化学高考专题复习

化学专题作业

专题1 无机四大基本反应的比较(举例)

1.置换反应

(1)常见类型

(i)金属置换金属.Fe+CuSO4=FeSO4+Cu

(ii)金属置换非金属.2Na+2H2O=2NaOH+H2↑

(iii)非金属置换非金属.2F2+2H2O=4HF+O2↑

(iv)非金属置换金属.H2+CuO Cu+H2O

**此外,还可按族,周期划分

(i)同主族置换.Cl2+2NaBr=2NaCl+Br2

(ii)同周期置换.Cl2+H2S=S+2HCl

(iii)不同主族,不同周期置换.2Mg+CO2=2MgO+C(点燃)

(2)反应遵循的规律

遵循氧化还原反应规律,即强氧化剂跟强还原剂反应,生成弱氧化剂和弱还原剂.

(3)特例分析

(i)I2+2KClO32KIO3+Cl2

分析:该反应和其它非金属置换非金属反应不同,在一般非金属之中,反应物中的单质都作氧化剂,而在该反应中反应物中的单质却作还原剂.但是,该反应仍然遵循氧化还原反应的规律,并且通过该反应进一步证明了氯的非金属性强于碘.

(ii)Na+KCl=NaCl+K(850°C)

分析:从表面看,该反应违背了氧化还原反应的规律(即活泼性强的金属置换活泼性差的金属).但是,该反应遵循勒沙特列原理,即在850°C 时，Na,KCl,NaCl均为液态,而K为气态,可以脱离平衡体系,从而使平衡向右移动,反应得以发生.

2.复分解反应

[1]在水溶液中进行的反应

(1)常见类型(酸碱盐之间的反应、水解反应)

(i)酸跟碱区应.NaOH+HCl=NaCl+H2O

(ii)酸跟盐反应.CaCO3+2HCl=CaCl2+H2O+CO2↑

(iii)碱跟盐反应.Ba(OH)2+Na2SO4=BaSO4↓+2NaOH

(iv)盐跟盐反应.CaSO4+BaCl2=BaSO4↓+CaCl2

(v)盐的水解反应.3Na2S+2AlCl3+6H2O=3H2S↑+2Al(OH)3↓+6NaCl (2)反应遵循的规律

从形式上看，生成物应有气体、沉淀或弱电解质生成。从本质上看，反应由离子浓度大的向着离子浓度小的方向进行。

(3)特例分析

H2S+CuSO4=CuS↓+H2SO4

分析:该反应违背了强酸制弱酸的形式规律,但反应遵循由离子浓度大的向着离子浓度小的方向进行的本质规律.这是因为CuS是一种非常难溶的物质,它电离出的离子的浓度小于H2S电离出来的离子浓度,故上述反应得以发生.

[2]在非水溶液中进行的反应

(1)常见类型

酸跟盐的反应.

H3PO4(浓)+NaBr NaH2PO4+HBr↑

H2SO4(浓)+2NaCl Na2SO4+2HCl↑

(2)反应遵循的规律

反应遵循勒沙特列原理,即由不挥发性酸制挥发性酸.

3.分解反应

(1)常见类型

(i)化合物分解生成单质和单质.2HI H2+I2

(ii)化合物分解生成单质和化合物.2KClO3=2KCl+3O2(加热,MnO2) (iii)化合物分解生成化合物和化合物.CaCO CaO+CO↑**此外,还可依据化合物类型划分.

(i)氢化物分解.H2S S+H2

(ii)氧化物分解.2HgO 2Hg+O2↑

(iii)酸分解.4HNO3=4NO2↑+O2↑+2H2O(光照)

(iv)碱分解.2Fe(OH)3Fe2O3+3H2O

(v)盐分解.NH4HCO3NH3↑+CO2↑+H2O

(2)反应遵循的规律

绝大多数反应都遵循勒沙特列原理,即反应产物中有气体或蒸气生成,可脱离平衡体系,平衡右移,反应得以发生.对于是氧化还原反应的，还得遵循氧化还原反应的规律.

