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文檔簡介

搶分法寶回歸教材用心看(一)

必讀教材基礎知識

必修第一冊

目錄

《第一章物質及其變化》回看索引

《第一章物質及其變化》重點知識總結

《第二章海水中的重要元素——鈉和氯》回看索引

《第二章海水中的重要元素——鈉和氯》重點知識總結

《第三章鐵金屬材料》回看索引

《第三章鐵金屬材料》重點知識總結

《第四章物質結構元素周期律》回看索引

《第四章物質結構元素周期律》重點知識總結

《必修第一冊》回看測試

《第一章物質及其變化》回看索引

P2:圖1近代化學發展的幾個重要里程碑

P3:材料的分類

P6:同素異形體

P7:酸性氧化物、堿性氧化物,特別注意:NO、CO為不成鹽氧化物,NO2溶于水生成HNO3,但HNO3

的酸酊為N2O5O酸酎不一定都是氧化物,如醋酸酎。酸性氧化物、堿性氧化物不一定都與水反應生成對應

的酸和堿。SiO2能和強堿反應,也能和HF反應,但不是兩性氧化物。ImolH3P04最多和3moiNaOH,說明

H3P。4為三元酸;1molH3PO3最多和2moiNaOH反應,說明H3PCh為二元酸,NaHPO3為正鹽;ImolH3PO2

最多和ImolNaOH反應,說明H3P。2為一元酸,NaFhPCh為正鹽。

P7:方法導引一分類

P8:分散系、分散質、分散劑

P8:乳濁液、懸濁液

P8:膠體、液溶膠、氣溶膠、固溶膠膠體粒子不能透過半透膜,能透過濾紙。常見的膠體有:Fe(0H)3膠

體、A1(OH)3膠體、硅酸膠體、淀粉溶液、蛋白質溶液、血液。

P8:【實驗1-1】Fe(OH)3膠體的制備及鑒別FeCb溶液呈棕黃色,制備Fe(OH)3膠體的操作方法是:在

沸水中滴加飽和FeCb溶液,繼續煮沸至紅褐色,停止加熱。將O.lmolFeCb制成膠體,所得的膠粒數小于

O.INA,Fe(0H)3膠體不帶電,Fe(0H)3膠粒帶正電。

P9:丁達爾效應FeCb溶液和Fe(0H)3膠體最本質的區別是膠體粒子大小在Inm-lOOnm之間,區別這兩

種分散系最簡單的方法是丁達爾效應。

P10:思考與討論反應類型

P11:圖1-7單質到鹽的一種轉化關系

P11:化學與職業——化學科研工作者

P13:實驗1-2電解質的導電性

P13:電解質純凈的酸、堿、鹽、金屬氧化物、水是電解質;其它純凈的化合物一般是非電解質;淀粉、

鹽酸、氨水、單質銅既不是電解質,也不是非電解質(前三者為混和物、后者不是化合物)。BaSCM的水溶

液不易導電,但BaSCU是強電解質。一水合氨是弱電解質。NaHSCU在熔化狀態下的電離方程式為

+

NaHSO4=Na+HSO4o證明某化合物為離子化合物最簡單的方法是:在熔化狀態下是否導電,若導電則為

離子化合物。

P13:蒸儲水也能導電,只是導電能力非常弱,用上述實驗裝置不能測出。

P14:電流

P15:電離

P15:電離的角度認識酸和堿的本質

P16:電離模型:電解質溶于水會自動地解離成離子,而不是當時流行的說法一離子是通電后才產生的。

P16:實驗1-3硫酸鈉溶液與氯化領溶液反應

P17:能拆寫成離子形式的物質:易溶于水且易電離的物質(強酸、強堿和大部分可溶性鹽),難溶的物質、

氣體和水等仍用化學式表示。

P18:復分解反應發生的條件

P19:T9、T10

P21:氧化還原反應的特征

P22:氧化還原反應的本質

P23:科學史話——氧化還原反應概念的發展

P23:氧化劑、還原劑、氧化性、還原性、常見的氧化劑、常見的還原劑

P24:生產生活中廣泛存在的氧化還原反應

補充:物理變化和化學變化:化學變化過程中有舊化學鍵的斷裂,同時又有新化學鍵的形成,但有化學鍵

斷裂的變化未必就是化學變化,如NaCl晶體熔化、SiCh晶體的熔化,分別破壞了離子鍵、共價鍵,但屬于

物理變化。一種原子變為另一種原子涉及原子核的變化,不屬于化學變化。CuS04等電解質溶液的導電屬

于化學變化。煤的氣化、液化、煤的干儲、裂化、裂解為化學變化。石油的分儲為物理變化。

P25:Tl、T3

P26:T9、T12

P29:T2、T3、T4、T5、

P30:T10、T12、T13

《第一章物質及其變化》重點知識總結

一、物質的分類

1、六大強酸:HC1、H2so4、HNCh、HBr、HLHCIO4

2、四大強堿:KOH,Ca(OH)2(澄清時)、NaOH、Ba(OH)2

3、酸性氧化物:能跟堿反應生成相應價態鹽跟水的氧化物,一般為非金屬氧化物(特例:Mn2O7),常見

酸性氧化物:C02、SCh、S03、SiO2>P2O5等。

4、堿性氧化物:能跟堿反應生成相應價態鹽跟水的氧化物。一般為金屬氧化物。

5、酸性氧化物的性質:

①酸性氧化物+水一酸;②酸性氧化物+堿性氧化物一含氧酸鹽;③酸性氧化物+堿―鹽+水。

6、堿性氧化物的性質:

①堿性氧化物+水—堿;②堿性氧化物+酸性氧化物—含氧酸鹽;③堿性氧化物+酸—鹽+水;

7、關于氧化物的易錯點:

(1)金屬氧化物不一定是堿性氧化物,如:AbCh、M112O7等。

(2)非金屬氧化物不一定是酸性氧化物,如:CO、NO等。

(3)酸性氧化物不一定是非金屬氧化物,如:MmCh等。

(4)堿性氧化物一定是金屬氧化物。

8、同素異形體:同種元素形成的不同單質互稱為同素異形體。如:。2和。3;金剛石和石墨等。

9、溶解性:鉀鈉鏤硝鹽易溶;鹽酸鹽除氯化銀;硫酸鹽除鈣領銀;碳酸鹽都不溶;堿類溶鉀鈉錢領。

10,分散系(混合物):一種(或多種)物質分散到另一種(或多種)物質中所得的體系,叫做分散系。

被分散的物質稱為分散質,起容納分散質作用的物質稱為分散劑。

11、本質區別:分散質粒子直徑大小是膠體區別于溶液、濁液的本質特征。

12、溶液、膠體、濁液三種分散系的比較:

分散質粒子大小/nm外觀特征能否通過濾能否通過半有無丁達爾實例

紙透膜效應

溶液小于Inm均勻、透明、穩能能無NaCl、蔗糖溶液

膠體在1一lOOnm之間均勻、有的透能不能有Fe(OH)3膠體

明、較穩定

濁液大于lOOnm不均勻、不透不能不能無泥水

明、不穩定

13、丁達爾效應(膠體的特性):用一束強光照射膠體,有一條光亮的通路。(區別膠體和溶液)

14、Fe(OH)3膠體的制備方法:將飽和FeCl縮液滴入沸水中,繼續加熱至體系呈紅褐色,停止加熱,得到

Fe(OH)3膠體。制備膠體Fe(OH)3膠體的方程式:FeCb+3H2O==Fe(OH)3(膠體)+3HCl

二、物質的轉化

15、酸、堿、鹽的化學通性

(1)酸的通性

性質反應實例反應類型

與指示劑反應使紫色石蕊試劑變紅,不能使酚醐試劑變色—

與活潑金屬反應Zn+H2so4=ZnSO4+H2t置換反應

與金屬氧化物反應CuO+H2SO4=CuSO4+H2O復分解反應

與堿反應2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O復分解反應

與某些鹽反應CuCO3+H2SO4=CuSO4+H2O+CO2T復分解反應

(2)堿的通性

性質反應實例反應類型

與指示劑反應使紫色石蕊變藍,無色酚醐變紅—

與酸性氧化物反應2NaOH+SiO2=Na2SiO3+H2O復分解反應

與酸反應2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O復分解反應

與某些鹽反應復分解反應

2NaOH+MgSO4=Na2SO4+Mg(OH)2i

(3)鹽的通性

性質反應實例反應類型

與金屬反應CuSO4+Zn=ZnSO4+Cu置換反應

與酸反應CaCO3+2HC1=CaCl2+H2O+CO2T復分解反

與堿反應MgCh+2NaOH=2NaCl+Mg(OH)2;復分解反應

與鹽反應BaCl2+MgSO4=MgCl2+BaSO4i復分解反應

16、單質、氧化物、酸、堿、鹽之間的轉化關系

a'一一1a性氧化物或I金屬單.I-J堿性氧化物,出~而[絲生生四國

I酸打機下物|.產

三、離子反應

17、物質導電原因分析:

①金屬銅導電的原因是:銅內有自由移動的電子。

②NaCl固體、KNCh固體不導電的原因是:固體中盡管有陰、陽離子,但這些離子不能自由移動。

③NaCl溶液、KNCh溶液、稀鹽酸導電的原因是溶液中有自由移動的離子。

④蔗糖溶液、乙醇溶液不導電的原因是:蔗糖、乙醇都是由分子構成,在水中不能形成自由移動的帶電荷

的粒子。

⑤注意:H2so4、HN03、HC1等化合物在液態條件下都不導電(沒有自由移動的離子)。

18、電解質:在水溶液里或熔融狀態下能夠導電的化合物,常見電解質:酸、堿、鹽、水、金屬氧化物。

19、非電解質:在水溶液里和熔融狀態下都不導電的化合物,常見非電解質:非金屬氧化物、非金屬氫化

物(NH3)、大多數有機物(酒精、葡萄糖、蔗糖等)。

20、強電解質:在水溶液中完全電離的電解質(強酸、強堿、大部分鹽、金屬氧化物)

21、弱電解質:在水溶液中部分電離的電解質(弱酸、弱堿、水)

22、導電條件及原因:固體電解質不導電,只有在水溶液里或熔融狀態下才能導電,因為電解質在水溶液

里或熔融狀態下解離出了自由移動的陰、陽離子,陰、陽離子在電場的作用下發生定向移動。

23、易錯提醒;

