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高中化學必修一知識重點一、氧化物
1、Al2O3的性質:氧化鋁是一種白色難溶物,其熔點很高,可用來製造耐火材料如坩鍋、耐火管、耐高溫的實驗儀器等。
Al2O3是兩性氧化物:既能與強酸反應,又能與強鹼反應:
Al2O3+ 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O (Al2O3+6H+=2Al3++3H2O )
Al2O3+ 2NaOH == 2NaAlO2 +H2O(Al2O3+2OH-=2AlO2-+H2O)
2、鐵的氧化物的性質:FeO、Fe2O3都為鹼性氧化物,能與強酸反應生成鹽和水。
FeO+2HCl =FeCl2 +H2O
Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O
二、氫氧化物
1、氫氧化鋁 Al(OH)3
①Al(OH)3是兩性氫氧化物,在常溫下它既能與強酸,又能與強鹼反應:
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O(Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O)
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O(Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O)
②Al(OH)3受熱易分解成Al2O3:2Al(OH)3==Al2O3+3H2O(規律:不溶性鹼受熱均會分解)
③Al(OH)3的製備:實驗室用可溶性鋁鹽和氨水反應來製備Al(OH)3
Al2(SO4)3+6NH3·H2O=2 Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4
(Al3++3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4+)
因為強鹼(如NaOH)易與Al(OH)3反應,所以實驗室不用強鹼製備Al(OH)3,而用氨水。
2、鐵的氫氧化物:氫氧化亞鐵Fe(OH)2(白色)和氫氧化鐵Fe(OH)3(紅褐色)
①都能與酸反應生成鹽和水:
Fe(OH)2+2HCl=FeCl2+2H2O(Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O)
Fe(OH)3+3HCl=FeCl3+3H2O(Fe(OH)3 + 3H+ = Fe3+ + 3H2O)
②Fe(OH)2可以被空氣中的氧氣氧化成Fe(OH)3
4Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3(現象:白色沉澱→灰綠色→紅褐色)
③Fe(OH)3受熱易分解生成Fe2O3:2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O
3、氫氧化鈉NaOH:俗稱燒鹼、火鹼、苛性鈉,易潮解,有強腐蝕性,具有鹼的通性。
三、焰色反應
1、定義:金屬或它們的化合物在灼燒時使火焰呈現特殊顏色的性質。
2、操作步驟:鉑絲(或鐵絲)用鹽酸浸洗後灼燒至無色,沾取試樣(單質、化合物、氣、液、固均可)在火焰上灼燒,觀察顏色。
3、 重要元素的焰色:鈉元素黃色、 鉀元素紫色(透過藍色的鈷玻璃觀察,以排除鈉的焰色的干擾)
焰色反應屬物理變化。與元素存在狀態(單質、化合物)、物質的聚集狀態(氣、液、固)等無關,只有少數金屬元素有焰色反應。
高中化學必背知識1、金屬鍵的強弱和金屬晶體熔沸點的變化規律:陽離子所帶電荷越多、半徑越小,金屬鍵越強,熔沸點越高,如熔點:NaNa>K>Rb>Cs。金屬鍵的強弱可以用金屬的原子
2、簡單配合物的成鍵情況(配合物的空間構型和中心原子的雜化型別不作要求)
概念 | 表示 | 條件 |
共用電子對由一個原子單方向提供給另一原子共用所形成的共價鍵。 | A:電子對給予體 B:電子對接受體 | 其中一個原子必須提供孤對電子,另一原子必須能接受孤對電子的軌道。 |
(1)配位鍵:一個原子提供一對電子與另一個接受電子的原子形成的共價鍵,即成鍵的兩個原子一方提供孤對電子,一方提供空軌道而形成的共價鍵。
(2)①配合物:由提供孤電子對的配位體與接受孤電子對的中心原子(或離子)以配位鍵形成的化合物稱配合物,又稱絡合物
②形成條件:
a.中心原子(或離子)必須存在空軌道
b.配位體具有提供孤電子對的原子
③配合物的組成
④配合物的性質:配合物具有一定的穩定性。配合物中配位鍵越強,配合物越穩定。當作為中心原子的金屬離子相同時,配合物的穩定性與配體的性質有關。
3、分子間作用力:把分子聚集在一起的作用力。分子間作用力是一種靜電作用,比化學鍵弱得多,包括範德華力和氫鍵。
範德華力一般沒有飽和性和方向性,而氫鍵則有飽和性和方向性。
4、分子晶體:分子間以分子間作用力(範德華力、氫鍵)相結合的晶體.典型的有冰、乾冰。
