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2012高考化学必考知识盘点(二)  

2012-05-14 20:20:26|  分类: 默认分类 |  标签: |举报 |字号 订阅

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六.化学反应速率、化学平衡
(一)化学反应速率
1
.定义:化学反应速率是用来衡量化学反应进行快慢程度的,通常用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。单位:mol/(L?6?1min)mol/(L?6?1s) v=c?6?1t
2
.规律:同一反应里用不同物质来表示的反应速率数值可以是不同的,但这些数值,都表示同一反应速率。且不同物质的速率比值等于其化学方程式中的化学计量数之比。如反应mA+nB=pC+qD v(A)v(B)v(C)v(D)=mnpq
3
.影响反应速率的因素
内因:参加反应的物质的结构和性质是影响化学反应速率的决定性因素。例如H2F2混合后,黑暗处都发生爆炸反应,化学反应速率极快,是不可逆反应。而H2N2在高温、高压和催化剂存在下才能发生反应,化学反应速率较慢,由于是可逆反应,反应不能进行到底。
外因:
①浓度:当其他条件不变时,增大反应物的浓度,单位体积发生反应的分子数增加,反应速率加快。
②压强:对于有气体参加的反应,当其他条件不变时,增加压强,气体体积缩小,浓度增大,反应速率加快。
③温度:升高温度时,分子运动速率加快,有效碰撞次数增加,反应速率加快,一般来说,温度每升高10℃反应速率增大到原来的24倍。
④催化剂:可以同等程度增大逆反应速率。
⑤其他因素:增大固体表面积(粉碎),光照也可增大某些反应的速率,此外,超声波、电磁波、溶剂也对反应速率有影响。
【注意】:①改变外界条件时,若正反应速率增大,逆反应速率也一定增大,增大的倍数可能不同,但不可能正反应速率增大,逆反应速率减小。
②固体、纯液体浓度视为常数,不能用其表示反应速率,它们的量的变化不会引起反应速率的变化,但其颗粒的大小可影响反应速率。
③增大压强或浓度,是增大了分子之间的碰撞几率,因此增大了化学反应速率;升高温度或使用催化剂,提高了活化分子百分数,增大了有效碰撞次数,使反应速率增大。
(二)化学平衡
1
.化学平衡状态:指在一定条件下的可逆反应里,正反应和逆反应的速率相等,反应混合物中各组分的浓度不变的状态。
2
.化学平衡状态的特征
1 V=V>0
2即是动态平衡,平衡时反应仍在进行。
3即反应混合物中各组分百分含量不变。
4即条件改变,平衡被打破,并在新的条件下建立新的化学平衡。
5)与途径无关,外界条件不变,可逆反应无论是从正反应开始,还是从逆反应开始,都可建立同一平衡状态(等效)。
3
.化学平衡状态的标志
化学平衡状态的判断(以mA+nB xC+yD为例),可从以下几方面分析:
v(B)=v(B)
v(C):v(D)=x : y
c(C)C%n(C)%等不变
④若ABCD为气体,且m+n≠x+y,压强恒定
⑤体系颜色不变
⑥单位时间内某物质内化学键的断裂量等于形成量
⑦体系平均式量恒定(m+n ≠ x+y)等

4.影响化学平衡的条件
1)可逆反应中旧化学键的破坏,新化学键的建立过程叫作化学平衡移动。
2)化学平衡移动规律——勒沙特列原理
如果改变影响平衡的一个条件(如浓度、压强或温度),平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
①浓度:增大反应物(或减小生成物)浓度,平衡向正反应方向移动。
②压强:增大压强平衡向气体体积减小的方向移动。减小压强平衡向气体体积增大的方向移动。
③温度:升高温度,平衡向吸热反应方向移动。降低温度,平衡向放热反应方向移动。
④催化剂:不能影响平衡移动。
5
.等效平衡
在条件不变时,可逆反应不论采取何种途径,即由正反应开始或由逆反应开始,最后所处的平衡状态是相同;一次投料或分步投料,最后所处平衡状态是相同的。某一可逆反应的平衡状态只与反应条件(物质的量浓度、温度、压强或体积)有关,而与反应途径(正向或逆向)无关。
1)等温等容条件下等效平衡。对于某一可逆反应,在一定TV条件下,只要反应物和生成物的量相当(即根据系数比换算成生成物或换算成反应物时与原起始量相同),则无论从反应物开始,还是从生成物开始,二者平衡等效。
2)等温、等压条件下的等效平衡。反应前后分子数不变或有改变同一可逆反应,由极端假设法确定出两初始状态的物质的量比相同,则达到平衡后两平衡等效。
3)在定温、定容情况下,对于反应前后气体分子数不变的可逆反应,只要反应物(或生成物)的物质的量的比值与原平衡相同,两平衡等效。
6
.化学平衡计算时常用的2个率
1)反应物转化率=转化浓度÷起始浓度×100%=转化物质的量÷起始物质的量×100%
2)产品的产率=实际生成产物的物质的量÷理论上可得到产物的物质的量×100%
7
.催化剂
能改变其他物质的化学反应速率,本身在反应前后质量和性质都不变的物质。通常说的催化剂是指能加快化学反应速率的正催化剂,也有减慢化学反应速率的负催化剂或阻催化剂。在反应中加负催化剂能大大延缓反应速率,使人们不需要的化学反应如金属的锈蚀,食物的腐烂,塑料的老化尽可能慢地发生。
催化剂的催化作用具有很强的选择性,某种催化剂往往只能催化某一种反应或某一类反应。使用生物酶制剂时的选择性更为突出。