①電解質、非電解質都是化合物,不同之處是在水溶液中或熔融狀態下能否導電。

②電解質的導電是有條件的:電解質必須在水溶液中或熔融狀態下才能導電。

③能導電的物質并不全部是電解質:如銅、鋁、石墨、氯化鈉溶液等。

④溶于水能導電的化合物不一定是電解質。電解質導電必須是化合物本身能電離出自由移動的離子而導電,

不能是發生化學反應生成的物質導電。如非金屬氧化物(SO2、SO3、CCh)、大部分的有機物為非電解質。

⑤某些難溶于水的化合物。如BaSCU、AgCl等,由于它們的溶解度太小,測不出其水溶液的導電性,但它

們溶解的部分是完全電離的,所以是電解質。

⑥單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。

24、溶液導電性強弱判斷:溶液中自由移動離子濃度的大小。

25、電離:電解質溶于水或受熱熔融時,形成自由移動的離子的過程。

26、電離方程式書寫:

①左邊寫化學式,右邊寫離子符號;

++2+

②強酸的酸式酸根拆,弱酸的酸式酸根不能拆;(例如:NaHSO4(aq)=Na+H+SO4-,NaHCO3=Na+HCO3-)

③強電解質寫“=",弱電解質寫V注意:NaHSOM熔融)=Na++HSC>4-

27、電離方程式應符合原子守恒、電荷守恒定律。

28、從電離的角度認識酸、堿、鹽

①酸:電離時陽離子全部為H+(如HC1)。

②堿:電離時陰離子全部為OH-(如NaOH)。

③鹽:由金屬陽離子(或NH4+)和酸根組成(如NaCD。

29、離子反應:電解質在溶液中的反應實質上是離子之間的反應,這樣的反應屬于離子反應。

30、離子反應方程式及意義:用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學

反應,而且表示同一類型的離子反應。

31、離子反應方程式書寫步驟:

①寫:正確寫出反應的化學方程式;

②拆:把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式;

不拆:單質、氧化物、氣體、沉淀、水、弱酸、弱堿、濃硫酸等。

③刪:將不參加反應的離子從方程式兩端刪去;

④查:查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等;

32、易錯提醒:

①凡不是在溶液中進行的反應不能寫離子方程式;

②微溶物作為反應物時,若為澄清溶液拆成離子形式,若為懸濁液寫化學式;

若為生成物一般寫化學式,并且加沉淀符號;

③多元弱酸的酸式鹽的酸根離子在離子方程式中不能拆開寫;

而強酸鹽的酸根離子在離子方程式中要拆開寫。

33、離子方程式正誤判斷(六看)

①看反應是否符合事實:主要看反應能否進行或反應產物是否正確;

②看能否寫出離子方程式:純固體之間的反應不能寫離子方程式;

③看化學用語是否正確:化學式、離子符號、沉淀、氣體符號、等號等的書寫是否符合事實;

④看離子配比是否正確,看是否拆正確;

⑤看原子個數、電荷數是否守恒;

⑥看與量有關的反應表達式是否正確(過量、適量);

34、離子共存問題:離子在同一溶液中能大量共存,就是指離子之間不發生任何反應;

若離子之間能發生反應,則不能大量共存。

①結合生成難溶物的離子不能大量共存:如Ba2+和SCU"、Ag+和Cl\Ca2+和CO32-、Mg2+和等;

②結合生成易揮發物質的離子不能大量共存:如H+和CChHHCOy;OH”和CCh”、SO3?-和NH4+等

③結合生成難電離物質(水)的離子不能大量共存:如H+和OH、CH3COO,OH-和HCO3-等。

35、易錯提醒:題干中的條件:

①如無色溶液應排除有色離子:Fe?+(淺綠色)、Fe3+(黃色)、Cu2+(藍色)、MnO^紫色)等離子;

②強堿性溶液或pH大于7的溶液或使酚酸試紙變紅的溶液,都含有大量OH-,其中肯定不存在能與OH-

322

反應的離子,如:NH4\HS-、HSO3-、HCO3-、Fe\A伊、Fe\Cu\Mg2+等(即H+、弱堿根等)。

③強酸性溶液或pH小于7的溶液、加入鋅粒生成H2或使石蕊試紙變紅的溶液,都含有大量H+,其中肯定

2222

不存在能與H+反應的離子,如:OH、S-.HS-、SO3-.HSO3\F、CIO,CH3coO\CO3>HCO3>SiO3-

等(即0H\弱酸根、弱酸的酸式酸根等)。

四、氧化還原反應

36、概念:凡是有元素化合價升降的化學反應。

37、氧化反應:物質所含元素化合價升高的反應。還原反應:物質所含元素化合價降低的反應。氧化反應

和還原反應同時發生!

38、氧化劑:在反應中得到電子(化合價降低)的反應物-一表現出氧化性;

還原劑:在反應中失去電子(化合價升高)的反應物--表現出還原性。

39、氧化產物:失電子被氧化后得到的產物--具有氧化性

還原產物:得電子被還原后得到的產物--具有還原性

40、易錯提醒:

①氧化劑還原劑可以是不同物質,也可以是同種物質;

②氧化產物、還原產物可以是不同物質,也可以是同種物質

③物質的氧化性(或還原性)是指物質得到(或失去)電子的能力,

與物質得失電子數目的多少無關

41、氧化還原反應的判斷依據:有無元素化合價的變化。

42、氧化還原反應的相關概念之間的關系

可概括為“氧、氧、得、降、還、還、還”。

43、常見的氧化劑(元素處于最高價時或中間價態)及產物預測

氧化劑還原產物

(酸性);(中性);2(堿性)

KMnO4M/+MnChMnO4"

3+

K2Cr2O7(酸性)Cr

濃硝酸NO2

稀硝酸NO

X2(鹵素單質)X-

H2O2OH(堿性);H2O(酸性)

NazChNaOH(或Na2cO3等)

NaClO(或C1CT)cr>ch

、等

NaClO3C12C1O2

2+

PbO2Pb

44、常見的還原劑(元素處于最低價時或中間價態)及產物預測

還原劑氧化產物

Fe2+Fe3+(酸性);Fe(OH)3(堿性)

SO2(或H2sO3、SO32一)SO?"

