化学高考专题复习.doc

化学专题作业专题1 无机四大基本反应的比较(举例) 1.置换反应(1)常见类型(i)金属置换金属.Fe+CuSO4=FeSO4+Cu(ii)金属置换非金属.2Na+2H2O=2NaOH+H2(iii)非金属置换非金属.2F2+2H2O=4HF+O2=(iv)非金属置换金属.H2+CuO Cu+H2O*此外,还可按族,周期划分(i)同主族置换.Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2(ii)同周期置换.Cl2+H2S=S+2HCl(iii)不同主族,不同周期置换.2Mg+CO2=2MgO+C(点燃)(2)反应遵循的规律遵循氧化还原反应规律,即强氧化剂跟强还原剂反应,生成弱氧化剂和弱还原剂.=(3)特例分析(i)I2+2KClO3 2KIO3+Cl2分析:该反应和其它非金属置换非金属反应不同,在一般非金属之中,反应物中的单质都作氧化剂,而在该反应中反应物中的单质却作还原剂.但是,该反应仍然遵循氧化还原反应的规律,并且通过该反应进一步证明了氯的非金属性强于碘.(ii)Na+KCl=NaCl+K(850C)分析:从表面看,该反应违背了氧化还原反应的规律(即活泼性强的金属置换活泼性差的金属).但是,该反应遵循勒沙特列原理,即在850C时，Na,KCl,NaCl均为液态,而K为气态,可以脱离平衡体系,从而使平衡向右移动,反应得以发生.2.复分解反应1在水溶液中进行的反应(1)常见类型(酸碱盐之间的反应、水解反应)(i)酸跟碱区应.NaOH+HCl=NaCl+H2O(ii)酸跟盐反应.CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2(iii)碱跟盐反应.Ba(OH)2+Na2SO4=BaSO4+2NaOH(iv)盐跟盐反应.CaSO4+BaCl2=BaSO4+CaCl2(v)盐的水解反应.3Na2S+2AlCl3+6H2O=3H2S+2Al(OH)3+6NaCl(2)反应遵循的规律从形式上看，生成物应有气体、沉淀或弱电解质生成。从本质上看，反应由离子浓度大的向着离子浓度小的方向进行。(3)特例分析H2S+CuSO4=CuS+H2SO4分析:该反应违背了强酸制弱酸的形式规律,但反应遵循由离子浓度大的向着离子浓度小的方向进行的本质规律.这是因为CuS是一种非常难溶的物质,它电离出的离子的浓度小于H2S电离出来的离子浓度,故上述反应得以发生.2在非水溶液中进行的反应(1)常见类型=酸跟盐的反应.=H3PO4(浓)+NaBr NaH2PO4+HBrH2SO4(浓)+2NaCl Na2SO4+2HCl(2)反应遵循的规律反应遵循勒沙特列原理,即由不挥发性酸制挥发性酸.3.分解反应=(1)常见类型(i)化合物分解生成单质和单质.2HI H2+I2=(ii)化合物分解生成单质和化合物.2KClO3=2KCl+3O2(加热,MnO2)1(iii)化合物分解生成化合物和化合物.CaCO3 CaO+CO2=*此外,还可依据化合物类型划分.=(i)氢化物分解.H2S S+H2(ii)氧化物分解.2HgO 2Hg+O2=(iii)酸分解.4HNO3=4NO2+O2+2H2O(光照)=(iv)碱分解.2Fe(OH)3 Fe2O3+3H2O(v)盐分解.NH4HCO3 NH3+CO2+H2O(2)反应遵循的规律绝大多数反应都遵循勒沙特列原理,即反应产物中有气体或蒸气生成,可脱离平衡体系,平衡右移,反应得以发生.对于是氧化还原反应的，还得遵循氧化还原反应的规律.(3)特例分析2NaCl=2Na+Cl2(通电)分析:该反应是在通电条件下进行的,属非自发性反应,它不遵循分解反应的有关规律.4.化合反应=(1)常见类型(i)单质跟单质反应.Fe+Sn FeS(ii)单质跟化合物反应.2FeCl2+Cl2=2FeCl3(iii)化合物跟化合物反应.CaO+H2O=Ca(OH)2(2)反应遵循的规律绝大多数化合反应都遵循能量变化规律,即反应由能量高的向着能量低的方向进行(反应能自发进行).对于是氧化还原反应的,还得遵循氧化还原反应的规律.=(3)特例分析Si+2H2 SiH4分析:该反应违背能量变化规律,因此,生成的SiH4很不稳定,在空气中易自燃.专题2 离子方程式的书写要求 1.离子方程式的书写步骤要点.(1)合事实.离子反应要符合客观事实,不可臆造产物及反应.(2)式正确:化学式与离子符号使用正确合理.(3)号实际:“=”“ ”“”“”“”等符号符合实际.(4)两守恒:两边原子数,电荷数必须守恒(氧化还原反应离子方程式中 氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等).(5)明类型:分清类型,注意少量,过量等.(6)检查细:结合书写离子方程式过程中易出现的错误,细心检查.2.