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考前你应该做什么——查漏补缺

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主贴发贴人：okxzf 2006/5/18 19:03:07 回复编辑

    考前你应该做什么——查漏补缺
    一．次氯酸、漂粉精的结构和性质
    1．次氯酸的结构：次氯酸化学式为HClO，其中氯元素的化合价为+1价，易得电子使之降低，其电子式可写为或，但不能写成（分子中心元素为氧）。
    2．ClO-是一种弱酸的酸根离子，能发生水解反应：ClO-+H2O HClO+OH-，所以次氯酸钙溶液显碱性。若遇到铁盐、铝盐易发生双水解：3ClO-+Fe3++3H2O Fe(OH)3↓+3HClO。
    3．HClO和ClO-都具有强氧化性，无论酸性、碱性条件下都可以跟亚铁盐、碘化物、硫化物等发生氧化还原反应。如漂粉精遇亚硫酸盐发生如下反应：ClO-+SO32-=Cl-+SO42-。次氯酸是一种强氧化剂，能杀死水里的病菌，所以自来水常用氯气来杀菌消毒。次氯酸能使染料和有机色素褪色，故可用作漂白剂。具有漂白性的物质，归纳起来有：氯水、Ca(ClO)2、Na2O2、H2O2、SO2、活性炭、硅藻土等，其漂白原理大致可分为以下3类。
    ⑴氧化漂白：氯水、次氯酸盐、Na2O2和H2O2在一定条件下分解放出原子氧，原子氧（可表示为[O]）的活性很强，有较强的氧化能力，能将许多有色物质氧化成无色物质，从而达到漂白的目的。被漂白的物质不变色，此类漂白剂能漂白酸碱指示剂。
    ⑵化合漂白：如SO2的漂白，其原理是SO2溶于水生成亚硫酸，亚硫酸与有色物质化合，形成不稳定的无色化合物，无色化合物在一定条件下（如加热）分解恢复原色。SO2不能漂白酸碱指示剂。
    ⑶吸附漂白：活性炭、硅藻土的漂白原理是由于有许多小孔隙，总表面积大，有较强的吸附作用，通过吸附溶液中的一些有色物质或有色离子或有色气体使之褪色，属于物理变化，同样能使品红试液和酸碱指示剂褪色。
    4．Cl2＋H2Ｏ H＋＋Cl－＋HClＯ平衡移动的应用
    向氯水中加入的物质浓度变化平衡移动的方向应用
    可溶性氯化物 c（Cl－）增大左移 ①用饱和食盐水除Cl2中的HCl②用排饱和食盐水法收集Cl2
    盐酸 c（H＋）和c（Cl－）增大左移次氯酸与浓盐酸反应制Cl2
    NaＯH c（H＋）减小右移用NaOH溶液吸收多余的Cl2
    Ca（ＯH）2 c（H＋）减小右移制漂白粉
    CaCO3 c（H＋）减小右移制高浓度HClO溶液
    光照 c（HClＯ）减小右移氯水避光保存或现用现配
    5．溴水是实验室常用的试剂。能使溴水褪色的物质有哪些？
    ⑴因萃取作用而使溴水褪色的物质：苯、CCl4、直馏汽油等有机溶剂。
    ⑵能与溴发生氧化还原反应的还原性无机化合物：H2S、SO2、Na2S、Na2SO3等。
    ⑶能与溴水发生反应的金属，如Na、Mg、Al、Zn等。
    ⑷能与溴发生加成反应的不饱和烃及其衍生物，如烯烃、炔烃等。
    ⑸能被溴水氧化的有机化合物，如含有醛基的化合物。
    ⑹能与溴水发生反应的碱性物质，如NaOH、Na2CO3等。