常用的催化剂及催化反应
二氧化锰 氯酸钾分解制氧气;过氧化氢分解成水和氧气。
五氧化二钒 二氧化硫催化氧化成三氧化硫。
铁触媒 合成氨。
铂或铂铑合金 氨的催化氧化。
硫酸汞 乙炔水化制乙醛。
醋酸锰 乙醛氧化制乙酸。
不饱和烃及其他不饱和有机物与氢气的加成反应。
三溴化铁 笨的溴化制溴苯。
… …
使用催化剂进行催化反应时,要注意对反应物的净化,避免带入的某些杂质使催化剂丧失催化功能,这种作用称作催化剂中毒。
七.电解质溶液
(一)电解质和非电解质、强电解质和弱电解质
1
.电解质
凡是水溶液里或熔融状态时能电离进而能导电的化合物叫做电解质。电解质溶于水或熔融时能电离出自由移动的阴、阳离子,在外电场作用下,自由移动的阴、阳离子分别向两极运动,并在两极发生氧化还原反应。所以说,电解质溶液或熔融状态时导电是化学变化。
2
.分类
1)强电解质:是指在水溶液里几乎能完全电离的电解质。
2)弱电解质:是指在水溶液中只能部分电离的电解质。
3
.强电解质和弱电解质的比较
强电解质 弱电解质
定义 水溶液里完全电离的电解质 水溶液里部分电离的电解质
化学键种类 离子键、强极性键 极性键
电离过程 完全电离 部分电离
表示方法 用等号“=” 用可逆号“ ”
代表物 强酸:HClH2SO4HNO3HI
强碱:NaOHKOHBa(OH)2Ca(OH)2
绝大多数盐:NaClBaSO4 弱酸:H2SH2CO3H3PO4HFCH3COOH
弱碱:NH3?6?1H2O
个别盐:HgCl2
Pb(CH3COO)2
4
.非电解质
凡是在水溶液里或熔融状态都不能电离也不能导电的化合物。
常见的非电解质
非金属氧化物:CO2SO2SO3NO2P2O5
某些非金属氢化物:CH4NH3
大多数有机物:苯、甘油、葡萄糖
(二)弱电解质的电离平衡
1
.弱电解质的电离特点
1)微弱:弱电解质在水溶液中的电离是部分电离、电离程度都比较小,分子、离子共同存在。
2)可逆:弱电解质在水分子作用下电离出离子、离子又可重新结合成分子。因此,弱电解质的电离是可逆的。
3)能量变化:弱电解质的电离过程是吸热的。
4)平衡:在一定条件下最终达到电离平衡。
2
.电离平衡:当弱电解质分子离解成离子的速率等于结合成分子的速率时,弱电解质的电离就处于电离平衡状态。电离平衡是化学平衡的一种,同样具有化学平衡的特征。条件改变时平衡移动的规律符合勒沙特列原理。
(三)水的电离和溶液的pH
1
.水的电离和水的离子积常数
H2O
是一种极弱电解质,能够发生微弱电离H2O H+ + OH–
25
℃时 c(H+)=c(OH–)=10–7 mol?6?1L–1
水的离子积Kw=c(H+)?6?1c(OH–)=10–1425℃)
Kw只与温度有关,温度升高,Kw增大。如:100 Kw=10–12
Kw适用于纯水或稀酸、稀碱、稀盐水溶液中。
2
.溶液的pH
1pHpH=–lg[c(H+)]。在溶液的c(H+)很小时,用pH来表示溶液的酸碱度。
2)含义:pH越大,c(H+)越小,c(OH–)越大,酸性越弱,碱性越强。pH越小c(H+)c(OH–)越小,酸性越强,碱性越弱。
3)范围:014
(四)盐类水解
1
.盐类水解定义:在溶液中盐电离出来的离子跟水所电离出来的H+OH–结合生成弱电解质的反应叫作盐类的水解。
2
.盐类水解规律
1)谁弱谁水解,谁强显谁性,越弱越水解,都弱都水解,两强不水解。
2)多元弱酸根、正酸根离子比酸式酸根离子水解程度大得多,故可只考虑第一步水解。
3)水解是吸热反应,升温水解程度增大。
4)单离子水解程度都很小,故书写水解离子方程式时要用“ ”,不能用“↑”“↓”符号。
3
.盐类水解的类型
1)单向水解:强酸和弱碱生成的盐,溶液呈酸性;强碱和弱酸生成的盐,溶液显碱性。如NH4Cl溶于水:
NH4+ + H2O NH3?6?1H2O + H+
CH3COONa
溶于水:CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
2)互相促进水解:弱酸和弱碱生成的盐溶于水,电离产生弱酸的阴离子和弱碱的阳离子,二者分别结合水电离产生的H+OH-发生水解,而水溶液的离子积不变,因此促进水的电离使反应进行的程度较大。溶液的酸碱性取决于生成的弱电解质的相对强弱。如CH3COONH4溶于水:
CH3COO- + NH4+ CH3COOH + NH3?6?1H2O
3)互相抑制水解:能电离产生两种以上的弱酸阴离子或弱碱阳离子的盐溶于水,弱酸的阴离子或弱碱的阳离子均发生水解,但是互相抑制,所以这一类的水解程度较小。如(NH4)2Fe(SO4)2溶于水:
NH4+ + H2O NH3?6?1H2O + H+
Fe2+ + 2H2O Fe(OH)2 + H+
NH4+
水解产生的H+Fe2+的水解起到抑制作用,反之也成立。

(五)电化学
1
.原电池
1)概念:将化学能转化为电能的装置。
2)实质:化学能转化为电能。
3)构成前提:能自发地发生氧化还原反应。
4)构成条件:①两个电极 ②电解质溶液 两极一液联成回路 ④能自发地发生氧化还原反应。
5)电极构成:
负极:还原性相对较强的材料。
正极:还原性相对较弱的材料。
6)电极反应:
负极:失去电子,氧化反应。
正极:得到电子,还原反应。
2
.化学电源
电池名称 负极 正极 电解质溶液 电极反应
干电池 Zn C(NH4+) NH4Cl和淀粉糊 负极:Zn-2e-= Zn2+