离子方程式书写的详细指导(1)熟悉拆写规律(I)易溶,易电离物应拆写:只有既易溶于水,又易电离的电解质方可拆写为离子形式,其只有三类物质:(i)强酸.需重点记忆的是HNO3,H2SO4,HX(X=Cl,Br,I)等.(ii)强碱.需重点记忆的是NaOH,KOH,Ba(OH)2等.(iii)可溶性盐.只有极少数盐属可溶难电离物,如(CH3COO)2Pb,HgCl2等,常见的盐均易电离,这样关键是记忆盐类物质的溶解性.记忆时为加强记忆可编为口诀:“若论盐类溶解性,钾钠硝酸铵盐溶,盐酸不溶银亚汞,硫酸不溶钡和铅,其它酸类的正盐,只有钾钠铵盐溶.”务求熟练掌握.除这三类物质以外的物质,均应直接以化学式表示,不能拆写.(II)酸式盐区别对待:常见酸式盐均为易电离物.(i)钾钠铵类多元弱酸的酸式盐应拆写,但酸式酸根离子不能再拆.如NaH2PO4应拆为Na+和H2PO4-,H2PO4-不能再拆写为H+和HPO42-或2H+和PO43-.(ii)Ca(HCO3)2, Mg(HCO3)2和Ba(HCO3)2均属易溶易电离的盐,应拆写为对应金属离子和HCO3-.(iii)可溶性硫酸的酸式盐要视浓度情况而定.以NaHSO4为例,如浓度较大,酸根离子主要以HSO4-形式存在,拆写为Na+和HSO4-;如浓度较小,HSO4-进一步电离完全,应拆写为Na+,H+和SO42-.(III)微溶物具体分析:微溶物有CaSO4,Ag2SO4,MgCO3,Ca(OH)2等,常考的是Ca(OH)2,它们均易电离.微溶物是否拆写要视具体情况分析而定,以Ca(OH)2为例,如题述为“澄清石灰水”,则应拆写;如题述为“石灰乳”,则不能拆写.(2)辨清反应类型:中学化学中涉及的离子反应有4种类型:(I)离子互换型:即离子交换后有沉淀或弱电解质(含H2O)生成的反应:Cl-+Ag+=AgCl HCO3-+OH-=CO32-+H2OCH3COO-+H+=CH3COOH (II)氧化还原反应型即有离子参加或生成的氧化还原反应.如:2Na2H2O=2Na+2OH-+H2Fe+2H+=Fe2+H2Cl2+2Br-=2Cl-+Br2氧化还原型的离子方程式不仅要遵守质量及电荷守恒,同时还要满足电子得失守恒.对于一个氧化还原型离子方程式而言,电荷不守恒一般电子得失也不守恒,反之亦然.(III)络合反应型:整个中学化学教材中有两个此类反应:Fe3+SCN-=Fe(SCN)2+AgOH+2NH3H2O=Ag(NH3)2+OH-+2H2O (IV)水解反应型:中学涉及的是盐的水解反应,根据水解程度可分两类:(i)不完全水解,如:Na2S溶于水: S2-+H2O HS-+OH-FeCl3溶于水:Fe3+3H2O Fe(OH)3+3H+CH3COONH4溶于水:CH3COO-+NH4+H2O CH3COOH+NH3H2O这类水解反应程度小,生成物不能出现“,”符号,多元弱酸的水解一般用第一步表示,且应用“ ”连接。(ii)完全水解,如:Na2S溶液与AlCl3溶液混合:2Al3+3S2-+6H2O=2Al(OH)+3H2S(3)重视量的影响:多元酸与碱,盐之间的反应,当反应中存在连续或并行离子反应时,往往会出现因两反应物相对量的变化而产物不同的现象,也即存在多个离子方程式.在判断与量有关的离子反应时,切忌草率行事,以偏概全,应仔细分析题中量的关系,依量写出或判断出相应的离子方程式.3.离子方程式判断正误的技巧指导(1)考察是否违背客观事实:离子方程式与化学方程式一样,应以客观事实为依据,不能凭空杜撰.如:铁跟盐酸反应: 2Fe+6H+=2Fe3+3H2 () 错因:铁与非氧化性酸反应时,因H+氧化性较弱(弱于Fe3+),不能将Fe氧化成Fe3+.(2)考察物质是否处理正确:即该拆写的应拆开,不该拆的不能拆开.如:氨气通入醋酸中: CH3COOH+NH3=CH3COONH4 () CH3COOH+NH3=CH3COO-+NH4+ ()碳酸钡溶于醋酸: BaCO3+2H+=Ba2+H2O+CO2BaCO3+2CH3COOH=Ba2+2CH3COO-+H2O+CO2 ()(3)考察是否漏写离子反应:如:碳酸铜溶液跟氢氧化钡溶液反应: Ba2+SO42-=BaSO4Ba2+2OH-+Cu2+SO42-=BaSO4+Cu(OH)2(4)考察是否电荷守恒:氧化还原型的离子反应最常见的设错方式是电荷不守恒,一般它的电子得失也不守恒.