    二．溶液中SO42-的检验
    1．原理：利用Ba2++ SO42- ==BaSO4↓（白色），BaSO4具有不溶于盐酸、硝酸的特性。
    2．试剂：可溶性钡盐〔BaCl2或Ba(NO3)2溶液〕、盐酸或稀硝酸。
    3．检验的误区：
    ⑴只加可溶性钡盐，不酸化。误将CO32-、PO43-、SO32-、Ag+等干扰离子判成SO42-，此时上述离子同样会产生BaCO3、Ba3(PO4)2、BaSO3、AgCl的白色沉淀。
    ⑵误将Ag+、Pb2+判成SO42-。如向待测液中滴加BaCl2溶液，再加盐酸有白色沉淀便断定含SO42-。其错误是未注意溶液中不含SO42-而含Ag+或Pb2+也会有同样现象。
    因为Ag++Cl－==AgCl↓（白色） Pb2++2Cl－==PbCl2↓（白色）
    ⑶误将SO32-判成SO42-。如向待测液中滴加用盐酸酸化的Ba(NO3)2溶液生成白色沉淀，便误以为有SO42-。该错误是未注意NO3-具有强氧化性，在酸性环境中发生反应：
    Ba2++ SO32- ==BaSO3↓（白色）
    3BaSO3+2H++2 NO3-==3BaSO4↓（白色）+2NO↑+H2O
    再如向待测液中滴加用硝酸酸化的BaCl2溶液产生白色沉淀便错误认定一定含SO42-，也同样是落入干扰离子转化为SO42-从而生成BaSO4的陷阱中。
    4．检验的关键：既要注意试剂的选择，又要注意操作顺序的优化，方能排除干扰离子的误导，全面考虑，综合分析，正确推导。
    5．检验的方法：
    其一，先加检验试剂，后对沉淀酸化：
    待测液沉淀沉淀不溶解，有SO42-
    其二，先酸化，再加检验试剂：


    三．有关硝酸的几个问题
    1．有硝酸参与的氧化还原反应的计算：
    ⑴单质与硝酸的反应，分析讨论是金属还是非金属，若为金属参加的反应硝酸分为两部分，一部分作氧化剂，另一部分起酸性生成硝酸盐，应先确定未被还原的硝酸，再由电子得失守恒求解。若为非金属单质与硝酸反应时，硝酸全部被还原。
    ⑵Cu与HNO3的反应中随着反应的进行浓度逐渐变小，产物由NO2变成NO，最终为混合气体。可以这样理解并分析：反应的硝酸在产物中共三部分：

    可以看出：被还原的硝酸无论生成NO还是NO2均为一个N原子与一个HNO3的比例关系，即：被还原的硝酸与气体的物质的量相等。而未被还原的硝酸总是生成最高价金属的硝酸盐〔如Ca(NO3)2〕，一个金属离子与金属离子最高价数个HNO3成比例关系，即未被还原的HNO3与金属离子的最高价态数相等。
    2．溶液酸碱性对NO3-性质的影响
    在溶液中NO3-几乎与所有离子能大量共存，但注意，当溶液的酸性较强时可形成硝酸溶液，具有还原性的某些离子则不能与其大量共存，如NO3-、H＋、Fe2+中任意两者能大量共存，但三者混合则不能大量共存。即：NO3-在中性或碱性溶液中不表现氧化性，而在酸性溶液中表现强氧化性。

    四．硅及其化合物的特殊性
    1．硅的还原性比碳强，而碳在高温下能从二氧化硅中还原出硅。
    2．非金属单质与强碱溶液反应一般不生成氢气，而硅与氢氧化钠等强碱溶液反应产生氢气。
    3．非金属单质一般不与非氧化性酸反应，而硅不但与氢氟酸反应，而且有氢气生成。
    4．酸性氧化物一般不与酸发生复分解反应，而二氧化硅却能与氢氟酸反应，生成四氟化硅和水。
    5．无机酸一般易溶于水，而硅酸和原硅酸却难溶于水。
    6．在水溶液中，碳酸的酸性比硅酸强，二氧化碳与硅酸钠反应生成碳酸钠和硅酸沉淀。在高温下碳酸钠与二氧化硅反应生成硅酸钠和二氧化碳，其原因是在高温条件下，生成的二氧化碳离开反应体系而使反应进行到底。