正极:2NH4++2e-=2NH3+H2↑
银锌电池 Zn Ag2O KOH 负极:Zn-2OH--2e-= ZnO+H2O
正极:Ag2O+H2O+2e-=2Ag+OH-
铅蓄电池(放电) Pb PbO2 H2SO4 负极:Pb +SO42--2e-= PbSO4
正极:PbO2+4H++SO42-
+2e-= PbO4+2H2O
氢氧燃料电池 Pt
(H2) Pt(O2) KOH
负极:2H2+4OH--4e-=4H2O
正极:O2+ 2H2O+4e- =4OH-
3
.金属的腐蚀与防护
1)定义:金属单质被空气中的成分或其他氧化剂氧化而变质的现象叫做金属腐蚀。
2)金属腐蚀的种类分为化学腐蚀、电化学腐蚀两种。
3)金属防护
①涂保护层。如涂油、电镀、表面处理等。
②保持干燥。
③改变金属的内部结构,使其稳定,如不锈钢。
④牺牲阳极的阴极保护法即用一种更为活泼的金属与要保护的金属构成原电池。
⑤外加电源法。将被保护的金属与电源负极相连,电源向该金属提供电子,该金属就不失电子而得以保护。
4
.电解原理及其应用
1)电解定义:使电流通过电解质溶液而在阴、阳两极引起氧化还原反应过程明电解。
2)装置:电解池(或电解槽)
特点:把电能转化为化学能。形成条件①与电源相连的两个电极②电解质溶液或熔化电解质⑨形成闭合回路。
3)电解原理:
与电源正极相连

阴离子移向阳极发生氧化反应
阳离子移向阴极发生还原反应

与电源负极相连
4)电解时电极产物的判断
①阳极产物的判断
首先看电极,如果是活性电极(金属活动顺序表Ag以前),则电极材料失电子,电极溶解。如果是惰性电极(PtAu、石墨),则要再看溶液中的离子的失电子能力。阴离子放电顺序如下:
S2-
I-Br-Cl-OH-SO42-NO3-F-
②阴极产物的判断
直接根据阳离子放电顺序进行判断,阳离子放电顺序:
Ag+
Hg2+Fe3+Cu2+H+Pb2+Sn2+Fe2+Zn2+(H+)Al3+Mg2+Na+Ca+K+
5)电解应用:
①铜的粗炼
阳极(粗铜):Cu–2e–=Cu2+
阴极(纯铜):Cu2++2e–=Cu
电解质溶液:CuSO4(含H2SO4
②氯碱工业
阳极(钛网):2Cl––2e–=Cl2↑
阴极(碳钢网):2H++2e–=H2↑
电解质溶液:饱和食盐水
总反应:2NaCl+H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑
③镀铜
阳极(铜):Cu–2e–=Cu2+
阴极(铁或其他镀件):Cu2++2e–=Cu
电镀液:CuSO4溶液
第二部分 常见元素的单质
及其重要化合物
一.非金属元素及其化合物
(一)非金属元素概论
1
.非金属元素在周期表中的位置
在目前已知的112种元素中,非金属元素有22种,除H外非金属元素都位于周期表的右上方(H在左上方)。F是非金属性最强的元素。
2
.非金属元素的原子结构特征及化合价
1)与同周期的金属原子相比,最外层电子数较多,次外层都是饱和结构(2818电子结构)。
2)与同周期的金属原子相比较,非金属元素原子核电荷数多,原子半径小,化学反应中易得到电子,表现氧化性。
3)最高正价等于主族序数(OF+6+7价)对应负价以绝对值等于8–主族序数。如SNC1等还呈现变价。
3
.非金属单质
1)组成与同素异形体
非金属单质中,有单原子分子的HeNeAr等稀有气体;双原子分子的H2O2Cl2H2Br2等,多原子分子的P4S8C60O3等原子晶体的金刚石,晶体硅等。同一元素形成的不同单质常见的有O2O3;红磷、白磷;金刚石、石墨等。
2)聚集状态及晶体类型
常温下有气态(H2O2Cl2N2…),液态(Br2)、固态(I2、磷、碳、硅)。常温下是气钵,液态的非金属单质及部分固体单质,固态时是分子晶体,少量的像硅、金刚石为原子晶体,石墨混合型晶体。
4
.非金属的氢化物
1)非金属氢化物的结构特点
IVA—RH4正四面体结构,非极性分子;VA—RH3三角锥形,极性分子;VIA—H2R“V”型,极性分子;VIIA—HR直线型,极性分子。
②固态时均为分子晶体,熔沸点较低,常温下H2O是液体,其余都是气体。
2)非金属气态氢化物的稳定性
一般的,非金属元素的非金属性越强,生成的气态氢化物越稳定。因此,气态氢化物的稳定性是非金属性强弱的重要标志之一。
3)非金属氢化物具有一定的还原性
如:NH3H2S可被O2氧化HBrHI可被Cl2、浓H2 SO4氧化等等。
5
.最高价氧化物对应水化物(含氧酸)的组成和酸性。
元素的非金属性越强,其最高价氧化物对应水化物的酸性越强,故非金属元素的最高价含氧酸的酸性也是非金属性强弱的重要标志之一。
(二)卤族元素
1
.氯气
1)分子式Cl2电子式 结构式Cl—Cl
2)物理性质:黄绿色有刺激性气味、有毒、易液化能溶于水(12)。
3)化学性质:
①与金属反应将金属氧化成高价态Cu+Cl2=CuCl2(棕黄色烟)
②与非金属反应
H2+Cl2=2HCl
(苍白色火焰,工业上制HCl),
H2+Cl2=2HCl
(爆炸)
③与水反应
Cl2+H2O=HCl+HClO
HCIO是一种弱酸(HClO=H++ClO–),具有强氧化性,可进行漂白、消毒杀菌等,在光照下易分解:2HClO=2HCl+O2↑
④与碱反应
Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