如:氯气通入冷的氢氧化钠溶液中: 2Cl2+2OH-=3Cl-+ClO-+H2O () Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O ()钠跟水反应: Na+2H2O=Na+2OH-+H2 () 3Cu+2NO3-+8H+=3Cu2+2NO+4H2O ()2铜片跟稀硝酸反应: Cu+NO3-+4H+=Cu2+NO+2H2O ()2Na+2H2O=2Na+2OH-+H2 () (5)考察是否违背水解规律如:硫化钠水解: S2-+2H2O=H2S+2OH-S2-+H2O HS-+OH-(6)考察离子是否能够共存:作为离于反应的产物,它一定可以与溶液中的残余离子大量共存,应用此法可以快速地判断与量有关的离子方程式的正误(7)考察拆写是否有误:最常见的是将多元弱酸的酸式酸根离子拆开专题3 反应物相同条件不同导致生成物不同 反应物相同条件不同导致生成物不同主要有以下几种情况:一,反应物的量不同导致生成物不同不同;二,反应物在反应时的外界反应条件(如:温度,压强,是否有催化剂,催化剂的种类等)不同导致生成物不同;三,还有部分反应涉及氧化还原先后问题.1.强碱与AlCl3反应(1)碱过量:Al3+4OH-=AlO2-+2H2O(2)AlCl3过量:Al3+3OH-=Al(OH)32.强酸与NaAlO2反应(1)酸过量:AlO2-+4H+=Al3+2H2O(2)NaAlO2过量:AlO2-+H+H2O=Al(OH)33.CO2与NaAlO2反应(1)NaAlO2过量:2AlO2-+3H2O+CO2=2Al(OH)3+CO32-(2)CO2过量: AlO2-+2H2O+CO2=Al(OH)3+HCO3-4.C与O2反应(1)O2过量(点燃):C+O2=CO2(2)C过量(点燃):2C+O2=2CO5.NaOH与CO2反应(1)NaOH过量:2NaOH+CO2=Na2CO3+H2O(2)CO2过量:NaOH+CO2=NaHCO36.Ba(OH)2与CO2反应(1)Ba(OH)2过量: Ba(OH)2+CO2=BaCO3+H2O(2)CO2过量: Ba(OH)2+2CO2=Ba(HCO3)27.Ca(OH)2与CO2反应(1)Ca(OH)2过量:Ca(OH)2+CO2=CaCO3+H2O(2)CO2过量:Ca(OH)2+2CO2=CaHCO38.NH3H2O与CO2反应(1)NH3H2O过量:2NH3H2O+CO2=2(NH4)2CO3(2)CO2过量:NH3H2O+2CO2=NH4HCO39.HCl与Na2CO3反应(1)HCl过量:2HCl+Na2CO3=2NaCl+CO2+H2O(2)Na2CO3过量:HCl+Na2CO3=NaCl+NaHCO310.Na与O2反应(1)常温:4Na+O2=Na2O(2)加热:2Na+O2=Na2O211.Fe的氧化(1)在空气中常温:4Fe+3O2=2Fe2O3(2)在纯氧中点燃:3Fe+2O2=Fe3O412.SO2通入Na2CO3溶液中(1)SO2过量:2SO2+H2O+CO32-=2HSO3-+CO2(2)Na2CO3过量:SO2+H2O+2CO32-=2HCO3-+SO32-13. Ba(OH)2与KAl(SO4)2反应(1)KAl(SO4)2过量:3Ba2+6OH-+3SO42-+2Al3+=3BaSO4+2Al(OH)3(2)Ba(OH)2过量:Al3+2SO42-+4OH-+2Ba2+=AlO2-+BaSO4+H2O14.AgNO3与NH3H2O的反应(1)AgNO3过量:Ag+NH3H2O=Ag(OH)+NH4+(2)NH3H2O过量:Ag+2NH3H2O=Ag(NH3)2+2H2O15.P与Cl2反应(1)P过量:2P+3Cl2=2PCl3(2)Cl2过量:2P+5Cl2=2PCl516.H2S与O2反应(1)O2:2H2S+3O2=2H2O+2SO2(2)H2S:2H2S+O2=2H2O+2S17.Cu与HNO3反应(1)HNO3(稀):3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO+4H2O(2)HNO3(浓):Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2+2H2O18.FeBr2与Cl2反应(1)FeBr2过量:6FeBr2+3Cl2=4FeBr3+2FeCl3(2)Cl2过量:2FeBr2+3Cl2=2Br2+FeCl3专题4 热化学方程式与普通化学方程式的区别 1.普通化学方程式中有机反应方程式反应物和生成物之间是单向箭头或双向箭头;热化学方程式中反应物和生成物之间是等号;2.普通化学方程式的箭头或等号上可能需要写反应条件;热化学方程式则不需写反应条件;3.普通化学方程式中,反应物与生成物都无需写状态;热化学方程式中的反应物和生成物都必须写状态(g,l,s);4.普通化学方程式生成物中可能气体和固体需要打箭头;热化学方程式中则无需;5.普通化学方程式无需在方程式后写压强温度和反应热;热化学方程式需要些反应热,有时还需写压强和温度;6.普通化学方程式中物质(有机物)最好写结构式;热化学方程式写化学式.专题5 构成物质的微粒(各举三例) 构成物质的微粒有原子,分子,离子.1.