(3)特例分析

2NaCl=2Na+Cl2↑(通电)

分析:该反应是在通电条件下进行的,属非自发性反应,它不遵循分解反应的有关规律.

4.化合反应

(1)常见类型

(i)单质跟单质反应.Fe+Sn FeS

(ii)单质跟化合物反应.2FeCl2+Cl2=2FeCl3

(iii)化合物跟化合物反应.CaO+H2O=Ca(OH)2

(2)反应遵循的规律

绝大多数化合反应都遵循能量变化规律,即反应由能量高的向着能量低的方向进行(反应能自发进行).对于是氧化还原反应的,还得遵循氧化还原反应的规律.

(3)特例分析

Si+2H2 SiH4

分析:该反应违背能量变化规律,因此,生成的SiH4很不稳定,在空气中易自燃.

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16.H2S与O2反应

(1)O2:2H2S+3O2=2H2O+2SO2

(2)H2S:2H2S+O2=2H2O+2S

17.Cu与HNO3反应

(1)HNO3(稀):3Cu+8HNO3=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O

(2)HNO3(浓):Cu+4HNO3=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O

18.FeBr2与Cl2反应

(1)FeBr2过量:6FeBr2+3Cl2=4FeBr3+2FeCl3

(2)Cl2过量:2FeBr2+3Cl2=2Br2+FeCl3

专题4 热化学方程式与普通化学方程式的区别

1.普通化学方程式中有机反应方程式反应物和生成物之间是单向箭头或双向箭头;热化学方程式中反应物和生成物之间是等号;

2.普通化学方程式的箭头或等号上可能需要写反应条件;热化学方程式则不需写反应条件;

3.普通化学方程式中,反应物与生成物都无需写状态;热化学方程式中的反应物和生成物都必须写状态(g,l,s);

4.普通化学方程式生成物中可能气体和固体需要打箭头;热化学方程式中则无需;

5.普通化学方程式无需在方程式后写压强温度和反应热;热化学方程式需要些反应热,有时还需写压强和温度;

6.普通化学方程式中物质(有机物)最好写结构式;热化学方程式写化学式.

专题5 构成物质的微粒(各举三例)

构成物质的微粒有原子,分子,离子.

1.原子. (1)He; (2)Ne; (3)Kr...

2.分子. (1)O2; (2)H2O; (3)CH4...

3.离子. (1)NaCl; (2)FeBr3 (3)CH3COONa...

*专题6 常见物质电子式的书写*

1.常见的要求会写电子式的物质(粒子)

(1)钠(2)碳(3)氯分子(4)氯离子(5)氮离子(6)铵根离子(7)硫氢根离子(8)氢氧根粒子(9)过氧根离子(10)次氯酸根离子(11)氯化镁(12)氮化纳(13)过氧化钠(14)氯化铵(15)氮化镁(16)氮气分子(17)次氯酸(18)四氯化碳(19)氯化磷(20)过氧化氢(21)氰化氢

2.常见的要求会写电子式的物质(粒子)的电子式的书写

专题7 10电子微粒(原子,分子,离子)

(原子) Ne;

(分子) H2O, HF, NH3, CH4;

(离子) NH4+, NH2-, OH-, Na+, Mg2+, Al3+, F-, O2-, N3-, H3O+.

专题8 原电池电极的判断与电极方程式的书写

1.原电池正负极判断

(1)负极发生氧化反应,失去电子;正极发生还原反应,得到电子;

(2)电子由负极流向正极,电流由正极流向负极.溶液中,阳离子移向正极,阴离子移向负极. 2.电极方程式的书写

(1)负极:活泼金属失电子,看阳离子能否在电解液中大量存在.如果金

属阳离子不能与电解液中的离子共存,则进行进一步的反应.

