25号—【化学】高考化学，考前回顾课本知识精要

考前回顾课本知识精要一、氧化还原反应用双线桥理解氧化还原反应的概念之间的关系概括为升失氧、降得还，剂性一致、其他相反。（一）氧化性、还原性强弱的判断依据①金属活动性顺序KCaNaMgAlZnFeSnPb(H)CuHgAgptAt由左到右，金属性逐渐减弱，失电子能力逐渐减弱，还原性逐渐减弱K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+(H+)Cu2+Hg2+Ag+pt+At3+由左到右，非金属性逐渐增强，得电子能力逐渐增强，氧化性逐渐增强②根据非金属活动性顺序来判断：一般来说，单质非金属性越强，越易得到电子，氧化性越强；其对应阴离子越难失电子，还原性越弱。③典型粒子氧化（或还原）性强弱：3+２－－氧化性：Br2>Fe>I2>S还原性：S＞I＞Fe2+>Br－氧化性：Fe3+>Ag+>Cu2+>Fe2+>Zn2+>Al3+④依据元素周期律及周期表中元素性质变化规律来判断氧化性还原性的强弱同周期，从左至右，核电荷数递增，非金属性逐渐增强，金属性逐渐减弱，氧化性逐渐增强，还原性逐渐减弱；同主族，从上至下，核电荷数递增，非金属性逐渐减弱，金属性逐渐增强，氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强；⑤根据原电池的正负极来判断：在原电池中，在负极．．反应的物质还原性．．．一般比．作正极．．物质的还原性强．．．．。（二）氧化还原反应的基本规律1．守恒规律（1）内容。①质量守恒：反应前后元素的种类、原子的数目和质量不变。②电子守恒：氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数，表现为化合价升高的总数等于化合价降低的总数。③电荷守恒：离子方程式中反应物中各离子的电荷总数与产物中各离子的电荷总数相等。（2）应用：运用“守恒规律”可进行氧化还原反应方程式的配平和相关计算。2+−如用铜电极电解Na2SO4溶液，其阳、阴极产物及转移电子关系式为：Cu～2e～−H2～2OH。2．价态律当元素具有可变化合价时，一般处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，处于中间价态时既具有氧化性又具有还原性。如：浓H2SO4中的S只具有氧化性，H2S中的S只具有还原性，单质S既具有氧化性又具有还原性。3．强弱规律在氧化还原反应中，强氧化剂+强还原剂=弱氧化剂(氧化产物)+弱还原剂(还原产物)，即氧化剂的氧化性比氧化产物强，还原剂的还原性比还原产物强。如由反应2FeCl3+2KI===2FeCl2+2KCl+I2可知，FeCl3的氧化性比I2强，KI的还原性比FeCl2强。一般来说，含有同种元素不同价态的物质，价态越高氧化性越强(氯的含氧酸除外)，价态越低还原性越强。如氧化性：浓H2SO4>SO2(H2SO3)>S；还原性：H2S>S>SO2。在金属活动性顺序表中，从左到右单质的还原性逐渐减弱，阳离子(铁指Fe2+)的氧化性逐渐增强。4．优先律在浓度相差不大的溶液中：（1）同时含有几种还原剂时⎯⎯⎯⎯⎯→加入氧化剂将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。2+−2+如向FeBr2溶液中通入少量Cl2时，因为还原性Fe＞Br，所以Fe先与Cl2反应。（2）同时含有几种氧化剂时⎯⎯⎯⎯⎯→加入还原剂将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。如在含有Fe3+、Cu2+的溶液中加入铁粉，因为氧化性Fe3+＞Cu2+，所以铁粉先与Fe3+反应，然后再与Cu2+反应。5．归中规律同种元素不同价态之间发生氧化还原反应时可总结为：价态相邻能共存，价态相间能归中，归中价态不交叉，价升价降只靠拢。如以下两例：6．歧化反应规律发生在同一物质分子内、同一价态的同一元素之间的氧化还原反应，叫做歧化反应。