原子. (1)He; (2)Ne; (3)Kr.2.分子. (1)O2; (2)H2O; (3)CH4.3.离子. (1)NaCl; (2)FeBr3 (3)CH3COONa.*专题6 常见物质电子式的书写* 1.常见的要求会写电子式的物质(粒子)(1)钠 (2)碳 (3)氯分子 (4)氯离子 (5)氮离子 (6)铵根离子 (7)硫氢根离子 (8)氢氧根粒子 (9)过氧根离子 (10)次氯酸根离子 (11)氯化镁 (12)氮化纳 (13)过氧化钠 (14)氯化铵 (15)氮化镁 (16)氮气分子 (17)次氯酸 (18)四氯化碳 (19)氯化磷 (20)过氧化氢 (21)氰化氢2.常见的要求会写电子式的物质(粒子)的电子式的书写专题7 10电子微粒(原子,分子,离子) (原子) Ne;(分子) H2O, HF, NH3, CH4;(离子) NH4+, NH2-, OH-, Na+, Mg2+, Al3+, F-, O2-, N3-, H3O+.专题8 原电池电极的判断与电极方程式的书写 1.原电池正负极判断 (1)负极发生氧化反应,失去电子;正极发生还原反应,得到电子; 3(2)电子由负极流向正极,电流由正极流向负极.溶液中,阳离子移向正极,阴离子移向负极.2.电极方程式的书写(1)负极:活泼金属失电子,看阳离子能否在电解液中大量存在.如果金属阳离子不能与电解液中的离子共存,则进行进一步的反应. (2)正极:(i)当负极材料能与电解液直接反应时,溶液中的阳离子得电子. (ii)当负极材料不能与电解液反应时,溶解在电解液中的O2得电子.如果电解液呈酸性,O2+4e-+4H+=2H2O;如果电解液呈中性或碱性, O2+4e-+ 2H2O=4OH- (3)特殊情况:Mg-Al-NaOH,Al作负极; Cu-Al-HNO3,Cu作负极. (4)注意:Fe作负极时,氧化产物是Fe2+而不可能是Fe3+;肼(N2H4)和NH3的电池反应产物是H2O和N2. (5)无论是总反应还是电极反应,都必须满足电子守恒,电荷守恒,质量守恒.3.*pH变化规律 (1)电极周围:消耗OH-(H+),则电极周围溶液的pH减小(增大);反应生成OH-(H+),则电极周围溶液的pH增大(减小). (2)溶液:若总反应的结果是消耗OH-(H+),则溶液的pH减小(增大);若总反应的结果是生成OH-(H+),则溶液的pH增大(减小);若总反应消耗和生成OH-(H+)的物质的量相等,则溶液的pH由溶液的酸碱性决定,溶液呈碱性则pH增大,溶液呈酸性则pH减小,溶液呈中性则pH不变.专题9 金属活动顺序的判断 金属性强弱的判断方法1.由金属活动性顺序表进行判断;2.由元素周期表进行判断,同周期金属性减弱,同主族金属性增强;3.由金属阳离子的氧化性强弱判断,一般情况下,氧化性越弱,对应金属性越强(特例:三价铁的氧化性强于二价铜);4.由置换反应可判断强弱:遵循强制弱的规律,5.由对应最高价氧化物对应水化物的碱性强弱来判断,碱性越强,金属性越强.6.由原电池的正负极判断,一般情况下,活泼性强的做负极;7.由电解池的放电顺序判断(等同于3).专题10 非金属活动顺序的判断 非金属性强弱的判断方法1.由单质的氧化性判断.一般情况下,氧化性越强,对应非金属性越强;2.由单质和酸或者和水的反应程度来看,反应越剧烈,非金属性越强;3.由对应氢化物的稳定性判断.氢化物越稳定,非金属性越强;4.由和氢气化合的难易程度判断.化合越容易,非金属性越强;5.由最高价氧化物对应水化物的酸性来判断,酸性越强,非金属越强;6.由对应阴离子的还原性判断,还原性越强,对应非金属性越弱;7.由置换反应判断.非金属性强的制非金属性弱.专题11 溶液pH计算 1.单一溶液的pH的计算若该溶液是酸性溶液,必先确定c(H+),再进行pH的计算.若该溶液是碱性溶液,必先确定c(OH-),可根据c(H+)c(OH-)=KW换算成c(H+),再求pH,或引用pH定义,由c(OH-)直接求pOH,再根据pH+pOH=pKW,换算出pH.2.溶液稀释后的pH的计算(1)强酸或强碱的稀释在稀释强酸或强碱时,当它们的浓度大于10-5mol/L时,不考虑水的电离；当它们的浓度小于10-5mol/L时,应考虑水的电离.如pH=6的盐酸,稀释100倍,稀释后pH7(不能大于7);pH=8的氢氧化钠溶液,稀释100倍,稀释后pH7(不能小于7);pH=3的盐酸,稀释100倍,稀释后pH=5;pH=10的氢氧化钠溶液,稀释100倍,稀释后pH=8. (2)弱酸或弱碱的稀释在稀释弱酸或弱碱过程中有浓度的变化,又有电离平衡的移动,不能求得具体数值,只能确定其pH范围.如pH=3的醋酸溶液,稀释100倍,稀释后3pH5;pH=10的氨水,稀释100倍,稀释后8pH10;pH=3的酸溶液,稀释100倍,稀释后3pH5;pH=10的碱溶液,稀释100倍,稀释后8pHn(OH-),c(H+)混=n(H+)-n(OH-)/V总. (iii)若碱过量,溶液呈碱性,n(OH-)n(H+),c(OH-)混=n(OH-)-n(H+) / V总,再求出c(H+)混.