(用于吸收多余Cl2
2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2
漂白粉(混合物)+2H2O
漂白粉的有效成分为Ca(ClO)2在空气中易失效变质:
Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO
⑤与还原性物质反应
Cl2+2Br –=2Cl–+Br2Cl2+H2S=2HCl+S↓
4)制法:
①实验室制法
MnO2+4HCl
(浓)=MnCl2+Cl2↑+2H2O
②业制法
2NaCl+2H2O=2NaOH+H2↑+Cl2↑
2NaCl
(熔融)=2Na+Cl2↑
2
.卤族元素
1)卤族元素性质的通性及递变性
①元素周期表中的位置:第ⅦA
②原子结构相同点:最外层电子数均为7个同点:电子层数不同
③主要性质的相似性:单质均为双原子非极性分子;主要化合价为?6?1l价,最高正价为+7价(F除外);单质具有强氧化性。
④主要性质的递变性。(从FI)原子半径和离子半径逐渐增大;非金属性及单质氧化性逐渐减弱,即氧化性F2Cl2Br2I2;与H2化合生成HX的反应由易至难,且氢化物的稳定性由强到弱,即稳定性HFHClHBrHI;最高价氧化物的承化物的酸性逐渐减弱;卤离的还原性增强,前面元素的单质能把后面的元素置换出来。单质的颜色变深,熔沸点升高。
2)卤素及其化合物特性归纳
Cl2Br2I2与水反应类型相同,可用通式X2+H2O=HX+HXO,而F2特殊F2+2H2O=4HF+O2,由此得出它们与碱反应Cl2Br2I2相同,F2不同。
F2Cl2Br2Fe作用得+3价铁,而I2+Fe=FeI2
Cl–Br –I–AgNO3分别产生白色沉淀、浅黄色沉淀、黄色沉淀;而AgF可溶于水,无色溶液。
④氯水具有漂白性,但溴水、碘水中HBrOHIO很少,漂白性很差。
⑤碘与淀粉变蓝,但淀粉碘化钾试纸投入氯水中不变蓝,因为氯水过量,发生下列反应I2+5Cl2+6H2O=2HIO3+10HCl
⑥氢氛酸为弱酸,余者为强酸,旦酸性逐渐增强;氢氟酸腐蚀玻璃,其他氢卤酸没有此性质。
3)卤离子(X–)的检验(X=ClBrI
在含有卤离子(X–)的溶滚中,加入:HNO3酸化的AgNO3溶液。Cl–+Ag+=AgCl↓(白),Br –+Ag+=AgI↓(黄色),
Br?6?1+Ag+=AgBr↓
(淡黄色),I–+Ag+=AgI↓(黄色)
3
.卤素单质及化合物的特殊性
F只显-1价,一般无含氧酸,氟气能跟稀有气体反应,氢氟酸是弱酸,但能腐蚀玻璃,CaF2难溶于水。而AgF易溶于水
②溴是常温下惟一呈液态的非金属,易挥发。
③碘易升华,碘遇淀粉反应生成蓝色物质。
Cl2Br2I2溶解性
Cl2 Br2 I2
水中 () () 黄褐(微溶)
CCl4
(易溶) 橙红(易溶) 紫红(易溶)
(三)氧族元素
1
.氧族元素概述
1)包括:氧(8O)、硫(16 S)、硒(34 Se)、碲(52 Te)、钋(84 Po)等几种元素。
2)周期表中位置:VIA族;2—6周期。
3)最外层电子数:6e
4)化合价:–20+4+6O一般无正价)。
5)原子半径:随核电荷数增大而增大,即rOr Sr Ser Te
6)元素非金属性:从O→Te由强弱。
2
.氧族元素性质的相似性及递变性
1)相似性
①最外层电子都有6个电子,均能获得2个电子,而达到稳定结构。
②在气态氢化物中均显2价,分子式为H2R
③在最高价氧化物中均+6价,分子式为RO3
④最高价氧化物对应水化物的分子式为H2 RO4
2)递变性(O S Se Te
①单质的溶沸点升高,氧化性减弱。
②气态氢化物热稳定性减小,还原性增强。
③最高价氧化物的水化物酸性减弱。
3
.二氧化硫
1)二氧化硫的物理性质:无色有刺激性气味,有毒,密度比空气大,易液化、易溶于水(与H2O化合生成H2 SO3SO2+H2O =H2SO3
2)二氧化硫的化学性质:
①具有酸性氧化物通性
②还原性:SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl 2SO2+O2=2SO3
③弱氧化性:SO2+2H2S=3S+2H2O
④漂白性:SO3可使品红褪色(可逆,加热又恢复红色)
3)二氧化硫的污染
SO2是污染大气的主要有害物质之一,直接危害是引起呼吸道疾病。
②形成酸雨pH56,破坏农作物、森林、草原、使土壤酸性增强等等。
③含SO2的工业废气必须经过净化处理才能排放到空气中。
4
.硫酸工业和硫酸
1)接触法制硫酸
反应原理:①造气:4FeS2+11O2(g)=2Fe2O3+8SO2
②氧化:2SO2+O2=2SO3
③吸收:SO3+H2O=H2SO4
分别对应的设备:①沸腾炉 ②接触室 ③吸收塔
具体措施:粉碎矿石、过量空气、热交换、催化氧化、逆流、循环、浓H2 SO4吸收SO3(防止形成酸雾)、尾气处理(用氨水吸收SO2,生成(NH4)2SO3,再用H2SO4处理,便又可生成SO2)。
2)浓硫酸(98.3%)的特性
①吸水性:H2SO4易与H2O结合,并放出大量热,所以浓硫酸常做酸性气体的干燥剂(不可干燥H2S)
②脱水性:浓H2SO4遇见某些有机化合物,可将其中氢、氧原子个数按2:1比例脱去,即为脱水性,C12H22O11 12C11H2O(H2SO4脱水性)
③强氧化性:浓H2SO4与金属、与非金属、与具有还原性物质发生氧化-还原反应,如:
Cu
