高中化学基本概念的总结

作者:澳门威斯尼斯人娱乐网   来源:http://www.qgxls.com    栏目: 威斯尼斯人官网    日期:2019-12-30

  (1)条件问题:常温、常压下气体摩尔体积增大,不能使用22.4 L/mol。

  (2)状态问题:标准状况时,H2O、N2O4、碳原子数大于4的烃为液态或固态;SO3、P2O5等为固态,不能使用22.4 L/mol。

  (7)电解质溶液中因微粒的电离或水解造成微粒数目的变化:如强电解质HCl、HNO3等因完全电离,不存在电解质分子;弱电解质CH3COOH、HClO等因部分电离,而使溶液中CH3COOH、HClO浓度减小;Fe3+、Al3+、CO32–、CH3COO–等因发生水解使该种粒子数目减少;Fe3+、Al3+、CO32–等因发生水解反应而使溶液中阳离子或阴离子总数增多等。

  (8)由于生成小分子的聚集体(胶体)使溶液中的微粒数减少:如1 mol Fe3+形成Fe(OH)3胶体时,微粒数目少于1 mol。

  (9)此外,还应注意由物质的量浓度计算微粒时,是否告知了溶液的体积;计算的是溶质所含分子数,还是溶液中的所有分子(应考虑溶剂水)数;某些微粒的电子数计算时应区分是微粒所含的电子总数还是价电子数,并注意微粒的带电情况(加上所带负电荷总数或减去所带正电荷总数)。

  (1)弱碱阳离子只存在于酸性较强的溶液中:Fe3+、Al3+、Zn2+、Cu2+、NH4+、Ag+ 等均与OH–不能大量共存。

  (2)弱酸阴离子只存在于碱性溶液中:CH3COO–、F–、CO32–、SO32–、S2–、PO43–、 AlO2–均与H+不能大量共存。

  (3)弱酸的酸式阴离子在酸性较强或碱性较强的溶液中均不能大量共存。它们遇强酸(H+)会生成弱酸分子;遇强碱(OH–)会生成正盐和水:HSO3–、HCO3–、HS–、H2PO4–、HPO42–等。

  (4)若阴、阳离子能相互结合生成难溶或微溶性的盐,则不能大量共存:Ba2+、Ca2+与CO32–、SO32–、PO43–、SO42–等;Ag+与Cl–、Br–、I– 等;Ca2+与F–,C2O42–等。

  (5)若阴、阳离子发生双水解反应,则不能大量共存:Al3+与HCO3–、CO32–、HS–、S2–、AlO2–等;Fe3+与HCO3–、CO32–、AlO2–等。

  (6)若阴、阳离子能发生氧化还原反应则不能大量共存:Fe3+与I–、S2–;MnO4–(H+)与I–、Br–、Cl–、S2–、SO32–、Fe2+等;NO3–(H+)与I–、S2–、SO32–、Fe2+等;ClO–与I–、S2–、SO32–等。

  (7)因络合反应或其它反应而不能大量共存:Fe3+与SCN–;Al3+与F–等(AlF63–)。

  (8)此外,还有与Al反应反应产生氢气的溶液(可能H+;可能OH–,含H+时一定不含NO3–);水电离出的c(H+)=10–13 mol/L(可能为酸溶液或碱溶液)等。

  注意:①同一热化学方程式用不同计量系数表示时,△H值不同;②热化学方程式中计量系数表示物质的量;③能量与物质的凝聚状态有关,热化学方程式中需标明物质的状态;④△H中用“+”表示吸热;用“-”表示放热;⑤计算1 mol物质中所含化学键数目时,应首先区分晶体类型,分子晶体应看其分子结构(如P4中含6个P-P键,C60中含30个C=C键和60个C-C键),原子晶体应看其晶体结构,特别注意化学键的共用情况(如1 mol SiO2中含4 mol Si-O键,1 mol 晶体Si中含2 mol Si-Si键);⑥在表示可燃物燃烧热的热化学方程式中,可燃物前系数为1,并注意生成的水为液态。

  (2)物质分子所含化学键的键能越大,则成键时放出的能量越多,物质本身的能量越低,分子越稳定。

  (3)盖斯定律:一定条件下,某化学反应无论是一步完成还是分几步完成,反应的热效应相同。即反应热只与反应的始态和终态有关,而与反应所经历的途径无关(注意:进行相关计算时,热量应带“+”、“-”进行运算)。