(iv)若未标明酸碱的强弱,混合后溶液pH不定,应分析讨论.若强酸(pH1)和强碱(pH2)等体积混合, pH1+pH2=14,则溶液呈中性, pH=7; pH1+pH214,则溶液呈碱性,pH7; pH1+pH214,则溶液呈酸性, pH7.若酸(pH1)和碱(pH2)等体积混合,pH1+pH2=14,若为强酸与强碱,则恰好反应,pH=7;若为弱酸与强碱,则酸有剩余,pH7.(5)注意:在相关计算过程中,应遵守“酸按酸,碱按碱,无限稀释7为限.两强相混强点3,酸是加,碱是减.异强混合看过量剩谁余谁按谁算.两强等混值为7, pH之和为14”的口诀。专题12 离子共存的判断方法 1.常见的离子不能大量共存的原因(1)发生复分解反应生成难溶物,挥发性物质和难电离物质时不能大量共存.如:(i)若阴阳离子能相互结合生成难溶物或微容物性盐,就不能大量共存.如常见的Ba2+,Ca2+与CO32-,SO32-,SO42-,PO43-,SiO32-等;再如常见的Ag+与Cl-,Br-,I-,PO43-,CO32-,SO42-,S2-等.(ii)弱碱的阳离子不能与OH-大量共存.如常见的Fe2+,Fe3+,Cu2+,NH4+,Ag+,Mg2+,Al3+,Zn2+等与OH-不能大量共存.(iii)弱酸根阴离子不能与H+大量共存.如常见的CH3COO-,F-,CO32-,SO32-、S2-,PO43-等与H+不能大量共存.(iv)弱酸的酸式阴离子与H+或OH-均不能大量共存.如常见的HCO3-, HSO3-,HS-,H2PO4-,HPO42-等既不能与H+大量共存也不能与OH-大量共存(2)若离子间能发生氧化还原反应,也不能大量共存.如:(i)在酸性条件下,MnO4-具有较强的氧化性,与常见的Cl-,Br-,I-,S2-等能发生氧化还原反应,而不能大量共存;同样,NO3-在酸性条件下也具有较强的氧化性,与Br-,I-,S2-,Fe2+,SO32-等不能大量共存.(ii)在中性条件下,NO3-与I-,Fe2+等可以大量共存.(iii)无论是在酸性或碱性条件下,ClO-都具有氧化性,与常见的还原性离子如I-,Fe2+,S2-,SO32-等均不能大量共存.(3)若阴,阳离子间发生双水解反应,有的促进反应进行,不能大量共存.常见的能发生双水解反应离子归纳如下:(i)Al3+与HS-,S-,CO32-,HCO3-,AlO2-,SiO32-,ClO-等;(ii)Fe3+与CO32-,HCO3-,AlO2-,ClO,等;(iii)NH4+与AlO2-,SiO32-等;4发生双水解反应时,由于水解彻底,可用“=”连接反应物和产物,水解生成的难容物或挥发性物质要加沉淀符号“”或气体反符号“”.例如FeCl3与NaHCO3溶液混合的离子反应方程式为;Fe3+3HCO3-=Fe(OH)3+ 3CO2,该类反应要注意电荷守恒.(iv)NH4+与CH3COO-,CO32+,Mg2+与HCO3-等组合中,虽然两种离子都能水解且相互促进,但总的水解程度很小,它们在溶液中可以大量共存,但加热就不能了.(4)若离子间能形成络合物,那么就不能大量共存.如Fe3+与SCN之间就非常容易络合,因而不能大量共存.2.离子共存的判断方法所谓的几种离子在同一溶液中能否共存,就是指离子之间不发生任何的反应,解决这类问题,一定要注意题目中的前提条件,现归纳如下:(1)要看清题目的问法,如“能大量共存”,“不能大量共存”还是“可能大量共存”等等.(2)弄清题目的限定条件,如:(i)限定溶液的颜色,若题目限定是无色透明的,则一定没有Fe2+(浅绿色), Fe3+(棕黄色),Cu2+(蓝色),MnO4-(紫色)等离子;还要注意“透明”不是“无色”.(ii)限定溶液酸碱性，a. “在强酸性(pH=1)溶液中”,就是含有大量的H+,应把H+考虑在内OH-及弱酸根离子都不能大量共存.b.“在强碱性(pH=14)溶液中”,就是含有大量的OH-,应把OH-考虑在内, H+及弱碱阳离子都不能大量共存.c.“在由水电离出c(H+)=110-10 mol/L的溶液中,或在由水电离出c(OH-) =110-10 mol/L的溶液中”能大量共存的,就是说在酸或碱性条件下均能大量共存的离子组;d.“在与Al反应能产生H2的溶液中”,其实就是说在酸或碱性条件下的溶液中;e.“能溶解Al2O3或Al(OH)3的溶液”,就是含有大量的H+或OH-的溶液,其实就是说在强酸或强碱性条件下的溶液中;(iii)限定反应类型“因氧化还原反应.”,即只考虑离子间的氧化还原反应;(iv)限定溶液中已存在的离子如“溶液中已存在Fe3+,Cl-”,则OH-,SCN-,Ag+等离子不能大量共存.