2H2SO4()=CuSO4+SO2↑+2H2O
C
2H2SO4()=CO2↑+2SO2↑+2H2O
H2S+H2SO4(
)=SSO2↑+2H2O
2NaI
2H2SO4()= Na2SO4+SO2↑+I2+2H2O
与还原剂反应浓H2SO4的还原产物都为SO2
常温下,浓H2SO4使FeAl表面发生钝化(生成致密氧化膜),而不发生产生气体的反应。
(四)碳族元素
1
.碳及其重要化合物
1)一氧化碳和二氧化碳
2)活性炭的吸附作用及其应用 木材干馏所得的固态产物是木炭,木炭由于它的孔隙被干馏时产生的油脂等物质所覆盖,吸附能力较弱,经活化处理增加表面积后就有高的吸附能方。这种具有高吸收能力的碳,称为活性炭。活性炭的孔隙多,内表面积大,一般为500rn2/gl000m2/g。活性炭属于非极性吸附剂,因此易吸附非极性或弱极性物质。常见的易被活性炭吸附的物质及应用如下:
①有毒的气体(或蒸汽):NONO2Cl2Br2C6H6(苯)。活性炭用于去毒、防毒。
②色素。活性炭用于溶液脱色(漂白),如制造白糖工业中可用活性炭做脱色剂。
③水中有臭味的物质。活性炭用于水的除臭净化。
3)碳及其重要化合物
2
.硅及其重要化合物
1)硅的存在:自然界中以化合态存在,含量仅次于氧,排第二位,是构成矿物和岩石的主要成分。
2)硅岛单质:有晶体硅和无定形硅两种同素异形体,晶体硅是原子晶体,类似于金刚石,熔沸点高、硬度大,是良好的半导体。
3)硅的性质:性质稳定不易与其他物质发生化学反应
Si+O2=SiO2
Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2↑
4)硅的制备及提纯:SiO2+2C=Si+CO↑ Si+2Cl2=SiCl4 SiCl4+2H2=Si+4HCl
5)硅的氧化物SiO2
①原子晶体,熔点高、硬度大
②酸性氧化物:但不溶于水,也不与水反应
SiO2+CaO CaSiO3 SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O
③与氢氟酸反应:SiO2+4HF=SiF4 ↑+2H2O
④光导纤维的主要原抖,制造石英玻璃等。
6)硅及其重要化合物

(五)氨族元素
1.氦族元素概述
1)周期表中的位置:第VA族(NPAsSbBi2—6周期
2)原子结构特点相同点:最外层电子数均为5个不同点:电子层数不同
3)主要性质:
①相似性:a.最高正价均为+5,负价为–3;(SbBi无负价)b.最高价氧化物的水化物(HRO3H3RO 4)呈酸性
②逆变性(按N→Bi)原子半径由小到大;气态氢化物稳定性减弱;最高价含氧酸的酸性减弱(HNO3H3PO4);与同周期卤素、氧族比非金属性要弱。
2.氮及其重要化合物
1)氮的化学性质:常温时,N2不活泼,可代替稀有气体作保护气,但在点燃、放电、高温等条件下能与H2O2Mg等发生反应:
N2+3H2=2NH3
N2+O2=2NO
N2+3Mg Mg3N2 Mg3N2+6H2O=Mg(OH)2 ↓+2NH3 ↑)(2)氮的氧化物:
N元素有+l+2+3+4+5五种价态,分别对应的氧的物为N2ONON2O3NO2(N2O4)N2O5 其中N2O3N2O5。分别是HNO2HNO3的酸酐,NO是无色还原性较强的有毒气体,易被O2氧化。NO2是红棕色易溶于水的刺激性的有毒气体,氧化性较强,能氧化SO2使湿润的KI一淀粉试纸变蓝。重要反应:2NO+O2=2NO23NO2+H2 O=2HNO3+NO
3)氨气的性质及用途
①物理性质:无色有刺激性气味的气体,极易溶于水(1700)易液化。
②化学性质:与水反应:NH3+H2O=NH3?6?1H2O=NH4++OH–
NH3是惟一能使润湿的红色石蕊试纸交蓝的气体,常用此性质检验NH3
与酸反应:NH3+HCl=NH4Cl(生成白烟)
O2反应:4NH3+5O2=4NO+6H2O+Q
CO2反应(制取尿素):2NH3+CO2=CO(NH2)2+H2O
③氨的制法
安验室制法:用铵盐与碱共热。
2NH4Cl+Ca(OH)2=CaCl2+2NH3↑+2H2O
工业制法:原料为水、煤和空气N2+3H2=2NH3
4)硝酸(HNO3
硝酸的化学性质:HNO3为强酸,除具有酸的通性外还具有以下特性:不稳定性:(见光受热易分解),4HNO 3=4NO2↑+O2 ↑+2H2O
强氧化性:无论稀浓HNO3均具有强氧化性,与金属反应时,即使是比氢活泼的金属也不放出氢气。
a.与金属反应
Cu+4HNO3()=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
3Cu+8HNO3()=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
3Ag+4HNO3()=3AgNO3+NO↑+2H2 O(利用此反应可以洗涤附在器皿内壁上的银)
冷浓HNO3可使AlFe等金属表面生成一层致密氧化膜而发生钝化,故可用AlFe等材料制成的密闭容器盛装浓HNO3
b.与非金属反应
C+4HNO3()=CO2↑+4NO2↑+2H2 O
S+6HNO3()=H2SO4+6NO2↑+2H2O
c.与其他还原剂反应
3H2S+2HNO3()=3S↓+2NO↑+4H2O
3SO32–+2NO3–+2H+=3SO42–+2NO↑+H2O
d.与有机物反应
硝化反应(如与苯反应);酯化反应(如与纤维素反应);颜色反应(如与蛋白质反应)。