    五．环境污染
    1．大气中的主要化学污染物来自于化石燃料的燃烧。燃烧的直接产物CO2和H2O是无害的。污染物产生于这样一些过程：⑴燃料中含硫，燃烧后产生污染气体SO2；⑵燃烧过程中，大气中N2参与反应生成NO，再经过复杂过程产生各种氮的氧化物；⑶燃料粉末或石油细粒来不及燃烧而散逸；⑷燃烧不完全，产生CO等中间产物；⑸燃料使用过程加入添加剂，如汽油中加入含铅有机物，作为内燃机汽缸的抗震剂，经燃烧后，铅化合物进入大气。
    2．下列生活中的行为现象，对环境产生的直接污染是：
    ⑴废旧电池任意丢弃电池中的重金属离子对土壤或水产生污染；
    ⑵聚乙烯等塑料垃圾产生白色污染；
    ⑶含有氮、磷化合物的污水排放到湖水中导致水体富营养化，水质恶化——水华、赤潮；
    ⑷含氟氯烃冰箱的使用臭氧层被破坏。

    六．写出过氧化钠分别与二氧化碳、水反应的化学方程式。分析与过氧化钠有关计算的一般规律：
    2Na2O2+2H2O====4NaOH+O2↑ （a）
    2Na2O2+2CO2====2Na2CO3+O2 （b）
    在这两个反应中，对Na2O2固体而言，反应（a）中Na2O2增重的质量实际是H2O中H的质量，其结果可看作：Na2O2+H2 2NaOH。
    在反应（b）中，Na2O2增重的质量实际是2CO2－O2即2CO的质量，其结果可看作：Na2O2+CO Na2CO3。
    ⑵Na2O2与H2O、CO2混合反应时，应当看作Na2O2先与CO2反应，后与H2O反应。
    ⑶可进行差量（固体质量差或气体体积差）法计算。

    七．铁是一种极其重要的元素，是高考命题的重要素材之一。解题时，应重点把握准铁的价态变化，各种铁的化合物颜色变化，从氧化还原反应角度深刻揭示铁的定性定量变化规律。
    Fe2+与Fe3+的鉴别
    1．直接观察颜色：Fe2+的溶液呈浅绿色，Fe3+的溶液呈棕黄色。
    2．利用显色反应：
    ⑴
    有关离子方程式：Fe3++SCN－==［Fe（SCN）］2+
    ⑵
    3．利用铁化合物沉淀的颜色：
    ⑴
    有关反应式：Fe2++2OH－==Fe（OH）2↓；4Fe（OH）2+2H2 O+O2==4Fe（OH）3
    Fe3++3OH－==Fe（OH）3↓
    ⑵
    有关离子反应式：2Fe3++3CO32-+3H2O==2Fe（OH）3↓+3CO2↑
    4．利用Fe3+的氧化性：
    ⑴
    有关离子反应式：2Fe3++Cu==2Fe2++Cu2+
    ⑵
    有关离子反应式：2Fe3++2I－==2Fe2++I2
    ⑶
    有关离子反应式：Fe2++S2－==FeS↓；2Fe3++S2－====2Fe2++S↓
    5．利用Fe2+的还原性：
    ⑴
    有关离子反应式：5Fe2++MnO4-+8H＋====5Fe3++Mn2++4H2O
    ⑵
    有关离子反应式：2Fe2++Br2====2Fe3++2Br－
    注：以上方法以KSCN溶液鉴别最常用。

    八．氢氧化铝的电离平衡
    Al(OH)3作为两性氢氧化物，在水溶液中存在如下电离平衡：
    H++AlO2-+H2O Al（OH）3 Al3++3OH－
    （酸式电离）（碱式电离）
    该平衡主要可用于：
    1．判断电离平衡移动方向。加入大量H+（或OH－），平衡右移（或左移）；当H+（或OH－）浓度不大时，对平衡的移动影响不大，故Al(OH)3溶于强酸或强碱。
    2．应用于离子共存及Al(OH)3的制备