  ③活泼金属能从盐溶液中置换出不活泼金属 ③活泼非金属单质能置换出较不活泼非金属单质

  ①核电荷数相同的微粒,电子数越多,则半径越大:阳离子半径<原子半径<阴离子半径

  ②电子数相同的微粒,核电荷数越多则半径越小.即具有相同电子层结构的微粒,核电荷数越大,则半径越小。

  ② 与Ne电子层结构相同的微粒:O2–>F–>Na+>Mg2+>Al3+

  同周期元素的离子半径比较时要把阴阳离子分开。同周期非金属元素形成的阴离子半径大于金属元素形成的阳离子半径。

  例如:Na+<Cl–;第三周期,原子半径最小的是Cl,离子半径最小的是Al3+

  ① Fe2+与OH–反应:产生白色絮状沉淀,迅速转变成灰绿色,最后变成红褐色。

  ③ 苯酚中加过量浓溴水:产生白色沉淀(三溴苯酚能溶于苯酚、苯等有机物)。

  (2)有颜色的气体:Cl2(黄绿色)、溴蒸气(红棕色)、NO2(红棕色)。

  (4)有毒的气体:F2、O3、HF、Cl2、H2S、SO2、CO、NO(NO、CO均能与血红蛋白失去携氧能力)、NO2(制备时需在通风橱内进行)。

  (5)极易溶于水的气体:NH3、HCl、HBr;易溶于水的气体:NO2、SO2;能溶于水的气体:CO2、Cl2。

  注意:Cl2(潮湿)、O3因强氧化性而漂白(潮湿Cl2中存在HClO);SO2因与有色物质化合生成不稳定无色物质而漂白;焦碳因多孔结构,吸附有色物质而漂白。

  (7)能使石蕊试液先变红后褪色的气体为:Cl2(SO2使石蕊试液显红色)。

  (8)能使品红溶液褪色的气体:SO2(加热时又恢复红色)、Cl2(加入AgNO3溶液出现白色沉淀)。

  (10)能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝的气体:Cl2、Br2、NO2、O3。

  ① C2H6(C2H4、C2H2):溴水,洗气(或依次通过酸性高锰酸钾溶液、NaOH溶液,洗气)

  ① C6H6、C6H5OH:NaOH溶液,分液,上层液体为苯;然后在下层液体中通过量的CO2,分液,下层液体为苯酚(或蒸馏收集不同温度下的馏分)

  (5)点燃H2、CH4、C2H4、C2H2等可燃气体时,先检验气体的纯度。

  (6)检验卤化烃分子的卤元素时,在水解后的溶液中先加稀HNO3中和碱液再加AgNO3溶液。

  (7)检验NH3(用红色石蕊试纸)、Cl2(用淀粉KI试纸)等气体时,先用蒸馏水润湿试纸后再与气体接触。

  (9)焰色反应实验时,每做一次,铂丝应先沾上稀盐酸放在火焰上灼烧到无色时,再做下一次实验。

  (10)H2还原CuO时,先通H2后加热,反应完毕后先撤酒精灯,冷却后再停止通H2。

  (11)检验蔗糖、淀粉水解产物时,先加NaOH中和催化作用的硫酸,再加新制Cu(OH)2悬浊液或银氨溶液。

  (3)测水浴温度:如温度对反应速率影响的反应;苯的硝化反应;苯的磺化反应;制酚醛树脂;银镜反应;酯的水解等。

  过滤 分离不溶性固体和液体混合物 粗盐提纯时,将粗盐溶于水,过滤除去不溶性杂质

  结晶 分离溶解度随温度变化差别大的固体混合物 分离KNO3和NaCl的混合物

  ①溶解法:利用特殊的溶剂(或试剂)把杂质溶解而除去,或提取出被提纯物质的一种方法。

  ②沉淀法:利用沉淀反应将杂质转化为沉淀而除去,或将被提纯物质转化为沉淀而分离出来。

  ⑥氧化还原法:通过加氧化剂或还原剂,将杂质转化为气体、沉淀或其它物质而除去。

  H+ 酸碱指示剂;活泼金属Zn;碳酸盐等 变色,产生氢气,产生CO2气体

  ① 能量最低原理:电子先排能量低的能层和能级,然后由里往外排能量高的(能层和能级均影响电子的能量)。

  ② 泡里不相容原理:每个原子轨道上最多排2个自旋相反的电子,即原子核外没有2个电子的运动状态完全相同。

  ③ 洪特规则:电子在能量相同的各个轨道上排布时,电子尽可能分占不同的原子轨道;