②硝酸的制法:
实验室制法:硝酸盐与浓H2SO4微热
NaNO3()+H2SO4()=NaHSO4+HNO3↑
工业制法:氨的催化氧化法
a.原理:4NH3+5O2=4NO+6H2O
2NO+O2=2NO2
3NO2+H2O=2HNO3+NO
b.尾气处理:用碱液吸收
NO+NO2+2NaOH=2NaNO2+H2O
③硝酸的保存方法:硝酸不稳定,易分解,受热、光照或浓度越大,硝酸越易分解,由于分解生成的NO2溶于硝酸中而使硝酸里黄色,实验室为防止硝酸分解,常将硝酸放在棕色瓶内,贮放在黑暗且温度低的地方。
3.磷及其重要化合物
1)红磷与白磷
名称 白磷 红磷
分子结构 分子式P4、正四面体型、键角60° 分子晶体、结构复杂
颜色状态 白色或黄色固体 暗红色粉末或固体
溶解性 不溶于水,易溶于CS2 不溶于水,不溶于CS2
毒性 剧毒 无毒
着火点 40 240
保存方法 保存在水中 密封
相互转化
2)磷的化合物的性质
P2O5磷酸(H3PO4)偏磷酸(HPO3)的酸酐
P2O5+H2O()=2HPO3(有毒溶于水)
P2O5+3H2O()=2H3PO4(无毒、晶体、易溶于水)P2O5吸浸性强可作干燥剂。
②磷酸的性质
纯净的磷酸是无色晶体,有吸湿性,藏躲畏水以任意比例混溶。浓H3PO4为无色黏稠液体,较稳定,不挥发.具有酸的通性。磷酸为三元酸,与碱反应时,当碱的用量不同时可生成不同的盐。磷酸和NaOH反应,11生成NaH2PO412生成Na2HPO4l3生成Na3PO4。介于l112之间生成NaH2PO4Na2HPO4的混合物。介于l213之间生成Na2HPO4Na3PO4的混合物。
二.金属元素及其化合物
(一)金属元素概述
1.金属元素在周期表中的位置及原予结构特征
1)金属元素分布在周期表的左下方,目前已知的112种元素共有90种金属元素。
2)金属元素最外层电子数一般小于4个。(GeSnPb 4SbBi 5个,Po 6个)原子半径较同周期非金属原子半径大。
3)金属元素形成的金属单质固态时全是金属晶体。
2.金属的分类
1)冶金工业上黑色金属:FeCrMn(其主要氧化物呈黑色)。有色金属:除FeCrMn以外的所有金属。
2)按密度分
轻金属:ρ4.5g?6?1cm–3(如NaMgA1
重金属:ρ4.5g?6?1cm–3(如FeCuW
3)按存在丰度分常见金属:如Fe(4.75)Al(7.73)Ca(3.45)等稀有金属:如锆、铪、铌等。
3.金属的物理性质
1)状态:通常情况下,除汞外其他金属都是固态。
2)金属光泽:多数金属具有金属光泽。
3)易导电一导热:由于金属晶体中自由电子的运动,使金属易导电、导热。
4)延展性:可压成薄片,也可抽成细丝。
5)熔点及硬度:由金属晶体中金属离子和自由电子的作用强弱决定。最高的是钨(3413℃),最低的是汞(–39℃)。
4.金属的化学性质
1)与非金属单质作用
2)与H2O作用
3)与酸作用
4)与碱作用(仅AlZn可以)
5)与盐的作用
6)与某些氧化物作用
5.金属的冶炼
1)热分解法(适用于不活泼金属)
2HgO=2Hg+O2↑ 2Ag2O=4Ag+O2↑
2)热还原法(常用还原剂COH2C活泼金属等)
Fe2O3+3CO=2Fe+3CO2 Cr2O3+2Al=2Cr+A12O3
3)电解法(适用于非常活泼的金属)
2A12O3=4Al+3O2↑ 2NaCl=2Na+Cl2 ↑
(二)碱金属元素
1.钠及其化合物
1)钠的物理性质
钠是一种柔软、银白色,有金属光泽的金属,具有良好的导电、导热性,密度比水小,比煤油大,熔点较低。
2)钠的化学性质
①与非金属反应
2Na + Cl2 =2NaCl
2Na + O2 =Na2O2(黄色火焰)
4Na+O2=2Na2O(空气中,钠的切面变暗)
②与水反应
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
现象及解释:浮在水面上——密度比水小;熔化成小球——钠的熔点低,反应放热;四处游动——生成气体;酚酞变红——生成碱。
③与酸反应
2Na+2H+=2Na++H2↑ 钠不足,直接与酸反应;钠过量,先与酸反应再与水反应。
④与盐溶液反应
钠与盐溶液反应,先考虑Na与水反应生成NaOH,再考虑NaOH是否与盐反应。
a.投入NaCl溶液中,只有H2放出。2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
b.投入饱和NaCl溶液中,有H2放出,还有NaCl晶体析出(温度不变))。
c.投入NH4Cl溶液中,有H2NH3逸出。
2Na+2NHCl=2NaCl+2NH3↑+H2↑
d.投入CuSO4溶液中,有气体放出和蓝色沉淀生成。

2Na+H2O+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑
3)钠的保存及用途:

①保存:钠的化学性质非常活泼,易与空气中的O2H2O等反应,保存在煤油中。
②用途:
a.工业上用于冶炼金属:4Na+TiCl4=Ti+4NaCl
bNa—K合金(液态)用作原子反应堆的导热剂
c.制造高压钠灯,作为电光源。
2.碱金属元素
1)周期表中的位置:第IA族(LiNaKRbCs
2)原子结构特点:最外层电子数均为1
3)主要性质:
①原子半径为同周期最大,易失电子。强还原剂且从Li→Cs金属性增强。