    Al3+只存在于强酸性溶液中，AlO2-只存在于强碱性溶液中，Al3+与AlO2-不能共存。制备Al(OH)3一般用Al3++NH3·H2O或AlO2-+CO2+H2O。

    九．阿伏加德罗常数问题考查的热点主要有：
    1．一定质量的物质中所含原子数、电子数，其中考查较多的是H2O、N2、O2、H2、NH3、P4等。
    2．一定体积的物质中所含原子数、分子数，曾考过的物质有Cl2、NH3、CH4、O2、N2、CCl4、C8H10等。
    3．一定量的物质在化学反应中的电子转移数目，曾考过的有Na、Mg、Cu等。
    4．一定体积和一定物质的量浓度溶液中所含电解质离子数、分子数，如稀硫酸、硝酸镁等。
    5．某些典型物质中化学键数目，如SiO2、Si、CH4、P4、CO2等。
    6．细微知识点（易出错）：状态问题，水、CCl4、C8H10等在标准状况下为液体或固体；D2O、T2O、18O2等物质的摩尔质量；Ne、O3、白磷等物质分子中原子个数等。

    十．熟练书写下列典型反应的离子方程式
    1．氯化铝溶液中加入过量氨水：Al3++3NH3·H2O==Al（OH）3↓+3NH4+
    2．小苏打与甲酸溶液混合：HCO3-+HCOOH→HCOO－+CO2↑+H2O
    3．碳酸钙加入盐酸中：CaCO3+2H+==Ca2++CO2↑+H2O
    4．氧化镁溶于稀硫酸：MgO+2H+==Mg2++H2O
    5．澄清石灰水中加入盐酸：OH－+H+==H2O
    6．次氯酸钙溶液中通入过量的二氧化碳：ClO－+CO2+H2O==HClO+HCO3-
    7．碳酸氢钙溶液中加入过量的氢氧化钠溶液：Ca2++2HCO3-+2OH－==CaCO3↓+CO32-+2H2O
    8．等体积等物质的量浓度的氢氧化钡溶液与碳酸氢铵溶液混合
    Ba2++2OH－+NH4++HCO3-==BaCO3↓+H2O+NH3·H2O
    9．钠与水反应：2Na+2H2O====2Na++2OH－+H2↑
    10．氯化铁溶液中通入硫化氢：2Fe3++H2S====2Fe2++S↓+2H+

    十一．须掌握氧化还原反应中的几个规律
    1．守恒规律：氧化还原反应中得电子总数与失电子总数相等（即电子转移守恒），表现在元素化合价降低总数与升高总数相等。
    2．价态规律：根据元素的价态可以判断物质的氧化性、还原性。例如： H3具有还原性，H O3具有氧化性， O2既具有氧化性又具有还原性。
    3．转化规律：同种元素不同价态之间发生反应，元素化合价只靠近不交叉；相邻价态间不发生氧化还原反应。例如：H2S+H2SO4（浓）==S↓+SO2↑+2H2O，反应中H2 ，H2 O4（浓） O2；Fe与Fe2+、Fe2+与Fe3+不发生反应。
    4．难易规律：一种氧化剂与几种还原剂反应，先氧化还原性强的还原剂，反之亦然。例如：Cl2与FeBr2溶液的反应先考虑Cl2氧化Fe2+，再考虑Cl2氧化Br－；Cl2与FeI2溶液的反应先考虑Cl2氧化I－，再考虑Cl2氧化Fe2+。

