高中化学考试100个知识点汇总
1. 混合物的分离
过滤:固体(不溶物)和液体的分离。
蒸发:固体(可溶性)和液体的分离。
蒸馏:分离不同沸点的液体混合物。
液体分离:互不相溶的液体混合物。
萃取:利用溶质在互不混溶的溶剂中的混合物中溶解度的差异,用一种溶剂将溶质从它与另一种溶剂组成的溶液中萃取出来。
2、粗盐的提纯
(1)粗盐的成分:主要是NaCl,还含有MgCl2、CaCl2、Na2SO4、泥沙等杂质。
(2)步骤:
溶解粗盐并过滤;
向过滤后得到的粗盐溶液中加入过量试剂BaCl2(除SO42-)、Na2CO3(除Ca2+、过量Ba2+)、NaOH(除Mg2+)溶液,然后过滤;
滤液中加入盐酸(除去多余的CO32-、OH-),调节pH=7,得到NaCl溶液;
蒸发结晶,得精盐。
添加试剂的关键是:
Na2CO3 在BaCl2 之后;
最后放盐酸。
(3)蒸馏设备注意事项:
加热烧瓶应加盖石棉网;
温度计的水银球应位于蒸馏烧瓶的支口处;
添加碎瓷片的目的是为了防止碰碰;
冷凝水从下端口进入,从上端口排出。
(4)进行从碘水中提取碘的实验时,提取剂的选择应遵循以下原则:
被萃取物质在萃取剂中的溶解度远大于原溶剂中的溶解度;
萃取剂与原液溶剂互不相溶;
萃取剂不能与被萃取物发生反应。
3、离子的检查:
SO42-:先加入稀盐酸,再加入BaCl2溶液,可见白色沉淀。原溶液必须含有SO42-。 Ba2SO42=BaSO4
Cl-(用AgNO3溶液和稀硝酸测试) 如果加入AgNO3溶液,会生成白色沉淀。如果加入稀硝酸,沉淀不会溶解。原溶液必须含有Cl-;或先加入稀硝酸酸化,然后加入AgNO3溶液。如果有白色沉淀,如果有沉淀形成,则原溶液一定含有Cl-。 Ag++Cl-=AgCl。
CO32-:(用BaCl2溶液和稀盐酸试验)先加入BaCl2溶液,生成白色沉淀,再加入稀盐酸,沉淀溶解,产生无色无味的气体,可使清澈的石灰水变浑浊,则原溶液必定含有CO32-。
4. 5个新的化学符号和关系
5、分散系统
(1)分散体系组成:分散剂和分散质。根据分散体和分散剂的状态,分散体系可有9种组合。
(2)当分散剂为液体时,根据分散剂颗粒的大小,分散体可分为溶液、胶体和浊液。
6、胶体:
(1)常见胶体:Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、蛋白质溶液、有色玻璃、墨水等。
(2)胶体的特性:能产生丁达尔效应。廷德尔效应是区分胶体与其他分散体的常用方法。
胶体与其他分散体的本质区别在于分散颗粒的大小。
(3)Fe(OH)3胶体的制备方法:将饱和FeCl3溶液滴入沸水中,继续加热至体系变成红棕色,停止加热,得到Fe(OH)3胶体。
7.电解质和非电解质
电解质:在水溶液或熔融状态下导电的化合物。
非电解质:在水溶液或熔融状态下不导电的化合物。 (例如:酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等都是非电解质。)
8.电解质和非电解质的相关性质
(1)电解质和非电解质都是化合物。元素和混合物既不是电解质也不是非电解质。
(2)酸、碱、盐、水都是电解质(特殊:盐酸(混合物)电解质溶液)。
(3)能导电的物质不一定是电解质。能导电的物质:电解质溶液、熔融碱和盐、金属元素和石墨。
电解质需要处于水溶液或熔融状态才能导电。固体电解质(如氯化钠晶体)不导电,液体酸(如液体盐酸)也不导电。
溶液之所以能导电,是因为有可以自由移动的离子。
电离方程:注意平衡、原子数守恒、电荷守恒。例如:Al2(SO4)32Al33SO42
9、离子反应:
(1)离子反应发生的条件:产生沉淀、气体、水。
(2)离子方程式的书写:(书写、分割、删除、检查)
写:写出正确的化学方程式。 (注意平衡。)
分解:将易溶的强电解质(易盐、强酸、强碱)写成离子形式。这些物质被分解成离子形式,而其他物质保留其化学式。
删除:删除不参与反应的离子(价态和存在形式不变的离子)。
检查:检查所写离子方程两边的原子数和电荷数是否守恒。
10、常见的易溶性强电解质包括:
三种强酸(H2SO4、HCl、HNO3)、四种强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2(澄清石灰水除去,石灰乳不除去)]、可溶性盐
11、离子方程式正确或错误的判断:(看几眼)
检查是否符合反应事实(反应能否发生,反应物和生成物是否正确)。
检查是否可以拆卸。
检查是否平衡(原子数守恒,电荷数守恒)。
检查“”“”“”“”使用是否正确。
12.离子共存问题
(1)由于复分解反应(生成沉淀物或气体或水),离子不能大量共存。
生成沉淀物:AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。