②取高价氧化物的水化物呈强碱性,从Li→Cs碱性增强。
(三)镁、铝、铁及其化合物
1.镁、铝在元素周期表中位置及原子结构镁(Mg):位于周期表第3周期第IIA原子结构铝(Al):位于周期表第3周期第IIIA,原子结构MgAl均为活泼金属,在化学反应中都易失电子,其性质有相似之处,但由于原子结构不同性质上也有差异。
2.镁、铝的物理性质
①相同点:密度较小,熔点较低、硬度较小、均为银白色。
②不同点:铅的硬度比镁稍大,熔沸点比镁高,这是由于镁、铅的金属键的强弱不同。
3.镁、铝的化学性质比较:
Mg Al
暴露在空气中(与O2反应) 常温下被O2氧化,形成致密氧化膜、因而具有一定抗腐蚀性 很快与O2反应,形成致密氧化膜,抗腐蚀性比镁强
燃烧 空气中点燃,发出耀眼的白光
2Mg + O2 2MgO 在纯氧中或高温下可燃烧
4Al + 3O2 2Al2O3
与某些氧化物反应 2Mg +CO2 2MgO + C 4Al+3MnO2 2Al2O3+3Mn
2Al+Fe2O3 Al2O3+2Fe
H2O反应 Mg+2H2O Mg(OH)2 ↓+H2↑ 与沸水只有微弱反应
与非金属反应 3Mg + N2 Mg3N2 2Al+ 3Cl2 2AlCl3
与非氧化性酸反应 Mg + 2HCl = MgCl2 + H2↑ 2Al + 6HCl = 2AlCl3+ 3H2↑
与氧化性酸反应 能反应,无 H2生成
4.氧化铝和氢氧化铝
A12O3Al(OH)3是典型的两性化合物,既能与强酸反应。也能与强碱反应生成盐和H2O
Al 2O3+6H+=2A13++3H2O A12O3+2OH–=2A1O2–+H2O
Al(OH)3+3H+=A13++3H2O Al(OH)3+OH–=A1O2–+2H2O
5.生成Al(OH)3沉淀量的图像分析
图上不去,略
6.铁及其化合物
1)铁在周期表中的位置及原子结构
铁位于第四周期第Ⅷ族,是过渡金属元素的代表,其原子结构示意图: 铁元素是一种变价元素,通常显示+2价、+3价,其化合物及其水溶液往往带有颜色。
2)铁的性质
①与非金属反应
2Fe+3Cl2=2FeCl3(棕黄色的烟)
3Fe+2O2=Fe3O4
Fe+S=FeS
Fe+I2=FeI2
注:铁与弱氧化性物质反应生成低价铁的化合物
②与酸反应
a.非氧化性酸.Fe+2H+=Fe2++H2↑
b.氧化性酸:常温下遇浓H2SO4、浓HNO3会发生钝化,而加热时会剧烈反应。
③与水反应:3Fe+4H2O()=Fe3O4+4H2
④与某些盐熔液反应:Fe+Cu2+=Fe2++CuFe+2Fe3+=3Fe2+
3)铁的存在铁在自然界中分布较广。在地壳中含量约占5%,仅次于铝。分布在地壳中的铁均以化合态存在,游离态的铁只能在陨石中得到。铁矿石的种类较多,重要有:赤铁矿(Fe2O3)、磁铁矿(Fe3O4),褐铁矿(2Fe2O3?6?13H2O)和菱铁矿(FeCO3)。
4)铁的氧化物和氢氧化物
①铁的氧化物
FeO Fe2O3 Fe3O4
俗称 —— 铁红 磁性氧化铁
色、态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体
化合价 +2 +3 +2+3
水溶性 均难溶于水
稳定性 不稳定
6FeO+O2=2Fe3O4 稳定 稳定
与酸反应 FeO+2H+=Fe2++H2O Fe2O3+6H+= 2Fe3++3H2O Fe3O4+8H+= Fe2++2Fe3++ 4H2O
CO的反应 FexOy+yCO=xFe+yCO2
制取 高温熔融,过量的铁与氧气反应
2Fe+O2 2FeO Fe(OH)3的分解
2Fe(OH)3
Fe2O3+3H2O 铁在氧气中燃烧
3Fe+2O2 Fe3O4
②铁的氢氧化物
Fe(OH)2 Fe(OH)3
物性 白色,难溶于水的固体 红褐色,难溶于水的固体
化性 1)与非氧化性强酸反应
Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O
2)与氧化性酸反应
3Fe(OH)2+10HNO3=3Fe(NO3)3
+NO↑+8H2O
3)空气中放置被氧化
4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3 1)与酸反应
Fe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O
2)受热分解
2Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O
制备 ①煮沸蒸馏水,赶走溶解的氧气②煮沸NaOH溶液,赶走溶解的氧气③配制FeSO4溶液,加少量的还原铁粉④用长滴管将NaOH溶液送入FeSO4溶液液面以下
Fe2++2OH-=Fe(OH)2↓ NaOH溶液滴入Fe2(SO4)3
溶液中
Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓
5Fe2+Fe3+的性质
Fe2+具有氧化性,主要表现还原性
4Fe2++O2+4H+=4Fe3++2H2OFe2+被氧化)
Fe3+具有较强的氧化性,与S2–I–SO32– 等能发生氧化还原反应2Fe3++S2–=2Fe2++S↓ 2Fe3++2I–=2Fe2++I2
Fe3+是典型的弱碱阳离子,与HCO3–AlO2–。等在溶液中发生双水解反应2Fe+3CO32–+3H2O=2Fe(OH)3↓+3CO2↑