2-2-

S(或H2S)S、SO2(或SO32-)、SO4

H2c2。4CO2(酸性);CO32-(堿性)

H2O2O2

r(或HI)I2、IO3

COCO2(酸性);CO32-(堿性)

Zn2\Fe2+(與強氧化劑反應生成Fe3+)

金屬單質(Zn、Fe、Cu等)

Cu2+(與弱氧化劑反應生成Cu+)

45、氧化還原反應的本質:電子的轉移(得失或偏移)。

46、電子轉移的表示方法

(1)雙線橋法:①標變價②畫箭頭(反應物指向生成物)③算數目④說變化。如銅和稀硝酸反應:

失去3義2廠

II

3C11+8HNO3(稀)^3CU(NC)3)2+2NOf+4HO

II2

得到2X3e-

(2)單線橋法:①標變價②畫箭頭(由失電子原子指向得電子原子)③算數目(線橋上只標電子轉移的

總數目,不標“得”“失”字樣),如銅和稀硝酸反應:

6e-

II

3CU+8HNC)3(稀)^3CU(NC)3)2+2NOf+4H2O

47、氧化還原反應的基本規律

①價態規律:同種元素,處于最高價態時只具有氧化性。處于最低價態時只具有還原性。處于中間價態時

既有氧化性又有還原性。

②歧化和歸中規律:同種元素不同價態之間發生氧化還原反應時,價態的變化“只靠攏,可相交,不相叉”。

③反應先后規律:多種氧化劑與一種還原劑相遇,氧化性強的首先得電子被還原;多種還原劑與一種氧化

劑相遇,還原性強的首先失電子被氧化。

④守恒規律:a.質量守恒:反應前后元素的種類和質量不變。

b.電子守恒:即氧化劑得電子的總數等于還原劑失電子的總數,這是配平氧化還原反應方程式的依據,也是

有關氧化還原反應計算的依據。

c電荷守恒:離子方程式中,反應物中各離子的電荷總數與產物中各離子的電荷總數相等。書寫氧化還原反

應的離子方程式時要注意滿足電荷守恒,如Fe3++Cu=Fe2++Cu2+(錯誤),2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+(lE

確)。

48、氧化性與還原性的強弱判斷規律:

(1)根據氧化還原反應方程式的判斷:

氧化性:氧化劑>氧化產物

還原性:還原劑>還原產物

(2)根據金屬活動性順序判斷:KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgPtAu

從左向右還原性逐漸減弱,對應離子的氧化性逐漸增強

根據非金屬活動性順序判斷:F2ChBr2I2S

從左向右氧化性逐漸減弱,對應離子的還原性逐漸增強

(3)根據反應條件和反應的劇烈程度:

反應條件要求越低,反應越劇烈,對應物質的氧化性或還原性越強。

49、氧化還原反應方程式的配平步驟:

①標變價元素化合價;

②找出變價元素化合價升降(得失電子)總數;

③求得失電子數的最小公倍數;

④配系數;

⑤細檢查(原子守恒、電荷守恒)

《第二章海水中的重要元素——鈉和氯》回看索引

P32:【實驗2-1]鈉的取用圖2-2觀察鈉的真面目是銀白色,用小刀切割后很快變暗,是因為氧化成了

NazO。

P33:【實驗2-2】鈉與氧氣反應如果點燃金屬屬鈉,產物為NazCh,實驗3-2中,加熱金屬鈉用生煙,不

用蒸發皿,生煙放在泥三角上。Na2O2呈淡黃色。鈉保存在石蠟油或煤油中,鈉著火不能用水滅火,只能用

干燥的沙土來滅火。

P34:探究——鈉與水的反應鈉與水反應時鈉在水面上,鈉與乙醇反應時鈉在乙醇下面,二者相比較,鈉

與水反應快,這說明水中的氫比醇羥基中的氫活潑。

P35:【實驗2-3】過氧化鈉與水的反應向NazCh與水反應后的溶液中滴入酚酰;,現象是:先變紅,后褪

色。與水反應先生成H2O2,再分解成H20和02。圖2-5氧氣檢驗。過氧化鈉用作呼吸面具或潛水艇中的氧

氣來源的原因。NazCh與H2O和C02反應,轉移電子數與NazCh的物質的量相等。

P36:【實驗2-4]碳酸氫鈉和碳酸鈉溶于水碳酸鈉和碳酸氫鈉溶解后,用手摸試管底部,溶解碳酸鈉的

試管溫度明顯升高。水解雖然是吸熱的,形成水合離子的過程是放熱的。

P37:碳酸鈉水合物

P37:【實驗2-5】碳酸氫鈉和碳酸鈉受熱分解仔細觀察圖2-7,試管底略高于試管底,酒精燈火焰的位置。

該實驗證明Na2cCh和NaHC03穩定性差的是NaHC03?所以除去Na2CO3固體中有少量NaHC03常用加熱

法,Na2c03和酸反應可以看成先生成NaHCCh,再繼續反應生成CO2。Na2cCh和NaHCCh溶解性相對較小

的是NaHCCh,向飽和的Na2cO3溶液中通足量的CO2現象是有晶體析出,化學方程式為Na2cO3(飽和)