产生气体:CO32-、HCO3-、H+等挥发性弱酸的酸根不能大量共存。
生成H2O:H+和OH-生成H2O。 酸性酸离子如:HCO3-不能与H+或OH-共存。例如:HCO3-+H+=H2O+CO2、HCO3-+OH-=H2O+CO32-
(2)审题时要注意题目中给出的附加条件。
无色溶液中不存在有色离子:Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-(这四种常见的有色离子)。
注意发现某些隐藏离子:酸性溶液(或pH7)中隐藏H+,碱性溶液(或pH7)中隐藏OH-。
注意问题是要求“大量共存”还是“不能大量共存”。
13.氧化还原反应
(1)氧化还原反应的性质:有电子转移(包括电子的获得、损失或转移)。
(2)氧化还原反应的特点:元素的化合价有增加或减少。
(3)氧化还原反应的判断依据:凡是涉及元素化合价升高或降低或电子转移的化学反应都是氧化还原反应。
(4)与氧化还原反应相关的概念:
还原剂(具有还原性):失去(失去电子)上升(价数增加)氧(被氧化或发生氧化反应)生成氧化产物。
氧化剂(具有氧化性):增益(获得电子)还原(较低化合价)返回(被还原或发生还原反应)生成还原产物。
【注意】一定要熟记以上内容,以便正确判断氧化还原反应中的氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物;反应物中存在氧化剂和还原剂;氧化产物和还原产物在产物中找到。
14、氧化性、还原性的判断
(1) 根据氧化还原反应方程式,在同一个氧化还原反应中,
氧化性质:氧化剂>氧化产物
还原性:还原剂>还原产物
15、元素的价数增加,就会被氧化,必须添加氧化剂;如果元素的化合价降低,则必须将其还原,并且必须添加还原剂;
16. Na的钠特性
(1)单质钠的物理性质:钠质软,银白色,熔点低,密度比水小,比煤油大。
(2)钠的存在:以化合物状态存在。
(3)钠的保存:用煤油或石蜡保存。
(4)钠在空气中的变化过程:NaNa2ONaOHNa2CO3Na2CO3·10H2O(结晶)Na2CO3(风化),最终得到白色粉末。
一小块钠暴露在空气中的现象:银白色的钠很快变暗(生成Na2O),然后变成白色固体(NaOH),然后固体表面出现小液滴(NaOH很容易潮解),最后变成白色粉末(最终产物为Na2CO3)。
17.钠与O2的反应
室温下:4Na+O2=2Na2O(新切割的钠在空气中容易变黑)
加热时:2Na+O2==Na2O2(钠先熔化后燃烧,发出黄色火焰,生成淡黄色固体Na2O2。)
Na2O2中的氧元素的价态为-1,Na2O2同时具有氧化性和还原性。
2Na2O22H2O4NaOHO2
2Na2O22CO22Na2CO3O2
Na2O2是呼吸面罩和潜水艇的供氧剂。 Na2O2具有很强的氧化漂白性能。
18.钠和H2O的反应
2Na2H2O2NaOHH2
离子方程式:2Na2H2O2Na2OHH2(注意平衡)
实验现象:“漂浮的钠的密度比水小;漂浮的钠生成氢气;反应剧烈;
钠——熔点低;红色——生成的NaOH遇到酚酞时会变成红色。”
19.钠与盐溶液的反应
例如,如果钠与CuSO4溶液反应,则钠应先与H2O反应生成NaOH和H2,然后再与CuSO4溶液反应。相关化学方程式:
2Na2H2O2NaOHH2
CuSO4+2NaOH=Cu(OH)2+Na2SO4
总体方程:2Na+2H2O+CuSO4=Cu(OH)2+Na2SO4+H2
实验现象:产生蓝色沉淀并释放气泡。
当K、Ca、Na三种元素与盐溶液反应时,首先与水反应生成相应的碱,然后碱又与盐溶液反应。
20、钠与酸的反应:
2Na+2HCl=2NaCl+H2(剧烈反应)
离子方程式:2Na2H2NaH2
21.铝的特性Al
(1)单质铝的物理性质:银白色金属,密度低(轻金属),硬度低,熔点和沸点低。
(2)单质铝的化学性质
22、铝与O2的反应:
在室温下,铝能与O2反应,形成致密的氧化膜,保护内部金属。在加热条件下,铝可与O2反应生成氧化铝:4Al+3O2==2Al2O3
23. 在室温下,Al 可以与强酸和强碱溶液反应,两者都产生H2。它还可以与不活泼的金属盐溶液发生反应:
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2
(2Al6H2Al33H2)
2Al2NaOH2H2O2NaAlO23H2
(2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2)
2Al3Cu(NO3)22Al(NO3)33Cu
(2Al+3Cu2+=2Al3++3Cu)
注意:铝制餐具不能长期存放酸性、碱性、过咸的食物。
24、铝与某些金属氧化物(如V、Cr、Mn、Fe的氧化物)之间的反应称为铝热反应