专题13 元素周期律的具体描述 1.原子半径(1)同一周期(稀有气体除外),从左到右,随着原子序数的递增,元素原子的半径递减;(2)同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,元素原子半径递增.(3)*阴阳离子的半径大小辨别规律:由于阴离子是电子最外层得到了电子的,而阳离子是失去了电子的.所以,总的说来(同种元素) (i)阳离子半径原子半径;(iii)阴离子半径阳离子半径;(iv)或者一句话总结,对于具有相同核外电子排布的离子,原子序数越大,其离子半径越小.(不适用于稀有气体)2.主要化合价(最高正化合价和最低负化合价)(1)同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,元素的最高正化合价递增(从+1价到+7价),第一周期除外,第二周期的O,F元素除外; (2)最低负化合价递增(从-4价到-1价)第一周期除外,由于金属元素一般无负化合价,故从IVA族开始;(3)元素最高价的绝对值与最低价的绝对值的和为8.3.元素的金属性和非金属性(1)同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,元素的金属性递减,非金属性递增; (2)同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,元素的金属性递增,非金属性递减;4.单质及简单离子的氧化性与还原性(1)同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,单质的氧化性增强,还原性减弱;所对应的简单阴离子的还原性减弱,简单阳离子的氧化性增强;(2)同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,单质的氧化性减弱,还原性增强;所对应的简单阴离子的还原性增强,简单阳离子的氧化性减弱。 (3)元素单质的还原性越强,金属性就越强;单质氧化性越强,非金属性就越强.5.最高价氧化物所对应的水化物的酸碱性(1)同一周期中,从左到右,元素最高价氧化物所对应的水化物的酸性增强(碱性减弱); (2)同一族中,从上到下,元素最高价氧化物所对应的水化物的碱性增强(酸性减弱).6.单质与氢气化合的难易程度(1)同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,单质与氢气化合越容易;(2)同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,单质与氢气化合越难.7.气态氢化物的稳定性(1)同一周期中,从左到右,随着原子序数的递增,元素气态氢化物的稳定性增强; (2)同一族中,从上到下,随着原子序数的递增,元素气态氢化物的稳定性减弱. 8.元素金属性,非金属性的判断依据(1)随着从左到右价层轨道由空到满的逐渐变化,元素也由主要显金属性向主要显非金属性逐渐变化;(2)随同一族元素中,由于周期越高,价电子的能量就越高,就越容易失去,因此排在下面的元素一般比上面的元素更具有金属性.(3)元素的最高价氢氧化物的碱性越强,元素金属性就越强;最高价氢氧化物的酸性越强,元素非金属性就越强;(4)元素的气态氢化物越稳定,非金属性越强.(以上规律不适用于稀有气体.) 9.另外一些根据元素周期律得出的结论 (1)元素的金属性越强,其第一电离能就越小;非金属性越强,其第一电子亲和能就越大;(2)同一周期元素中,轨道越“空”的元素越容易失去电子,轨道越“满”的越容易得电子.专题14 比较微粒半径大小的规律 1.微粒半径大小的比较方法(1)原子半径的大小比较,一般依据元素周期表判断.若是同周期的,从左到右,随着核电荷数的递增,半径逐渐减小;若是同主族的,从上到下,随着电子层数增多,半径依次增大;(2)若几种微粒的核外电子排布相同,则核电荷数越多,半径越小;(3)同周期元素形成的离子中阴离子半径一定大于阳离子半径,因为同周期元素阳离子的核外电子层数一定比阴离子少一层;(4)同种金属元素形成的不同金属离子,其所带正电荷数越多(失电子越多),半径越小.2.判断微粒半径大小的总原则(1)电子层数不同时,看电子层数,层数越多,半径越大;(2)电子层数相同时,看核电荷数,核电荷数越多,半径越小;(3)电子层数和核电荷数均相同时,看电子数,电子数越多,半径越大;如: r(Fe2+)r(Fe3+);(4)核外电子排布相同时,看核电荷数,核电荷数越多,半径越小;(5)若微粒所对应的元素在周期表中的周期和族既不相同又不相邻,则一般难以直接定性判断其半径大小,需要查找有关数据才能判断.专题15 影响化学反应速率的因素及其影响规律 1.影响因素(1)内因:参加化学反应的物质的性质.