其反应规律是：所得产物中，该元素一部分价态升高，一部分价态降低，即“中间价→高价+低价”。具有多种价态的元素(如氯、硫、氮和磷元素等)均可发生歧化反应。二、离子反应1、离子反应的条件①生成沉淀：CaCO3、BaCO3、Ag2CO3、AgCl、AgBr、BaSO4、BaSO3、CaSO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、H2SiO3②生成气体：SO2、CO2、NH3、H2S、NO2、NO、O2、H2③生成弱电解质：弱酸—HClO、HF、H2S、H2SO3、H3PO4、H2CO3、H2SiO3、H4SiO4、HNO2、CH3COOH弱碱—NH3·H2O、Mg(OH)2、Cu(OH)2、Fe(OH)2、Fe(OH)3、Al(OH)3、AgOH水—H2O④氧化还原反应：反应前后离子中有元素化合价升降。2、书写离子方程式书写规则（1）用化学式或分子式表示的有：单质、氧化物、难溶物、气体、弱电解质（如弱酸、弱碱、水等）。（2）满足的守恒原则①电荷守恒：方程式左右两边离子的电荷总数相等。②原子守恒：反应前后各原子个数相等。③电子守恒（价守恒）：对于氧化还原反应，反应过程中元素化合价升高总数与降低总数相等。（3）酸式弱酸根离子属于弱电解质部分，在离子方程式中不能拆写。如NaHCO3溶液和稀硫酸反应：－+HCO3＋H═CO2↑＋H2O3、离子共存问题A．同一溶液中若离子间．．．符合下列任意一个条件就会发生离子反应，离子便不能．．．．．．．．．．．．大量共存．．．．.（1）生成难溶物或微溶物：2+2-2-2-Ba分别与CO3、SO3、SO4反应生成沉淀；2+2-2-2-Ca分别与CO3、SO3、SO4反应生成沉淀；+---2--Ag分别与Cl、Br、ICO3、OH反应生成沉淀；OH-分别与Mg2+、Cu2+、Fe2+、Fe3+、Al3+、Ag+反应生成沉淀；2-2+2+2+2++CO3分别与Cu、Ca、Fe、Ba、Ag反应生成沉淀；（2）生成气体或挥发性物质：+-NH4与OH生成氨气；+2--2---2-H分别与CO3、HCO3、S、HS、HSO3、SO3反应生成气体；（3）生成难电离物质(弱电解质)：+--2--2---2--H分别与CH3COO、F、CO3、HCO3、S、HS、HSO3、SO3、C6H6O生成弱酸；-+2+2+2+3+3++OH分别与NH4、Mg、Cu、Fe、Fe、Al、Ag反应生成弱碱；H+与OH-反应生成水。（4）发生双水解：3+－2--2--Al分别与AlO2、CO3、HCO3、S、HS发生双水解3+2--2--Fe分别与CO3、HCO3、S、HS发生双水解（5）发生氧化还原反应：Fe3+分别与S2-、I-发生氧化还原反应；-2--2+-NO3分别与S、I、Fe、SO3在酸性溶液中发生氧化还原反应；-2--2+-MnO4分别与S、I、Fe、SO3在酸性溶液中发生氧化还原反应；-2--2+-ClO分别与S、I、Fe、SO3在酸性溶液中发生氧化还原反应；（6）形成配合物：如Fe3+与SCN-反应生成配合物而不能大量共存。B．审题时应注意题中给出的附加条件，如：（1）暗示酸（或碱）性溶液的条件：①酸性溶液—H＋,使紫色石蕊试液变红；②碱性溶液—OH－使紫色石蕊试液变蓝；使酚酞试液变红；③加入铝粉后放出可燃性气体的溶液——可能是酸，也可能是强碱④由水电离出的H+或OH-浓度为1×10-amol/L(a>7)的溶液——可能是酸，也可能是碱。－3＋2+２＋（2）有色离子：MnO4—紫色，Fe—黄色，Fe—浅绿色，Cu—蓝色。－－2－（3）MnO4、NO3、Cr2O7等在酸性条件下具有强氧化性。（4）注意题目要求“一定大量共存”、“可能大量共存”还是“不能大量共存”等要求。三、化学反应中的能量变化当反应物的总能量高于生成物的总能量时，为放热反应；当反应物的总能量低于生成物的总能量时，为吸热反应。热化学方程式1、反应热——在化学反应过程中放出或吸收的热量、通常叫做反应热。符号：△H；单位：kJ/mol。2、热化学方程式的书写规则：（1）需注明反应的温度和压强，若不注明条件，一般指常温常压下。