Fe2O3+2Al==2Fe+Al2O3,Al和Fe2O3的混合物称为铝热剂。利用铝热反应进行钢轨焊接。
25.铁的特性
(1)单质铁的物理性质:铁片呈银白色,铁粉呈黑色,纯铁不易生锈,但生铁(含碳杂质的铁)在潮湿空气中容易生锈。 (原因:形成铁碳原电池,铁锈的主要成分是Fe2O3)。
26、铁与氧反应:3Fe+2O2==Fe3O4(现象:剧烈燃烧,冒出火花,产生黑色固体)
27、与非氧化性酸反应:Fe+2HCl=FeCl2+H2 (Fe+2H+=Fe2++H2)
铝和铁在室温下暴露于浓硫酸或浓硝酸时会钝化。加热可发生反应但不放出氢气。
28、与盐溶液反应:Fe+CuSO4=FeSO4+Cu(Fe+Cu2+=Fe2++Cu)
29、与水蒸气反应:3Fe+4H2O(g)==Fe3O4+4H2
30. 氧化物
(1)Al2O3的性质:氧化铝是一种白色不溶性物质,熔点较高,可用于制造坩埚、耐火管、耐高温实验仪器等耐火材料。
Al2O3是一种两性氧化物:既能与强酸、强碱反应:
Al2O3+ 6HCl2AlCl3 + 3H2O (Al2O36H2Al33H2O)
Al2O3+ 2NaOH==2NaAlO2 +H2O (Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O)
(2)氧化铁的性质:FeO和Fe2O3是碱性氧化物,能与强酸反应生成盐和水。
FeO+2HCl=FeCl2+H2O
Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O
31. 氢氧化物
(1)氢氧化铝Al(OH)3
Al(OH)3是两性氢氧化物。在室温下既能与强酸、强碱反应:
Al(OH)33HClAlCl33H2O (Al(OH)33HAl33H2O)
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O (Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O)
Al(OH)3受热易分解成Al2O3:2Al(OH)3Al2O33H2O(规则:不溶性碱受热分解)
Al(OH)3的制备:实验室利用可溶性铝盐与氨反应制备Al(OH)3
Al2(SO4)3+6NH3·H2O2 Al(OH)3+3(NH4)2SO4
(Al33NH3·H2OAl(OH)33NH4)
由于强碱(如NaOH)容易与Al(OH)3发生反应,因此实验室不使用强碱来制备Al(OH)3,而是使用氨水。
(2)氢氧化铁:氢氧化亚铁Fe(OH)2(白色)和氢氧化铁Fe(OH)3(红棕色)
与酸反应生成盐和水:
Fe(OH)22HClFeCl22H2O(Fe(OH)22HFe22H2O)
Fe(OH)3+3HCl=FeCl3+3H2O (Fe(OH)3 + 3H+=Fe3+ + 3H2O)
Fe(OH)2可被空气中的氧气氧化成Fe(OH)3
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3(现象:白色沉淀灰绿色红棕色)
Fe(OH)3受热易分解生成Fe2O3:2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O
(3)氢氧化钠NaOH:俗称烧碱、火碱、烧碱,易潮解,腐蚀性强,具有碱性。
32. 盐
(1)铁盐(铁为+3价)和亚铁盐(铁为+2价)的性质:
铁盐(铁为+3价)具有氧化性,可以被还原剂(如铁、铜等)还原为亚铁盐:
2FeCl3Fe3FeCl2( 2Fe3Fe3Fe2 )(价态回到中心)
2FeCl3Cu2FeCl2CuCl2(2Fe3Cu2Fe2Cu2)(印刷电路板制作的反应原理)
亚铁盐(铁为+2价)具有还原性,能被氧化剂(如氯、氧、硝酸等)氧化成铁盐:
2FeCl2+Cl2=2FeCl3 (2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-)
Fe3+离子的检查:
a.溶液呈黄色;
b.加入KSCN(硫氰化钾)溶液变红色;
c.加入NaOH溶液反应生成红棕色沉淀[Fe(OH)3]。
Fe2+离子的测试:
a.溶液呈浅绿色;
b.先将KSCN溶液加入溶液中不变色,然后加入氯水,溶液变红色;
c.加入NaOH溶液,反应生成白色沉淀,很快变成灰绿色沉淀,最后变成红棕色沉淀。
(2)钠盐:Na2CO3和NaHCO3性质比较
33.火焰反应
(1)定义:金属或其化合物在燃烧时使火焰呈现特殊颜色的性质。
(2)操作步骤:将铂丝(或铁丝)浸入盐酸中,灼烧至无色。将样品(元素、化合物、气体、液体或固体)浸入火焰上燃烧,观察颜色。
(3)重要元素火焰颜色:钠元素黄色、钾元素紫色(通过蓝钴玻璃观察,消除钠元素火焰颜色的干扰)