    十二．化学键与物质类别规律
    1．只含非极性共价键的物质：同种非金属元素构成的单质，如I2、N2、P4、金刚石、晶体硅等。
    2．只含有极性共价键的物质：一般是不同非金属元素构成的共价化合物。如HCl、NH3、SiO2、CS2等。
    3．既有极性键又有非极性键的物质：如H2O2、C2H2、CH3CH3、C6H6（苯）等。
    4．只含有离子键的物质：活泼非金属元素与活泼金属元素形成的化合物，如Na2S、CsCl、K2O、NaH等。
    5．既有离子键又有非极性键的物质，如Na2O2、Na2Sx、CaC2等。
    6．只有共价键，没有范德瓦耳斯力的物质——金刚石、单晶硅、SiO2、SiC。
    7．无化学键的物质——稀有气体。
    8．极性分子与非极性分子
    ⑴分子极性的判断：分子的极性由共价键的极性及分子的空间构型两方面共同决定：
    ①以极性键结合而形成的异核双原子分子都是极性分子，如HCl。
    ②以非极性键结合而形成的同核双原子分子都是非极性分子，如Cl2。
    ③以极性键结合而形成的多原子分子，既有极性分子，又有非极性分子，分子的空间构型均匀对称的是非极性分子。如AB2型的直线形分子CO2，AB3型的平面正三角锥形分子BF3，AB4型的正四面体结构分子CH4等。分子的空间构型不对称的多原子分子为极性分子。如V型的H2O，三角锥型的NH3，不规则四面体分子CH3Cl等。
    ④判断ABn型分子极性有一经验规律：若中心原子A的化合价的绝对值等于该元素所在的主族序数，则为非极性分子；若不等，则为极性分子。如BF3、CO2等为非极性分子，NH3、H2O、SO2等为极性分子。
    ⑵相似相溶原理：极性分子易溶于极性分子溶剂中（如HCl易溶于水中），非极性分子易溶于非极性分子溶剂中（如碘易溶于苯中，白磷易溶于CS2中）。

    十三．晶体中的几个不一定：
    1．由非金属元素构成的晶体不一定为分子晶体。如NH4Cl。
    2．具有导电性的晶体不一定是离子晶体。如Si、石墨。
    3．离子晶体不一定只含离子键。如NaOH、FeS2。
    4．由氢化物构成的晶体不一定是分子晶体。如NaH。
    5．金属与非金属元素构成的晶体不一定是离子晶体。如AlCl3为分子晶体。
    6．原子晶体不一定为绝缘体：如Si。
    7．溶于水能导电的晶体不一定是离子晶体：如HCl。
    8．离子晶体的熔点不一定低于原子晶体。如MgO的熔点为3073℃，而SiO2只有1723℃。
    9．金属晶体的熔点不一定低于原子晶体，如W的熔点达3410℃。
    10．金属晶体的熔点不一定高于分子晶体，如Hg常温下呈液态，而硫、白磷常温下呈固态。11．金属晶体的硬度不一定小于原子晶体，如Cr的硬度为9，仅次于金刚石。
    12．金属晶体的硬度不一定大于分子晶体，如Na的硬度只有0.4，可用小刀切割。
    13．晶体中有阳离子不一定有阴离子，如构成金属晶体的微粒是由阳离子和自由电子构成。

    十四．化学反应速率与化学平衡中须值得注意的几个问题
    1．稀有气体或其他非反应气体，充入反应容器中，对反应速率有何影响？
    稀有气体或其他非反应气体，充入反应容器中，分以下两种情况讨论：⑴若容器恒温、恒容，则充入的稀有气体或其他不反应气体虽改变了容器内气体压强，但却没有改变反应气体产生的分压，即并没改变反应物的浓度，不影响化学反应速率。⑵若容器恒温、恒压，则充入的稀有气体或其他不反应气体，就会使容器容积扩大，虽未减小容器内气体压强，但却减少了反应气体产生的分压，即降低了反应物的浓度，故能使反应速率降低。
    2．等效平衡的判断方式如下：
    ⑴等温等容条件下，对于气体体积可变的可逆反应，只要进行极端转化后生成各物质物质的量与原平衡分别相等，则为等效平衡。
    ⑵等温等容条件下，对于气体体积不变的可逆反应，只要进行极端转化后生成各物质物质的量之比与原平衡相等，则为等效平衡。
    ⑶等温等压条件下，在可逆反应中只要进行极端转化后生成各物质物质的量之比与原平衡相等，则为等效平衡。
    3．对于同一反应，不同物质的转化率是否相同？改变反应物的用量对转化率有何影响？
    同一反应不同物质的转化率不一定相同，只有加入的初始量与化学计量数成比例，转化率才相同。若已知转化率相等，则初始量一定与化学计量数成比例。
    改变反应物的用量对转化率的影响是：
    ⑴若反应物只有一种，如aA（g） bB（g）+cC（g）增加A的量：①若a=b+c，x（A）不变；②若a＞b+c，x（A）增大；③若a＜b+c，x（A）减小。即a≠b+c时，增大或减小反应物浓度，平衡按加压或减压处理。
    ⑵若反应物不止一种，如mA（g）+nB（g） pC（g）+qD（g）①若只增加A的量，平衡正向移动，x（A）减小，x（B）增大；②若按原比例同倍数增加A和B的量，平衡正向移动。当m+n=p+q时，x（A）、x（B）均不变；当m+n＜p+q时，x（A）、x（B）均减小；当m+n＞p+q时，x（A）、x（B）均增大。

