以用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近集气瓶口,如有大量白烟生成,可以证明有NH3存在。 (3)氨气的实验室制法: 1)原理: 2NH4ClCa(OH)

48、2=CaCl2NH32H2O 2)装置:固固气体(与制O2相同)。 3)收集:向下排空气法。 4)验满:a.产生气体使湿润的红色石蕊试纸变蓝 b.蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近瓶口,有大量白烟生成 5)干燥:用碱石灰(NaOH与CaO的混合物)或生石灰在干燥管或U型管中干燥。不能用CaCl2、P2O5、浓硫酸作干燥剂,因为NH3能与CaCl2反应生成CaCl2·8NH3、P2O5、浓硫酸均能与NH3反应,生成相应的盐。所以NH3通常用碱石灰干燥。 (4)氨气的用途:作制冷剂、制纯碱、制铵盐 (液氨易挥发,汽化过程中会吸收热量,使得周围环境温度降低,因此,液氨可以作制冷剂) 4、铵盐 铵盐均易

49、溶于水,且都为白色晶体(很多化肥都是铵盐)。 (1)受热易分解,放出氨气:NH4HCO3 =NH3H2OCO2 NH4Cl=NH3HCl 5NH4NO3=2HNO3 4N2 9H2O (2)干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气,利用这个性质可以制备氨气: (3)NH4的检验:样品加碱混合加热,放出的气体能使湿的红色石蕊试纸变蓝,则证明该物质含有NH4。 点评:氨气的实验室制取方法是高考命题的重点内容,实验中“气体制备实验”一直是实验考查的热点之一。因此,要对氨气的制备原理、收集、干燥、检验、尾气的吸收等方面进行全面的梳理,另外,氨气的其他制取方法及氨气的性质一直是高考命题的热点内容。 必备

50、的无机化学反应式1.2Na+2H2O=2NaOH+H2 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 3. NaOH和NaHCO3溶液反应:OH- +HCO3- =CO32- +H2O Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3 4. Cl2+H2O=HCl+HClO Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O 氯气溶于水(新制氯水中含Cl2、HClO、H2O、H+、Cl-、ClO-、OH-)。 5.次氯酸见光或热分解(强氧化剂、杀菌消毒,漂白剂): 2HClO=2HCl+O26.Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO 7.MnO2+4HCl(浓)=MnCl2+Cl2

51、+2H2O 8.2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2 9.Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O 10. Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O 11.H2O2的分解: 2H2O2 =2H2O+O2 12.2SO2+O2=2SO3 13.SO2+Cl2+2H2O=2HCl+ H2SO4 14. Cu+2H2SO4(浓)=CuSO4+SO2+2H2O15. C+2H2SO4(浓)=CO2+2SO2+2H2O 16.N2+O2=2NO 2NO+O2=2NO2 17.3NO2+H2O=2HNO3+NO 18.4NH3 +5O2= 4NO+6H2O 19.用浓盐酸检验氨气(白烟生成): NH3+HCl=NH4Cl 20.2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3+2H2O(实验室制氨气)21.Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O 3Cu+8HNO3(稀)= 3Cu(NO3)2+2NO+4H2O 22.C+4HNO3(浓) =CO2+4NO2+2H2O 23.盐类水解: CH3COO- + H2O =CH3COOH+OH- CO32- + H2O= HCO3- + OH- HCO3- + H2O=H2CO3+OH- NH4+ + H2O=NH3·H2O + H+ Fe3+ + 3H2O=Fe(OH)3 + 3H+