5、分子間作用力強弱和分子晶體熔沸點大小的判斷:組成和結構相似的物質,相對分子質量越大,分子間作用力越大,克服分子間引力使物質熔化和氣化就需要更多的能量,熔、沸點越高,但存在氫鍵時分子晶體的熔沸點往往反常地高。
6、NH3、H2O、HF中由於存在氫鍵,使得它們的沸點比同族其它元素氫化物的沸點反常地高。
影響物質的性質方面:增大溶沸點,增大溶解性
表示方法:X—H……Y(N O F) 一般都是氫化物中存在。
7、幾種比較:
(1)離子鍵、共價鍵和金屬鍵的比較
化學鍵型別 | 離子鍵 | 共價鍵 | 金屬鍵 |
概念 | 陰、陽離子間通過靜電作用所形成的化學鍵 | 原子間通過共用電子對所形成的化學鍵 | 金屬陽離子與自由電子通過相互作用而形成的化學鍵 |
成鍵微粒 | 陰陽離子 | 原子 | 金屬陽離子和自由電子 |
成鍵性質 | 靜電作用 | 共用電子對 | 電性作用 |
形成條件 | 活潑金屬與活潑的非金屬元素 | 非金屬與非金屬元素 | 金屬內部 |
例項 | NaCl、MgO | HCl、H2SO4 | Fe、Mg |
(2)非極性鍵和極性鍵的比較
非極性鍵 | 極性鍵 | |
概念 | 同種元素原子形成的共價鍵 | 不同種元素原子形成的共價鍵,共用電子對發生偏移 |
原子吸引電子能力 | 相同 | 不同 |
共用電子對 | 不偏向任何一方 | 偏向吸引電子能力強的原子 |
成鍵原子電性 | 電中性 | 顯電性 |
形成條件 | 由同種非金屬元素組成 | 由不同種非金屬元素組成 |
(3)物質溶沸點的比較
①不同類晶體:一般情況下,原子晶體>離子晶體>分子晶體
②同種型別晶體:構成晶體質點間的作用大,則熔沸點高,反之則小。
a.離子晶體:離子所帶的電荷數越高,離子半徑越小,則其熔沸點就越高。
b.分子晶體:對於同類分子晶體,式量越大,則熔沸點越高。
c.原子晶體:鍵長越小、鍵能越大,則熔沸點越高。
③常溫常壓下狀態
a.熔點:固態物質>液態物質
b.沸點:液態物質>氣態物質
高中化學考點知識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
可總結為:比什麼性,找什麼劑,產物之性弱於劑。
2、根據金屬活動性順序判斷
K Ca Na Mg AlZn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
從左向右還原性逐漸減弱,對應離子的氧化性逐漸增強
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。
4、根據氧化性還原反應的程度
相同條件下:
(1)不同氧化劑作用於同一種還原劑,氧化產物價態高的.氧化性強。
(2)不同還原劑作用於同一種氧化劑,還原產物價態低的還原性強。
氧化還原反應方程式的配平
1、三個原則:得失電子守恆原則,原子守恆原則,電荷守恆原則
2、一般方法:化合價升降法聯合最小公倍數法
3、配平技巧:
(1)正向配平法:先從氧化劑和還原劑開始配平。
適用範圍:分子間的氧化還原反應,所有元素參與的氧化還原反應,生成物中物質即是氧化物又是還原產物。
(2)逆向配平法:先從氧化還原產物開始配平。
適用範圍:自身氧化還原反應,反應物中某一部分被氧化或被還原
(3)整體配平發:當某一元素的原子或原子團(多見於有機反應配平)在某化合物中有數個時,可將它作為一個整體對待,根據化合物中元素化合價代數和為零的原則予以整體標價。
(4)缺項配平法
如果所給的化學方程式中有反應物或生成物沒有寫出來,在配平時,如果所空缺的物質不發生電子的得失,僅僅是提供一種發生反應的酸、鹼、中性的環境,可先把有化合價升降的元素配平,最後根據電荷守恆和原子守恆確定缺項物質,配平。
(5)其他配平法
①奇偶配平法
這種方法適用於化學方程式兩邊某一元素多次出現,並且兩邊的該元素原子總數有一奇一偶,例如:C2H2+O2→CO2+H2O。
此方程式配平從先出現次數最多的氧原子配起。
O2內有2個氧原子,無論化學式前係數為幾,氧原子總數應為偶數。故右邊H2O的係數應配2(若推出其它的分子係數出現分數則可配4),由此推知C2H2前2,式子變為:2C2H2+O2→CO2+2H2O,由此可知CO2前係數應為4,最後配單質O2為5,把短線改為等號,寫明條件即可:2C2H2+5O2==4CO2+2H2O。
②觀察法配平
有時方程式中會出現一種化學式比較複雜的物質,我們可通過這個複雜的分子去推其他化學式的係數,例如:Fe+H2O——Fe3O4+H2。
Fe3O4化學式較複雜,顯然,Fe3O4中Fe來源於單質Fe,O來自於H2O,則Fe前配3,H2O前配4,則式子為:3Fe+4H2O=Fe3O4+H2,由此推出H2係數為4,寫明條件,短線改為等號即可:3Fe+4H2O==Fe3O4+4H2。
③歸一法
找到化學方程式中關鍵的化學式,定其化學式前計量數為1,然後根據關鍵化學式去配平其他化學式前的化學計量數。若出現計量數為分數,再將各計量數同乘以同一整數,化分數為整數,這種先定關鍵化學式計量數為1的配平方法,稱為歸一法。