(2)正极:(i)当负极材料能与电解液直接反应时,溶液中的阳离子得电子. (ii)当负极材料不能与电解液反应时,溶解在电解液中的O2得电子.如果电解液呈酸性,O2+4e-+4H+=2H2O;如果电解液呈中性或碱性, O2+4e-+

2H2O=4OH-

(3)特殊情况:Mg-Al-NaOH,Al作负极; Cu-Al-HNO3,Cu作负极.

(4)注意:Fe作负极时,氧化产物是Fe2+而不可能是Fe3+;肼(N2H4)和NH3的电池反应产物是H2O和N2.

(5)无论是总反应还是电极反应,都必须满足电子守恒,电荷守恒,质量

守恒.

3.*pH变化规律

(1)电极周围:消耗OH-(H+),则电极周围溶液的pH减小(增大);反应生成OH-(H+),则电极周围溶液的pH增大(减小).

(2)溶液:若总反应的结果是消耗OH-(H+),则溶液的pH减小(增大);若总反应的结果是生成OH-(H+),则溶液的pH增大(减小);若总反应消耗和生成OH-(H+)的物质的量相等,则溶液的pH由溶液的酸碱性决定,溶液呈碱性则pH增大,溶液呈酸性则pH减小,溶液呈中性则pH不变.

专题9 金属活动顺序的判断

金属性强弱的判断方法

1.由金属活动性顺序表进行判断;

2.由元素周期表进行判断,同周期金属性减弱,同主族金属性增强;

3.由金属阳离子的氧化性强弱判断,一般情况下,氧化性越弱,对应金属性越强(特例:三价铁的氧化性强于二价铜);

4.由置换反应可判断强弱:遵循强制弱的规律,

5.由对应最高价氧化物对应水化物的碱性强弱来判断,碱性越强,金属

性越强.

6.由原电池的正负极判断,一般情况下,活泼性强的做负极;

7.由电解池的放电顺序判断(等同于3).

专题10 非金属活动顺序的判断

非金属性强弱的判断方法

1.由单质的氧化性判断.一般情况下,氧化性越强,对应非金属性越强;

2.由单质和酸或者和水的反应程度来看,反应越剧烈,非金属性越强;

3.由对应氢化物的稳定性判断.氢化物越稳定,非金属性越强;

4.由和氢气化合的难易程度判断.化合越容易,非金属性越强;

5.由最高价氧化物对应水化物的酸性来判断,酸性越强,非金属越强;

6.由对应阴离子的还原性判断,还原性越强,对应非金属性越弱;

7.由置换反应判断.非金属性强的制非金属性弱.

专题11 溶液pH计算

1.单一溶液的pH的计算

若该溶液是酸性溶液,必先确定c(H+),再进行pH的计算.若该溶液是碱性溶液,必先确定c(OH-),可根据c(H+)·c(OH-)=K W换算成c(H+),再求pH,或引用pH定义,由c(OH-)直接求pOH,再根据pH+pOH=p K W,换算出pH.

2.溶液稀释后的pH的计算

(1)强酸或强碱的稀释

在稀释强酸或强碱时,当它们的浓度大于10-5mol/L时,不考虑水的电离；当它们的浓度小于10-5mol/L时,应考虑水的电离.

如pH=6的盐酸,稀释100倍,稀释后p H≈7(不能大于7);pH=8的氢氧化钠溶液,稀释100倍,稀释后p H≈7(不能小于7);pH=3的盐酸,稀释100倍,稀释后pH=5;pH=10的氢氧化钠溶液,稀释100倍,稀释后pH=8.

(2)弱酸或弱碱的稀释

在稀释弱酸或弱碱过程中有浓度的变化,又有电离平衡的移动,不能求得具体数值,只能确定其pH范围.如pH=3的醋酸溶液,稀释100倍,稀释后3

3.溶液混合后的pH的计算