+H20+CO2==2NaHC03;o所以除去NaHCCh溶液中有少量Na2cO3方法通入過量的C02o分別取Na2cO3

溶液和NaHCCh溶液兩種試液分別滴加少量的澄清石灰水,均有白色沉淀,發生的離子反應方程式分別為

2+22+2

Ca+CO3=CaCO3i>2HCO3+Ca+2OH=CaCO3i+2H2O+CO3-=

P37:侯德榜和侯氏制堿法侯氏制堿法中的堿是指Na2co3。向氨化的飽和食鹽水中通CO2有晶體析出(一

定先通NH3再通C02)。過濾,將所得的晶體加熱得Na2co3。有關反應為:NH3+CO2+NaCl=NH4Cl+NaHCO3〉

2NaHCO3金Na2cO3+H2O+CO2J

P38:實驗2-6焰色試驗焰色試驗不屬于化學變化。焰色反應是金屬或其化合物,如鈉的焰色為黃色,是

指鈉的單質或化合物在火焰上灼燒焰色都是黃色。每次焰色反應前鉗絲都要用鹽酸洗凈,在外焰上灼燒到

沒有顏色時,再蘸取待檢測物質。節日燃放的煙花,就是堿金屬的焰色試驗。

P38:藍色鉆玻璃的作用觀察K的焰色要用藍色鉆玻璃,其作用是濾去黃色的光。

P40:T5、T6

P42:【實驗2-7]氯氣與氫氣反應Cb是一種黃綠色有強烈剌激性氣味的有毒氣體。鐵在氯氣中燃燒產生

棕色的煙(2Fe+3cb.例2FeCb),氫氣在氯氣中燃燒(H2+CL邈2HC1)產生蒼白色火焰(圖4-16)。說明

燃燒不一定要有氧氣參加。

P43:自來水消毒劑很多自來水廠用氯氣殺菌、消毒。是由于氯氣溶于水生成的HC10有強氧化性。HC10

是一元弱酸,其酸性比H2c03弱,HC1O不穩定,在光照條件下分解為鹽酸和02、氯水保存在棕色試劑瓶

中。

P43:【實驗2-8】氯氣(干燥、濕潤)與有色布條和有色鮮花

P43:干燥的氯氣使有色鮮花變色干燥的氯氣無漂白作用。氯氣溶于水的化學方程式為

H2O+CI2tHe1+HC1O,標況下,2.24L氯氣溶于水,轉移電子數小于O.INA,酸性條件下,C1和C1CX不能共

存,將C12通入紫色石蕊溶液現象是先變紅,后褪色。

P44:制備漂白液的反應原理、制備漂白粉的反應原理、漂粉精

工業上制漂白粉的反應為:2Ch+2Ca(OH)2=CaC12+Ca(ClO)2+2H2O,漂白粉有主要成份是CaCb和Ca(ClO)2,

有效成份是Ca(ClO)2,漂白粉空氣中失效相關的化學方程式為Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HC1O,