Fe3+遇苯酚溶液呈紫色;可用于检验Fe3+
⑤亚铁盐、铁盐的存放方法:亚铁盐溶液——加入少量铁屑以防止Fe2+被氧化,滴入少量相应的酸溶液以防止Fe2+水解。铁盐溶液——加入少量相应的酸溶液以防止Fe3+水解。
第三部分 有机化学基础
一.有机化学中的基本概念
1.有机化合物
1)定义:简称有机物,是指含碳元素的化合物(但CO2CO、碳酸盐仍为无机物)。
2)与无机物相比有如下特点:
①元素组成的特点:除碳元素外,还含有HONPS及卤素等非金属元素。
②结构特点
a.碳碳间以共价键形成碳键,这是有机物结构的基础
b.有机物分子多为非极性分子或弱极性分子
c.有机物分子间通过范德华力结合成分子晶体
③数量特点有机物的种类繁多,达数百万种,其原因是:
a.碳原子有4个价电子,能与其他原子形成4个共价键。
b.碳链的长度可以不同;碳原子之间的结合方式可有单键、双键、叁键,也可以有长链或环状等。
c.普遍存在同分异构现象。
④性质特点(对大多数有机物)
a.难溶于水,易溶于汽油、酒精、苯等有机溶剂
b.多为非电解质,不易导电
c.多数熔沸点较低
d.多数易燃烧,易分解
⑤有机物反应特点
有机反应复杂,速度慢,多需要催化剂,而且副反应多,所以,有机反应常用。“→”代替“=”
2.同系物
1)定义:结构相似,在分子组成上,彼此相差若干个CH2原子团的一系列化合物互称为同系物。
2)同系物判断:
①通式相同
②结构相似
③同一类物质
④组成上相差若干个CH2原子团
3)同系物的性质
①物理性质上存在递变性:随碳数增加,状态由气固,熔沸点逐渐升高,密度逐渐增大。
②化学性质以相似性为主,也存在差异性。
3.同分异构体
1)化合物具有相同的分子式,但具有不同结构的现象叫同分异构现象,具有同分异构现象的化合物称为同分异构体。(主要是指有机物)
2)中学常见同分异构种类碳链异构:如正丁烷与异丁烷。官能团位置异构:如1-丁烯与2-丁烯不同类异构烯烃和环烷烃二烯烃和炔烃醇和醚酚、芳香醇、芳香醚醛和酮羧酸和酯。
4.烃
1)仅含CH两种元素的有机物称为碳、氢化合物,又称烃。
2)碳原子之间都是以碳碳单键结合成链状,碳剩余的价键全部跟氢原子相结合,这样的烃叫做饱和链烃,又称烷烃,通式为CnH2n+2n≥1)。
3)分子中含有碳碳双键的一类链烃叫做烯烃,单烯烃通式为CnH2nn≥2
4)分子中含有碳碳叁键的一类链烃叫做炔烃,炔烃通式为CnH2n+2n≥2)(只含一个叁键)
5)分子里含有一个或多个苯环的碳氢化合物,称为芳香烃,其中由一个苯环和饱和烃基组成的芳香烃叫苯的同系物,其通式为CnH2n–6n≥6
5的比较
(羟基) (氢氧根)
电子式
电性 电中性 带负电
存在于 不能独立存在,必须和其他或原子团相结合 能独立存在于溶液或离子化合物中
6.烃的衍生物
1)从结构上说,可以看成是烃分子里的氢原子被其他原子或原子团取代而衍变成的,因此叫烃的衍生物。
2)卤代烃:烃分子中的氢原子被卤原子取代后的产物。
3)醇:醇是分子中含有跟链烃基或苯环侧链上的碳结合的羟基的化合物。R—OH
4)酚:羟基与苯环上的碳原子直接相连的化合物叫做酚。
5)醛:烃基与醛基结合着的化台物叫做醛:R—CHO
6)羧酸:分子由烃基与羧基相连构成的有机化合物:R—COOH
7)酯:羧与醇结合生成的有机物叫做酯:R—COOR′
7.蒸馏、分馏和干馏
蒸馏是将液态物质加热到沸腾变为蒸气,又将蒸气冷却为液体这两个过程联合操作。用这一操作可分离、除杂、提纯物质;分馏和蒸馏一样,也是利用混合物中各物质的沸点不同,严格控制温度,进行分离或提纯物质的操作。是多次的蒸馏;干馏,是把固态有机物(或煤炭)放入密闭的容器,隔绝空气加强热使它分解的过程。工业上炼焦就属于干馏。干馏属化学变化,蒸馏与分馏同属物理变化。
二.有机化学反应类型归纳
1.取代反应




1)定义:有机物分子里的某些原子或原子团被其他原子或原子团所代替的反应。
2)能发生取代反应的物质:烷烃、芳香烃、醇、酚、酯、羧酸、卤代烃。
3)典型反应:CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl
2.加成反应
1)定义:有机物分子里不饱和碳原子跟其他原子或原子团直接结合生成别的物质的反应。
2)能发生加成反应的物质:烯烃、炔烃、苯及其同系物。醛、酮、单糖等等。
3)典型反应:CH2=CH2 + Br2 → CH2BrCH2Br
3.加聚反应
1)定义:通过加成聚合反应形成高分子化合物。
2)特征:生成物只有高分子化合物,其组成与单体相同。
3)典型反应:
4.缩聚反应
1)定义:通过缩合反应生成高分子化合物,同时还生成小分子。(如H2ONH3等)的反应。
2)特征:除生成高分子化合物还有小分子生成。
3)典型反应:
5.消去反应:
1)定义:从一个有机物分子中脱去小分子(如H2OHX等)而生成不饱和化合物(含双键或叁键)的反应。
2)能发生消去反应的物质:醇、卤代烃。
3)典型反应:
6.氧化反应
1)定义:有机物加O或去H的反应。
2)类型:
①在空

(二)烃的衍生物
1.溴乙烷:CH3CH2Br
1)物理性质:无色液体,沸点38.4℃比水重,不溶于水。
2)化学性质:
2.乙醇
物理性质:无色有特殊性香味的液体,比水轻,与水有机物溶剂互溶,能使蛋白质变性,消毒杀菌。

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