  (4)电离能比较:首先应写出微粒的外围电子排布式,再根据使体系能量最低去比较;根据用原子的电离能数据也可推测原子的最外层电子数。

  (5)电负性:元素的原子吸引电子的能力。元素的电负性越大,则元素的非金属性越强;元素的电负性越小,则元素的金属性越强。电负性相差越大的元素形成化合物时,化合物的离子性越强(形成离子键)。

  成键原因 活泼金属(如ⅠA、ⅡA)和活泼非金属(如ⅥA、ⅦA) 成键原子具有未成对电子 金属

  ① 共价键理论(VB):共价键的形成实则是电子的配对。该理论不能解释碳形成甲烷分子。

  ② 杂化轨道理论:能量相近的轨道可以兼并成能量相同的几个等价轨道。用以解释碳能形成甲烷分子(实则是碳原子采取sp3杂化,形成四个兼并轨道,再与氢成键)。杂化后,原子的成键能力增强。

  a.分子中的价电子对(包括成键电子对和孤电子对)由于相互排斥,尽可能远离,电子对之间夹角越小,排斥力越大。

  b.由于孤电子对只受一个原子核的吸引,电子云比较“肥大”,故电子对之间排斥力大小顺序为:孤电子对与孤电子对大于孤电子对与成键电子对大于成键电子对与成键电子对(因此,均采取sp3杂化,电子对构型都为正四面体形的CH4、NH3、H2O分子中键角依次减小)。

  c.微粒中价电子对数为:n=(中心原子的价电子数+每个配位原子提供的价电子数±微粒所带的电荷数)/2(微粒带负电荷时取“+”,带正电荷时取“-”)。主族元素的价电子数等于最外层电子数,氢和卤素作为配位原子时,提供一个电子,当ⅥA族元素作为配位原子时,认为不提供电子(由价电子对数可确定中心原子的杂化形式:电子对数分别为2、3、4时,中心原子分别采取sp、sp2、sp3杂化)。

  d.当配位原子不是氢、ⅥA、ⅦA族元素时,可运用等电子原理,寻找其熟悉的等电子体来判断其构型。

  a.具有相同原子数目和相同电子总数(或价电子总数)的分子或离子具有相同的结构特征。

  b.常见等电子体:N2、CO、CN–、C22–(电子总数为14e–,存在叁键);

  CO2、CS2、COS、BeCl2、N3–、OCN–、SCN–(价电子数为16e–,均为直线e–,均为平面正三角形);

  AB HCl、NO、CO等 ― 极性键 直线° 极性键 直线° 极性键 “V”形 极性分子

  ② 成键方式:头碰头——δ键;肩并肩——π键。头碰头时电子云重叠最大,故δ键较π键稳定。当两原子间形成多个共价键时,首先形成一个δ键,其余则只能形成π键。

  对于分子组成和结构相似的物质,其相对分子质量越大,范德华力越大,熔、沸点越高。

  b.氢键对物质性质的影响:分子间氢键的形成,使物质在熔化或汽化的过程中,还需克服分子间的氢键,使物质的熔、沸点升高;分子间氢键的形成,可促进能形成氢键的物质之间的相互溶解。

  FeO>NaCl(Fe2+与Cl–电子层数相同,O2–与Na+电子层数相同,但FeO中离子所带电荷数多)

  ② 分子晶体:组成和结构相似的分子晶体,相对分子质量越大,分子间作用力越强,晶体的熔、沸点越高。

  ③ 原子晶体:原子半径越小,键长越短,键能越大,键越牢固,晶体的熔、沸点越高。

  ④ 金属晶体:金属离子所带电荷越多,半径越小,金属键越强,晶体的熔、沸点越高。

  ① 分子结构:分子结构中每一个微粒均属于该分子,按结构中的微粒数书写的式子即为其化学式。

  分摊法:按晶体结构中各微粒对结构单元的贡献计算出的微粒数目的最简整数比书写的式子即为其化学式。

  紧邻法:按晶体结构中各微粒周围与之距离最近且相等的另一微粒数目的最简整数比书写的式子即为其化学式。

  六方堆积(Mg、Zn等):配位数为12;面心立方堆积(Al、Cu等):配位数为12;

  Na3AlF6:存在离子键(Na+与AlF63–间)、配位键(Al3+与F–间)。

  (2)机理:CF2Cl2在高空紫外线作用下产生氯原子,作O3分解的催化剂。NOx直接作O3分解的催化剂。

  (3)危害:紫外辐射增强使患呼吸系统传染病的人增加;受到过多的紫外线照射还会增加皮肤癌和白内障的发病率;强烈的紫外辐射促使皮肤老化;使城市内的烟雾加剧,使橡胶、塑料等有机材料加速老化,使油漆褪色等。

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