2HC1O=2HC1+O2TO漂白液是以NaClO為有效成分的溶液,又叫“84”消毒液,因水解而略呈堿性,它不能

和潔廁精共用,原因是NaClO+2HCl=NaCl+Cl2T+H2Oo漂白液、漂白粉和漂粉精可用漂白棉、麻、紙張

的漂白劑,又可以用作游泳池及環境的消毒劑。

P45:氯氣的實驗室制法

圖2-17實驗室制氯氣的裝置示意圖,燒瓶中發生的化學反應方程式為:MnO2+4HCl(濃)42MlicI2+CI2T+2H2。,

若用KMnO4代替MnCh,發生的化學反應方程式2KMnC)4+16HCl(濃)=2MnCb+2KCl+5c8H2。,氯氣中

混有的HC1可用飽和食鹽水除去,原因是飽和食鹽水可以溶解HC1同時可降低氯氣在水中的溶解度。除去

氯氣中混有的水蒸氣可用盛有濃硫酸的洗氣瓶,也可以用裝有裝P2O5或CaCb的干燥管。收集方法為向上

排空氣法,燒杯盛裝NaOH溶液的作用是除去多余的氯氣,防止空氣污染。

P46:方法導引——實驗室中制取氣體裝置的設計各裝置的連接順序。

P46:實驗2-9氯離子的檢驗

P47:T3

P48:物質的量

P51:摩爾質量

P52:氣體摩爾體積

P53:物質的量濃度

P54:資料卡片——容量瓶的使用

P55:【實驗2-10]配制一定物質的量濃度的NaCl溶液的步驟和裝置配制一定物質的量濃度的溶液。重

點注意步驟、圖示、注解、注意事項、思考與討論等。稱量固體時托盤天平只保留一位,量筒量取液體時

也只保留一位。容量瓶使用的第一步操作:檢查是否漏水(簡稱“查漏”)。“查漏”的方法:向容量瓶中加入適

量水,蓋好瓶塞,左手食指頂住瓶塞,右手托住瓶底,將容量瓶倒轉過來看瓶口處是否有水滲出,若沒有,

將容量瓶正立,將瓶塞旋轉180度,重復上述操作,如果瓶口處仍無水滲出,則此容量瓶不漏水。若漏水,

可以在瓶塞處涂凡士林。常見容量瓶的規格有50mL、100mL,250mL、500mL、1000mL幾種。如配制

溶液時明確知道所需容量瓶規格,則需將容量瓶規格一并答上。如圖所示:用玻璃棒引流時,玻璃棒末端

應插入到刻度線以下,且玻璃棒靠近容量瓶口處且不能接觸瓶口。定容時,膠頭滴管不能伸入容量瓶。配

制一定物質的量濃度的溶液所需要的實驗儀器:托盤天平、量筒、玻璃棒、容量瓶(容量一定要指明)、

膠頭滴管、燒杯、藥匙。重要的實驗步驟:計算一稱量(量取)-溶解(稀釋)一轉移(輕搖)一定容一搖勻一

倒出裝瓶。定容時視線與凹液面最低處相平,直到液面與刻度線相切。

P56:濃溶液配制稀溶液的原理

P59:T2、T5、T7

P60:T8、T10、T11

P61:實驗活動1——配制一定物質的量濃度的溶液

《第二章海水中的重要元素——鈉和氯》重點知識總結

一、活潑金屬單質…-鈉

1、鈉元素的存在:在自然界中以化合物(化合態)的形式存在,如:NaCl、Na2cCh、Na2SC)4等。

2、金屬鈉的物理性質:銀白色帶金屬光澤、質軟、熔點低、密度比水小但比煤油大的固體。

3、金屬鈉的保存:少量鈉保存在煤油或石蠟油中,大量鈉保存在固體石蠟中。

4、鈉與氧氣反應:

①很活潑,常溫下:4Na+O2=2Na2O(Blfe)*(新切開的鈉放在空氣中容易變暗)

②加熱條件下:2Na+O2ANa2C)2(淡黃色)

現象:(在用埸中進行)先熔化成小球,后劇烈燃燒,產生黃色火焰,生成淡黃色固體。

6、鈉在空氣中的變化過程:Na^Na2O^NaOH^Na2CO3-10H2O(結晶)-Na2cCh(風化),

即:一小塊鈉置露在空氣中的現象:銀白色的鈉很快變暗(生成NazO),跟著變成白色固體(NaOH),然后

在固體表面出現小液滴(NaOH易潮解),最終變成白色粉未(最終產物是Na2co3)。

7、鈉與H20的反應(反應劇烈,切綠豆大小即可):2Na+2H2O=2NaOH+H2T

++-

★離子方程式:2Na+2H2O=2Na+2OH+H2?(注意配平)

實驗現象分析與結論

浮在水面上鈉的密度比水小

熔成小球反應放熱,且鈉的熔點低

四處游動有氣體生成,推動小球迅速游動

發出嘶嘶的響聲有氣體生成,反應劇烈

加入酚酰溶液由無色變紅色生成堿性物質生成

8、足量鈉與酸反應:“先酸后水”:2Na+2H+=2Na++H2T

9、足量鈉與鹽溶液反應:“先水后鹽”(K、Ca、Na均如此),如:將鈉放入硫酸銅溶液中,不能置換出銅單

?2Na+2H2O=2NaOH+H2T

@2NaOH+CuSO4=Cu(OHR+Na2SO4

實驗現象:鈉熔成小球,在液面上四處游動,有藍色沉淀生成,有氣泡放出

10、鈉著火的處理:用干燥的沙土蓋滅。

11、工業制鈉:電解熔融的NaCl:2NaCl(熔融尸===一%12T

12、鈉的氧化物性質

Na2ONa?O2

色態白色固體淡黃色固體

物質種類堿性氧化物過氧化物

氧元素價態-2-1

生成條件2Na+O2ANazCh

4Na+O2==2Na2O

與水反應

Na2O+H2O==2NaOH2Na2O2+2H2O==4NaOH+O2

與酸性氧化物反應

Na2O+CO2=Na2CO32Na2O2+2CO2==2Na2co3+O2*

與酸反應Na2O+2HCl=2NaCl+H2O2Na2O2+4HCl=4NaCl+O2T+2H2O

不穩定

穩定性穩定

2Na2O+O2A2Na2O2

13、易錯提醒:

+

?Na2O2與H2O的離子反應方程式:2Na2Ch+2H2O=4Na+4OH-+02T

②反應實質:Na2O2+2H2O=2NaOH+H2O22H2O2=2H2O+02T

③實驗現象:產生氣泡,試管壁發燙,溶液(滴加酚醐)先變紅,后褪色;

④與H20、C02的反應,Na2O2可用作呼吸面具的供氧劑;

⑤與H2。、CO2的反應,NazCh既是氧化劑又是還原劑,是過氧化物;

14、含鈉元素的兩種鹽:Na2CO3和NaHCCh的性質

名稱碳酸鈉碳酸氫鈉

化學式Na2c03NaHCCh

俗名蘇打、純堿小蘇打

色、態白色粉末白色細小晶體

發酵粉、滅火劑、治療胃酸過多(有胃

用途洗滌劑,玻璃、肥皂、造紙、紡織等工業

潰瘍時不能用)