火焰颜色反应是一种物理变化。无论元素的存在状态(单质、化合物)、物质的聚集状态(气体、液体、固体)等,只有少数金属元素发生火焰反应。
34. 硅及其化合物Si
硅是地壳中第二丰富的元素。自然界中不存在游离硅,只有化合态存在的硅,最常见的是二氧化硅、硅酸盐等。
硅的原子结构示意图如下。硅元素位于元素周期表第三周期IVA族。硅原子的最外层有4个电子。失去电子既不容易,获得电子也不容易。它主要形成四价化合物。
35. 单质硅(Si):
(1)物理性质:灰黑色固体,有金属光泽,熔点高,硬度高。
(2)化学性质:
常温下化学性质不活泼,只能与F2、HF、NaOH溶液发生反应。
Si+2F2SiF4
Si+4HF=SiF4+2H2
Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2
在高温条件下,单质硅能与O2、Cl2等非金属元素发生反应。
(3)用途:太阳能电池、计算机芯片、半导体材料等。
(4)硅的制备:工业上,可以用C在高温下还原SiO2来生产粗硅。
SiO2+2C=Si(粗)+2CO
Si(粗)+ 2Cl2=SiCl4
SiCl4+2H2=Si(纯)+4HCl
36. 二氧化硅(SiO2):
(1)SiO2的空间结构:三维网络结构。 SiO2直接由原子组成,不存在单个SiO2分子。
(2)物理性质:熔点高、硬度高、不溶于水。
(3)化学性质:SiO2在常温下化学性质很不活泼,不与水或酸(氢氟酸除外)发生反应。能与强碱溶液和氢氟酸反应,在高温条件下能与碱性氧化物反应:
与强碱反应:SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O(生成的硅酸钠具有粘性,因此不能用带毛玻璃塞的试剂瓶储存NaOH溶液和Na2SiO3溶液,以免Na2SiO3粘在塞子和试剂瓶上,使其无法打开它们)。
与氢氟酸反应【SiO2的特性】:SiO2+4HF=SiF4+2H2O(利用该反应,氢氟酸可以雕刻玻璃;氢氟酸不能存放在玻璃试剂瓶中,应存放在塑料瓶中)。
高温下与碱性氧化物反应:SiO2 + CaOCaSiO3
(4)用途:光纤、玛瑙饰品、石英坩埚、水晶镜片、石英钟表、仪表轴承、玻璃及建筑材料等。
37. 硅酸(H2SiO3):
(1)物理性质:白色凝胶,不溶于水,能形成硅胶,吸湿能力强。
(2)化学性质:H2SiO3是一种弱酸,甚至比碳酸还弱。其酸酐为SiO2,但SiO2不溶于水,因此不能直接将SiO2溶于水来制备。相反,可溶性硅酸盐用于与酸反应。制备方法:(强酸变成弱酸的原理)
Na2SiO32HCl2NaClH2SiO3
Na2SiO3+CO2+H2O=H2SiO3+Na2CO3 (该方程证明酸性:H2SiO3
氯元素位于元素周期表第三周期VIIA族。氯原子最外层电子层有7个电子。化学反应中很容易得到1个电子
Cl-,化学性质活泼,自然界中不存在游离氯,氯仅以化合物状态存在(主要是氯化物和氯酸盐)。
40. 氯(Cl2):
(1)物理性质:黄绿色有毒气体,有刺激性气味。它的密度比空气大。易液化成液氯,易溶于水。 (氯气收集方式——向上排气法或饱和盐水;液氯为纯物质)
(2)化学性质:氯的化学性质非常活跃。它很容易获得电子并充当强氧化剂。能与金属、非金属、水和碱发生反应。
与金属反应(将金属氧化至最高正价)
Na+Cl2===点燃2NaCl
Cu+Cl2===点燃CuCl2
2Fe+3Cl2===点燃2FeCl3(氯与金属铁反应只生成FeCl3,不生成FeCl2。)
(思考:如何制备FeCl2?Fe+2HCl=FeCl2+H2,铁与盐酸反应生成FeCl2,铁与氯反应生成FeCl3。这说明Cl2的氧化性比盐酸更强,是强氧化剂.)
与非金属发生反应
Cl2H2===点燃2HCl(氢气在氯气中燃烧:静静燃烧,发出微弱火焰)
H2 和Cl2 混合在点燃或光照条件下会爆炸。
燃烧:一切产生光和热的剧烈化学反应都称为燃烧,不一定需要氧气的参与。
Cl2与水反应
Cl2+H2O=HCl+HClO
离子方程式:Cl2+H2O=H++Cl—+HClO
将氯气溶解于水中,得氯水(浅黄绿色)。氯水中含有多种粒子,包括H2O、Cl2、HClO、Cl-、H+、OH-(极少量,被水弱电离)。
氯水的特性取决于其组成的颗粒:
(1)强氧化性:新制氯水的主要成分是Cl2。实验室常用氯水代替氯气。例如氯水中的氯气可与KI、KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物质发生反应。
(2)漂白、消毒性能:氯水中的Cl2和HClO均具有强氧化性能。一般情况下,使用HClO进行漂白和消毒时应考虑使用。 HClO的强氧化性会将有色物质氧化成无色物质,这是不可逆的。