不同物质参加的反应具有不同的反应速率.(2)外因:浓度,压强,催化剂等.2.影响规律5(1)浓度:其他条件不变时,增加反应物浓度可以增大化学反应速率,浓度越大化学反应速率越大;减小反应物的浓度可以减小化学反应速率,浓度越小化学反应速率越小.原因是物质的浓度的变化使单位体积里活化的分子数发生变化,分子有效碰撞的几率发生了变化;(2)压强:对于有气体参加的化学反应,当其他条件一定时,增大压强,增大化学反应速率,压强越大化学反应速率越大;减小压强,减小化学反应速率,压强越小化学反应速率越小.原因是气态物质浓度的变化通常随压强的变化而变化;(3)温度:升高温度,可以加快化学反应速率,温度越高化学反应速率越大;降低温度可以降低化学反应速率,温度越低化学反应速率越小.原因是升高温度使一些普通分子吸收能量变为活化分子;降低温度使一些活化分子释放能量变为普通分子;(4)催化剂:对于某些化学反应,使用催化剂可以加快化学反应速率.原因是催化剂降低了反应需要的能量,使一些普通分子成为活化分.(5)各条件对化学反应速率的影响大小是:催化剂温度浓度=压强.各种影响都有其局限性,要针对具体反应具体分析.(6)对化学反应速率的影响除以上四点外,还有超声波,电磁波,反应物颗粒大小,扩散速率,溶剂等等会对化学反应速率产生影响.专题16 强弱电解质的判断 1.电解质三要素:(1)熔化或者溶解;(2)能导电;(3)化合物.但在判断电解质的强弱时,没有明确指出具有极性键的共价化合物,哪些是强电解质,哪些是弱电解质. 2.一般来讲强弱电解质可以从如下三个方面来判断(1)电离程度;(2)化学键;(i)具有离子键与强极性键的化合物是强电解质;(ii)盐类,强碱,强酸是强电解质;(iii)具有弱极性共价键的化合物是弱电解质;(iv)弱酸弱碱是弱电解质;(3)化合物属类.当这三个方面产生矛盾时,主要区分标准是电离程度,即完全电离的电解质是强电解质.部分电离的电解质是弱电解质.3.注意(1)BaSO4在水溶液中,由于溶解度极小而水溶液几乎不导电,而溶解的小部分BaSO4完全电离,且在熔融时导电.因此BaSO4是难溶强电解质;(2)CO2,SO2,NH3溶解于水时,生成的H2CO3,H2SO3,NH3H2O能导电,不能说CO2,SO2,NH3是电解质,只能说H2CO3,H2SO3,NH3H2O是电解质,而且是弱电解质;(3)HF(氢氟酸)中含强极性键,它的水溶液由于氢键等因素而电离度较小,因此氟化氢是弱电解质;(4)导电性的强弱与强弱电解质的判断没有直接关系.因为浓度很稀的强电解质也可以是导电性很弱的,而一定浓度的弱电解质也可以导电性较强.即使是弱电解质,随浓度的变小,导电性也是改变的.专题17 各类有机物的特性 1.烃类及其轻质烷烃烯烃炔烃苯及同系物碳碳键长1.5410-10m1.3310-10m1.2010-10m1.4010-10m键 角10928约120180120分子形状正四面体平面型直线型平面六边形主要化学性质光照下的卤代;裂化;不使酸性KMnO4溶液褪色跟X2,H2,HX, H2O的加成,易被氧化;可加聚.跟X2,H2,HX加成;易被氧化.跟H2加成,Fe催化下的卤代,硝化,碘化反应.2.其它有机物及其性质 (1)卤代烃:(i)与NaOH溶液共热发生取代反应;(ii)与NaOH醇溶液共热发生消去反应. (2)醇:(i)跟活泼金属反应产生H2;(ii)跟氢卤酸反应生成卤代烃;(iii)脱水反应(140C分子间脱水成醚,170C分子间脱水生成烯);(iv)催化氧化为醛;(v)与羧酸及无机含氧酸反应生成酯. (3)酚:(i)弱酸性;(ii)与浓溴水发生取代反应;(iii)遇FeCl3呈紫色. (4)醛:(i)与H2加成为醇;(ii)被氧化剂氧化为酸(如Ag(NH3)2+,Cu(OH)2, O2等). (5)羧酸:(i)具有酸的通性;(ii)酯化反应. (6)酯:发生水解反应生成羧酸和醇.专题18 有水参加或生成的反应汇编 5Cl2+I2+6H2O=2HIO3+10HClCl2+SO2 +2H2O=H2SO4 +2HClS+6HNO3(浓)=H2SO4+6NO2+2H2O3S+4 HNO3(稀)=3SO2+4NO+2H2OP4+20HNO3(浓)=4H3PO4+20NO2+4H2OSi+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2Cl2+H2O=HCl+HClOCl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O3Cl2+6NaOH=5NaCl+NaClO3+3H2O2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O=3Cl2+6KOH(热,浓)=5KCl+KClO3+3H2O3S+6NaOH 