    十五．溶液中粒子浓度大小的比较规律
    1．电荷守恒规律：电解质溶液中，不论存在多少种离子，溶液总是呈电中性，即阴离子所带负电荷总数一定等于阳离子所带正电荷总数，也就是所谓的电荷守恒规律。如NaHCO3溶液中存在着Na+、H+、HCO3-、CO32-、OH－，存在如下关系：c（Na+）+c（H+）=c（HCO3-）+c（OH－）+2c（CO32-）。
    2．物料守恒规律：电解质溶液中，由于某些离子能够水解，离子种类增多，但某些关键性的原子总是守恒的，如K2S溶液中S2－、HS－都能水解，故S元素以S2－、HS－、H2S三种形式存在，它们之间有如下守恒关系：c（K+）=2c（S2－）+2c（HS－）+2c（H2S）。
    3．质子守恒规律：质子守恒：指溶液中酸碱反应的结果，得质子后的产物、得到质子的物质的量应该与失质子后的产物、失去质子的物质的量相等。如Na2CO3溶液中的质子守恒关系为：c（H+）+c（HCO3-）+2c（H2CO3）=c（OH－）或c（H+）=c（OH－）－c（HCO3-）－2c（H2CO3）。
    4．多元弱酸溶液，根据多步电离分析，如在H3PO4的溶液中，c（H+）＞c（H2PO4-）＞c（HPO42-）＞c（PO43-）。
    5．多元弱酸的正盐溶液根据弱酸根的分步水解分析，如Na2 CO3溶液中c（Na+）＞c（CO32-）＞c（OH－）＞c（HCO3-）。
    6．不同溶液中同一离子浓度的比较，要看溶液中其他离子对其影响的因素。如在相同物质的量浓度的下列各溶液中①NH4Cl ②CH3COONH4 ③NH4HSO4，c（NH4+）由大到小的顺序是③＞①＞②。
    7．混合溶液中各离子浓度的比较，要进行综合分析，如电离因素，水解因素等。如在0.1 mol·L－1的 NH4Cl和0.1 mol·L－1的氨水混合溶液中，各离子浓度的大小顺序为c（NH4+）＞c（Cl－）＞c（OH－）＞c（H+）。在该溶液中，NH3·H2O的电离与NH4+的水解互相抑制，NH3·H2O电离因素大于NH4+的水解因素时，溶液呈碱性：c（OH－）＞c（H+），同时c（NH4+）＞c（Cl－）。

    十六．电化学计算的基本方法
    原电池和电解池的计算包括两极产物的定量计算、溶液pH的计算、相对原子质量和阿伏加德罗常数测定的计算、根据电荷量求产物的量与根据产物的量求电荷量等的计算。不论哪类计算，均可概括为下列三种方法：
    1．根据电子守恒法计算：用于串联电路、阴阳两极产物、正负两极产物、相同电荷量等类型的计算，其依据是电路中转移的电子数相等。
    2．根据总反应式计算：先写出电极反应式再写出总反应式，最后根据总反应式列比例式计算。
    3．根据关系式计算：借得失电子守恒关系建立已知量与未知量之间的桥梁，建立计算所需的关系式。

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