(3)酸性:氯水中含有HCl和HClO,故可用NaOH中和。盐酸还可与NaHCO3、CaCO3等反应。
(4)不稳定:HClO不稳定,易受光分解。所以氯水(浅黄绿色)放置时间长了会变成稀盐酸(无色)而失去漂白性能。
(5)沉淀反应:加入AgNO3溶液,生成白色沉淀(氯水中的Cl-)。自来水也是用氯水进行杀菌消毒的,所以用自来水配制的下列溶液,如KI、KBr、FeCl2、Na2SO3、Na2CO3、NaHCO3、AgNO3、NaOH等溶液都会变质。
Cl2与碱溶液反应:
与NaOH反应:Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O (Cl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O)
与Ca(OH)2溶液反应:2Cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O
该反应用于制造漂白粉。漂白粉的主要成分是Ca(ClO)2和CaCl2,有效成分是Ca(ClO)2。
漂白粉具有漂白性能的原因是:Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO生成具有漂白性能的HClO;同样,氯水也具有漂白作用,因为氯水中含有HClO; NaClO还具有漂白性能,反应为2NaClOCO2H2O==Na2CO3+2HClO;
干氯不能使红纸褪色,因为不能生成HClO。湿氯会使红纸褪色,因为氯会发生以下反应:Cl2 + H2O=HCl + HClO。
漂白粉长时间放置在空气中会失效(涉及两个反应):Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO,
漂白粉变质时会存在CaCO3,并出现结块现象。在空气中长期放置的漂白粉中加入浓盐酸会产生CO2气体,其中含有CO2和HCl杂质气体。
氯的用途:制造漂白粉、自来水杀菌消毒、农药原料和某些有机物等。
41、Cl-测试:
原理:根据Cl-与Ag+反应生成不溶于酸的AgCl沉淀来检测Cl-的存在。
方法:先加入稀硝酸酸化溶液(排除CO32干扰),然后滴加AgNO3溶液。如果有白色沉淀生成,则表明有Cl-存在。
硫及其化合物
42、硫元素的存在:硫元素最外层电子数为6,化学性质比较活泼。很容易获得2个-2价电子或与其他非金属元素化合形成+4或+6价化合物。硫在自然界中以游离态和化合态两种形式存在。 (例如火山口中的硫以单质存在)
43、硫元素:
物质性质:俗称硫磺,淡黄色固体,不溶于水,熔点较低。
化学性质:S+O2===点燃SO2(在空气中呈淡蓝色火焰,在纯氧中呈蓝紫色)
44. 二氧化硫(SO2)
(1)物理性质:无色、有刺激性气味的有毒气体,易溶于水,密度比空气大,易液化。
(2)SO2的制备:S+O2===点燃SO2或Na2SO3+H2SO4=Na2SO4+SO2+H2O
(3)化学性质:SO2能与水反应生成SO2+H2OH2SO3(亚硫酸,中强酸)。该反应是可逆反应。
可逆反应定义:在相同条件下,正向和反向同时进行的反应。 (关键词:同等条件下)
SO2是酸性氧化物,是亚硫酸(H2SO3)的酸酐,与碱反应生成盐和水。
一个。与NaOH溶液反应:
SO2(少量)+2NaOH=Na2SO3+H2O(SO2+2OH-=SO32-+H2O)
SO2(过量)+NaOH=NaHSO3 (SO2+OH-=HSO3-)
b.与Ca(OH)2溶液反应:
SO2(少量)+Ca(OH)2=CaSO3(白色)+H2O
2SO2(过量)+Ca(OH)2=Ca(HSO3)2(可溶)
比较CO2和碱反应:
CO2(少量)+Ca(OH)2=CaCO3(白色)+H2O
2CO2(过量)+ Ca(OH)2=Ca(HCO3) 2(可溶)
当SO2逐渐引入Ca(OH)2溶液中时,先形成白色沉淀,然后沉淀消失。
,与CO2逐渐通入Ca(OH)2溶液实验现象相同,所以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。 ③SO2具有强还原性,能与强氧化剂(如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气等)反应。SO2能使酸性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)。 (催化剂:粉尘、五氧化二钒) SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl(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。) ④SO2的弱氧化性:如2H2S+SO2=3S↓+2H2O(有黄色沉淀生成) ⑤SO2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。 ⑥SO2的用途:漂白剂、杀菌消毒、生产硫酸等。 45、硫酸(H2SO4) (1)浓硫酸的物理性质: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)。质量分数为98%(或18.4mol/l)的硫酸为浓硫酸。不挥发,沸点高,密度比水大。 (2)浓硫酸三大性质:吸水性、脱水性、强氧化性。 ①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、HBr、HI、C2H4五种气体。 ②脱水性:能将有机物(蔗糖、棉花等)以水分子中H和O原子个数比2︰1脱水,炭化变黑。 ③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。 a. 与大多数金属反应(如铜):2H2SO4(浓)+Cu===△CuSO4+2H2O+SO2 ↑ (此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性 ) b. 与非金属反应(如C反应):2H2SO4(浓)+C===△CO2 ↑+2H2O+SO2 ↑ (此反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。 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的进一步反应。这种现象叫金属的钝化。铝和铁也能被浓硝酸钝化,所以,常温下可以用铁制或铝制容器盛放浓硫酸和浓硝酸。 (3)硫酸的用途:干燥剂、化肥、炸药、蓄电池、农药、医药等。 氮及其化合物 46、氮的氧化物:NO2和NO N2+O2 ========高温或放电 2NO,生成的一氧化氮很不稳定: 2NO+O2 == 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),不溶于水。是空气中的污染物。 二氧化氮:红棕色气体(与溴蒸气颜色相同)、有刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水,并与水反应: 3NO2+H2O=2HNO3+NO,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。 47、硝酸(HNO3): (1)硝酸物理性质: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。98%以上的硝酸叫“发烟硝酸”,常用浓硝酸的质量分数为69%。 (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,浓硝酸遇紫色石蕊试液先变红(H+作用)后褪色(浓硝酸的强氧化性)。用此实验可证明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,但不放出氢气,通常浓硝酸产生NO2,稀硝酸产生NO,如: ①Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O ②3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O 反应①还原剂与氧化剂物质的量之比为1︰2;反应②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,(说成不反应是不妥的),加热时能发生反应: 当溶液中有H+和NO3-时,相当于溶液中含HNO3,此时,因为硝酸具有强氧化性,使得在酸性条件下NO3-与具有强还原性的离子如S2-、Fe2+、SO32-、I-、Br-(通常是这几种)因发生氧化还原反应而不能大量共存。(有沉淀、气体、难电离物生成是因发生复分解反应而不能大量共存。) 48、氨气(NH3) (1)氨气的物理性质:无色气体,有刺激性气味、比空气轻,易液化,极易溶于水,1体积水可以溶解700体积的氨气(可做红色喷泉实验)。浓氨水易挥发出氨气。 (2)氨气的化学性质: a. 溶于水溶液呈弱碱性: 生成的一水合氨NH3·H2O是一种弱碱,很不稳定,受热会分解: 氨气或液氨溶于水得氨水,氨水的密度比水小,并且氨水浓度越大密度越小,计算氨水浓度时,溶质是NH3,而不是NH3·H2O。 氨水中的微粒:H2O、NH3、NH3·H2O、NH4+、OH—、H+(极少量,水微弱电离出来)。 b. 氨气可以与酸反应生成盐: ①NH3+HCl=NH4Cl ②NH3+HNO3=NH4NO3 ③ 2NH3+H2SO4=(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,如果有大量白烟生成,可以证明有NH3存在。 (3)氨气的实验室制法: ①原理:铵盐与碱共热产生氨气 ②装置特点:固+固气体,与制O2相同。 ③收集:向下排空气法。 ④验满: a. 湿润的红色石蕊试纸(NH3是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体) b. 蘸浓盐酸的玻璃棒(产生白烟) 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。 ⑥吸收:在试管口塞有一团湿的棉花其作用有两个:一是减小氨气与空气的对流,方便收集氨气;二是吸收多余的氨气,防止污染空气。 (4)氨气的用途: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。 49、铵盐 铵盐均易溶于水,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: (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,则证明该物质会有NH4+。本文由小编发布,不代表一本线高考网立场,转载联系作者并注明出处:https://www.yibenxian.com/gaoyi/58845.html
用户评论
高中化学确实好难啊, 老是怕考试时遇到不会的知识点!
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这份总结能帮我在复习化学时更有重点,真是太棒了!
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一百个知识点确实不少,希望能帮我系统地理解高中化学各个模块。
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希望这些知识点涵盖考试重点,这样才能更有效率地准备考试。
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高中化学老师讲的多,考试的时候反而想不起来,这份总结正好可以帮倒忙!
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看这题目就知道考纲范围很广,要好好梳理一下了!
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现在就来看看这些知识点哪些是自己薄弱的地方。
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终于找到可以参考的化学学习资料了!
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总结的非常详细,希望能把它都掌握好!
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高中化学考试真的压力很大,这份总结正好给我提提精神!
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分享这份总结给同桌一起学习吧!
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看来要多练习一些题了,才能把这些知识点真正学透!
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希望这份总结能让我在化学考试中取得好成绩!
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学习化学需要耐心,这100个知识点就是我的目标 now!
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高中化学的知识点确实很多,总结很有帮助!
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我平时学习化学的重点没有把握很好,这份总结能给我指明方向!
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这些重点知识点应该是我复习考试的重点目标! 。
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看了这个标题,感觉高中化学考试确实很不容易啊!
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一定要把这些常考知识点认真学习一遍!
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