2Na2S+Na2SO3+3H2O4P+3KOH(浓)+3H2O=PH3+3KH2PO211P+15CuSO4+24H2O=5Cu3P+6H3PO4+15H2SO42Na+2H2O=2NaOH+H2Mg+2H2O=Mg(OH)2+H2=4Al(Hg)+3O2+2xH2O=2(Al2O3xH2O)+4Hg2Al+6H2SO4(浓) Al2(SO4)3+3SO2+6H2OAl+4HNO3(稀)=Al(NO3)3+NO+2H2O=2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2=3Fe+4H2O(g) Fe3O4+4H2=4HCl(浓)+MnO2 MnCl2+Cl2+2H2O4HCl(g)+O2 2Cl2+2H2O16HCl+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O14HCl+K2Cr2O7=2KCl+2CrCl3+3Cl2+7H2O2H2O+2F2=4HF+O22H2S+3O2(足量)=2SO2+2H2O2H2S+O2(少量)=2S+2H2O2H2S+SO2=3S+2H2OH2S+H2SO4(浓)=S+SO2+2H2O3H2S+2HNO3(稀)=3S+2NO+4H2O5H2S+2KMnO4+3H2SO4=2MnSO4+K2SO4+5S+8H2O3H2S+K2Cr2O7+4H2SO4=Cr2(SO4)3+K2SO4+3S+7H2O=H2S+4Na2O2+2H2O=Na2SO4+6NaOH2NH3+3CuO 3Cu+N2+3H2O4NH3+3O2(纯氧)2N2+6H2O4NH3+5O24NO+6H2ONaH+H2O=NaOH+H2CaH2+2H2O=Ca(OH)2+2H24HF+SiO2=SiF4+2H2ONaNH2+H2O=NaOH+NH3NH3+NaCl+H2O+CO2=NaHCO3+NH4Cl2H2O2H2+O22H2O2=2H2O+O22SO2+O2+2H2O=2H2SO4SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HClSO2+Br2+2H2O=H2SO4+2HBrSO2+I2+2H2O=H2SO4+2HINO+NO2+2NaOH=2NaNO2+H2OCO+H2OCO2+H2SO2+2H2S=3S+2H2ONO2+2KI+H2O=NO+I2+2KOH=4NO2+H2S=4NO+SO3+H2O SiO2+2H2 Si+2H2OSO2+H2O=H2SO3SO3+H2O=H2SO463NO2+H2O=2HNO3+NON2O5+H2O=2HNO3P2O5+H2O(冷)=2HPO3P2O5+3H2O(热)=2H3PO4SO2+2NH3+H2O=(NH4)2SO3SO2+(NH4)2SO3+H2O=2NH4HSO3(这是硫酸厂回收SO2的反应.先用氨水吸收SO2,再用H2SO4处理 2NH4HSO3+H2SO4=(NH4)2SO4+2H2O+2SO2生成的硫酸铵作化肥,SO2循环作原料气)SO2+Ca(OH)2=CaSO3+H2OSO3+Ca(OH)2=CaSO4+H2OCO2+2NaOH(过量)=Na2CO3+H2OCO2+Ca(OH)2(过量)=CaCO3+H2OCO2+2NaAlO2+3H2O=2Al(OH)3+Na2CO3CO2+C6H5ONa+H2O=C6H5OH+NaHCO3SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2OFeO+4HNO3=Fe(NO3)3+NO2+2H2O=Fe2O3+3H2=2Fe+3H2O (制还原铁粉)Fe3O4+4H2 3Fe+4H2ONa2O+H2O=2NaOH2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2MgO+H2O=Mg(OH)2 (缓慢反应)Na2O+2HCl=2NaCl+H2OMgO+H2SO4=MgSO4+H2OAl2O3+3H2SO4=Al2(SO4)3+3H2OAl2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2OFeO+2HCl=FeCl2+3H2O=Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2OFe3O4+8HCl(浓) FeCl2+2FeCl3+4H2O=HClO+H2O2=HCl+H2O+O22H2SO4(浓)+C CO2 +2SO2+2H2O2H2SO4(浓)+S=3SO2+2H2O=6H2SO4(浓)+2Fe=Fe2(SO4)3+3SO2+6H2O2H2SO4(浓)+Cu CuSO4+SO2+2H2O=H2SO4(浓)+2HBr SO2+B