溶解度大小溶解度:Na2cCh>NaHCO3

水溶液堿性堿性(同濃度):Na2co3>NaHCO3

與酸反應方程式NaHCCh比Na2cCh,快

2++

CO3-+2H=H2O+CO2THCO3-+H=H2O+CO2T

Na2cO3+2HC1==2NaCl+CO2T+H2ONaHCO3+HCl==NaCl+CO2T+H2O

熱穩定性熱穩定性:Na2CO3>NaHCO3

2NaHCO3ANa2co3+H2O+CO2T

與CaCh反應Na2co3+CaCb=CaCO31+2NaCl(白色沉淀)NaHCCh+CaCb不反應

與澄清石灰水反應Na2cCh+Ca(OH)2=CaCO3;+2NaOH白色沉淀生成(量不同產物不同)

22+

CO3-+Ca=CaCO3;

15、易錯提醒:①碳酸鈉和碳酸氫鈉與同濃度的酸反應時,碳酸氫鈉中先產生氣泡。

CO32-+H+=HCO3-(無氣泡產生)

+

HCO3-+H=H20+C02?(有氣泡)

②Na2cCh易與含Ba2\Ca?+的堿反應生成碳酸鹽沉淀和NaOH,

而NaHCO3能與所有可溶堿反應生成碳酸正鹽和水

HC1HNO3CO2+H2O

③Na2cO3與NaHCO3的相互轉化:Na2CO3NaHCO3

△NaOHCa(OH)2

16、鑒另1JNa2cO3和NaHCCh

①加熱:加熱固體,產生能使澄清石灰水變渾濁的氣體的是NaHCCh,如上圖;

②滴入CaCb或BaCb溶液:產生白色沉淀的是Na2co3;

③逐滴滴入稀鹽酸:反應較劇烈的是NaHCO3;

17、焰色試驗:金屬或它們的化合物在灼燒時使火焰呈現特殊的顏色,這在化學上叫焰色試驗。

18、焰色試驗操作步驟:

①將伯絲(或光潔無銹的鐵絲)用稀鹽酸洗滌后放在酒精燈外焰上灼燒至火焰顏色與原來相同;

②用柏絲蘸取待測碳酸鈉溶液放在外焰上灼燒,觀察火焰顏色;

③用鹽酸洗凈鋁絲,在外焰上灼燒至火焰無色后,

再蘸取碳酸鉀溶液做同樣的實驗,透過藍色的鉆玻璃觀察火焰的顏色。

尋----

黃色鉆玻璃

的線的清洗而秘觀察綽的焰色試驗

19、焰色試驗易錯提醒:①焰色試驗是物理變化,并非所有含金屬元素的化學物質灼燒時都有特征顏色。

②鈉的焰色是黃色,鉀透過藍色的鉆玻璃焰色是紫色。

二、氯氣

20、氯元素在自然界中以化合態存在。

21、氯氣的物理性質:黃綠色有刺激性氣味的有毒氣體,可溶于水(1體積水大約溶解2體積的氯氣),易

液化,加壓和降溫條件下可變為液態(液氯)和固態。

22、與金屬反應

①鈉與氯氣反應2Na+Cl2型2NaCl產生大量白煙

②鐵與氯氣反應2Fe+3Ch型2FeCl3產生棕紅色的煙

③銅與氯氣反應Cu+Cl2型CuCh產生棕黃色的煙

規律:氯氣與變價金屬(如Fe、Cu)發生反應,把變價金屬氧化成高價的金屬氯化物。

23、與非金屬反應

H2+Cl2甚捶2HC1(在點燃或光照下氯氣均能與氫氣反應)

現象:氫氣在氯氣中安靜燃燒,發出蒼白色火焰,瓶口呈白霧狀。

24、燃燒:燃燒不一定有氧氣參加,物質并不是只有在氧氣中才可以燃燒。燃燒的本質是劇烈的氧化還原

反應,所有發光放熱的劇烈化學反應都稱為燃燒。

25、氯氣與水的反應CI2+H2OUHCI+HCIO

注意:在該反應中,Cb既是氧化劑于是還原劑,轉移的電子數為e:

26、氯水:氯氣溶于水形成的溶液,因為有氯氣所以為淺黃綠色。

27、新制液氯、氯水、久置氯水的比較

液氯新制氯水久置氯水

七、『、、

粒子種類C12H2O>Cb、HC1O、H+、Cl、CIO、OH0ClOH

分類純凈物混合物混合物

顏色黃綠色淺黃綠色無色

性質強氧化性酸性、強氧化性、漂白性酸性

28、次氯酸的性質:

*昭

①不穩定性:次氯酸分解反應的化學方程式為2HC1O善士=2HC1+O2f,氯水要現用現配,且保存在棕色試

劑瓶中,并置于冷暗處。

②強氧化性

a.能將有機有色物質氧化為無色物質,作漂白劑。

b.殺菌、消毒。

③弱酸性:向NaClO溶液中通入少量CCh,離子方程式為C1O-+CO2+H2O===HCO3-+HCIO。

④次氯酸的漂白原理、特點及應用范圍

原理]-*將有色物質氧化為穩定的無色物質

被HCK)漂白后的物質,久置后不再恢

美但復原色,即HCK)的漂白具有不可逆性

應用范圍I—幾乎所有有色物質遇HCK)都會褪色

29、氯氣與堿的反應:

①漂白液的制取:2NaOH+Cb=NaClO+NaCl+H2O

漂白液的主要成分是NaClO+NaCL有效成分是NaClO

②漂白粉和漂粉精的制取:2Ca(OH)2+2c12==Ca(C10)2+CaCh+2H2O

漂白粉和漂粉精的主要成分是Ca(C10)2+CaCl2,有效成分是Ca(ClO)2

③漂白粉的漂白原理:Ca(C10)2+CO2+H2O==CaCO3i+2HC1O

④漂白粉失效原理2HC10光照2HC1+02T

30、氯氣的實驗室制法

(1)制取原理:MnO2+4HCl(濃)△=MnC12+C"+2H2。

(2)制備裝置類型:固體+液體氣體

(3)凈化方法:用飽和食鹽水除去HC1,再用濃硫酸除去水蒸氣。

(4)收集方法:①氯氣的密度比空氣大,可用向上排空氣法收集②氯氣在飽和食鹽中的溶解度較小,可用

排飽和食鹽水法收集。

(5)驗滿方法:①將濕潤的淀粉-KI試紙靠近盛CL的試劑瓶口,觀察到試紙立即變藍,則證明已集滿;②

將濕潤的藍色石蕊試紙靠近盛C12的試劑瓶口,觀察到試紙先變紅后退色,則證明已集滿;③根據氯氣的顏

色,裝置充滿了黃綠色氣體,則證明已集滿。

(6)尾氣吸收:用強堿溶液(如NaOH溶液)吸收。

31、其他制備Cb的方法

①2KMnO4+16HC1(濃)=2KCl+2MnCl2+5Cl2t+8H2O

②KCIO3+6HCI(濃)=KC1+3cM+3H2。

③Ca(C10)2+4HCl(濃)=CaC12+2CbT+2H20(利用漂白粉制取氯氣)

32、檢驗C1一時要先加稀硝酸酸化,以排除CO32-等離子的干擾,不能用稀硫酸酸化,因為再加入AgNCh溶

液后生成Ag2s04白色沉淀,會干擾實驗,更不能用鹽酸酸化,因為鹽酸中含有CL

三、物質的量

33、物質的量一符號(n),表示含有一定數目粒子的集體的物理量。

34、單位——為摩爾(mol):國際上規定,Imol粒子集體所含的粒子數與0.012Kgi2c所含的碳原子數相

同,約為6.02x1023。

35、把含有6.02x1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。

36、阿伏加德羅常數:把Imol任何粒子的粒子數叫做阿伏加德羅常數,確定為6.02xl023moH。

37、物質的量=物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數n=N/NA

38、物質的量與微觀粒子數之間成正比:m/n2=Ni/N2

39、易錯提醒:

①物質的量這四個字是一個整體,是專用名詞,不得簡化或增添任何字。

②物質的量只適用于微觀粒子,使用摩爾作單位時,所指粒子必須指明粒子的種類,

如原子、分子、離子等。且粒子的種類一般都要用化學符號表示。

③物質的量計量的是粒子的集合體,不是單個粒子。

40、摩爾質量(M):單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量。

單位:g/mol或g.mol-1

數值:等于該粒子的相對原子質量或相對分子質量。

41、物質的量=物質的質量/摩爾質量n=m/M

42、氣體摩爾體積(Vm):單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積。

單位:L/mol或m3/mol

43、物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm

44、標準狀況:特指OClOlKPa,Vm=22.4L/mol?

45、阿伏加德羅定律:同溫、同壓下,等物質的量的任何氣體(含有相同的分子個數)的體積相等.

46、理想氣體狀態方程(克拉珀龍方程):PV=nRT

推論:

(1)同溫、同壓下,氣體的體積與其物質的量成正比:Vi:V2=m:n2

(2)同溫、同體積時,氣體的壓強與其物質的量成正比:Pi:P2=ni:n2

(3)同溫、同壓下,氣體的密度之比等于其摩爾質量之比pi:p2=Mi:M2

47、物質的量濃度:以單位體積溶液里所含溶質的物質的量,叫做溶質的物質的濃度。

單位:mol/L,mol/m3

48、物質的量濃度=溶質的物質的量/溶液的體積C=n/V

49、若已知溶質的摩爾質量為M,溶液的密度為p(單位gem。),溶液中溶質的質量分數為w,

則物質的量濃度c=1000pw/Mo

50、一定物質的量濃度的配制的步驟:

①計算;②稱量;③溶解;④轉移;⑤洗滌;⑥定容;⑦搖勻;⑧裝瓶貼簽。

以配制500mL1.0mol-L_1NaCl溶液為例:

|計算I需NaCl固體的質量為空3g

用托盤天平稱量上述NaCl

稱量固體

將稱好的NaCl固體放入燒

坯中,用適量蒸用水溶解,

溶解

可以用玻璃棒攪拌,加速其

溶解

待燒杯中的溶液冷卻至室溫

后,用玻璃棒引流,將溶液

移液

j£A500mL容量瓶

用少量蒸儲水洗滌燒杯內壁

和玻璃棒醇次,洗滌液全部

注入容量瓶

輕輕搖動容量瓶,使溶液混

振蕩合均勻

將蒸儲水注入容量瓶,當液

面距瓶頸刻度線上2cm時,

定容

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