（2）要注明反应物和生成物的状态。（3）放热反应：△H<0，即△H为“-”；（4）吸热反应：△H>0，即△H为“+”；（5）热化学方程式各物质前的化学计量数表示物质的量，它可以是整数也可以是分数。对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其△H也不同。3、燃烧热——在101KPa时，1mol物质完全燃烧生成稳定的氧化物时所放出的热量，为该物质的燃烧热。4、中和热——在稀溶液中，强酸和强碱发生中和反应生成1mol液态H2O时，所表现的反应热。四、物质的量mM=mn=m=M•nnMnN1=1n2N2VV气体摩尔体积：Vm=n=V=Vm•nnVm标准状况下，=22.4L/molM=22.4VnN①同温同压下，1=1=1V2n2N21M1同温同压下，==D（D为1对2的相对密度）2M2PnN②同温同容积下，1=1=1P2n2N2nn物质的量浓度：c=n=cVV=Vc※溶液稀释定律：对于已知物质的量的浓度的稀释，溶质的物质的量．．．．．．．稀释前后不变．．，即c1V1=c2V2=n(质)五、物质结构元素周期律晶体类型1、原子是由居于原子中心的带正电荷的原子核和核外带负电荷的电子构成的。2、原子序数＝核电荷数（Z）＝核内质子数＝核外电子数。A3、原子ZX中，A代表质量数，z代表质子数，则中子数（N）＝A－Z4、质量数（A）＝质子数（Z）+中子数（N）①在阳离子()中：核外电子数=Z－n②在阴离子()中：核外电子数=Z+m5、原子结构和离子结构示意图的认识离子与原子示意图的区别：若质子数=电子数，则为原子结构示意图若质子数≠电子数，则为离子结构示意图例：钠原子（Na）镁离子（Mg2+）氟离子（F－）原子：质子数=电子数；不显电性阳离子：质子数>电子数；显正电性阴离子：质子数<电子数；显负电性6、氧化铝（Al2O3）既能与酸反应，又能与碱反应，它是典型的两性氧化物。如：Al2O3+6HCl==2AlCl3+3H2O；Al2O3+2NaOH==2NaAlO2+H2O。7、氢氧化铝〔Al(OH)3〕既能与酸反应，又能与碱反应，它是典型的两性氢氧化物。如：Al(OH)3+3HCl==AlCl3+3H2O；Al(OH)3+NaOH==NaAlO2+2H2O。8、元素周期律和周期表（1）元素周期律①元素周期律内容：元素的性质（最外层电子数、原子半径、主要化合价、金属性及非金属性等）随着元素原子序数递增而呈周期性变化的规律。②元素性质周期性变化的实质是元素原子核外电子排布呈周期性变化。（2）元素、同位素①元素：具有相同．．的质子数．．．（即核电荷数．．．．）的同一类原子的总称．．．．．．．．叫元素．．。②同位素：将原子里具有相同．．的质子数（即核电荷数．．．．）和不同．．中子数的一类原子．．互称为同位素（3）元素周期表①元素周期表的结构（1）周期(7个横行，7个周期)短周期长周期序号1234567元素种数32（若排288181832满）0族元素118（若排21018365486原子序数满）（2）族(18个纵行，16个族)列序121314151617主族族序ⅠAⅡAⅢAⅣAⅤAⅥAⅦA列序345671112副族族序ⅢBⅣBⅤBⅥBⅦBⅠBⅡBⅧ族第8、9、10共3个纵行0族第18纵行②元素周期表与原子结构的关系原子序数=核电荷数=核内质子数=核外电子数周期序数电子层数主族族序数最外层电子数=元素最高正价数最低负价数=8－最高正价数8－最外层电子数或最低负价=最高正价－84.元素在周期表中的位置与原子结构、元素性质三者之间的关系：（3）元素性质在周期表中的递变规律①同一周期元素从左至右，随着核电荷数增多，原子半径减小；失电子能力：Na＞Mg＞Al金属性：Na＞Mg＞Al置换氢：Na＞Mg＞Al最高价氧化物的水化物碱性：NaOH＞Mg(OH)2＞Al(OH)3得电子能力：Si＜P＜S＜Cl非金属性：Si＜P＜S＜Cl与氢化合：Si＜P＜S＜Cl氢化物的稳定性：SiH4＜PH3＜H2S＜HCl最高价氧化物的水化物酸性：H2SiO3＜H3PO4＜H2SO4＜HClO4②同一主族元素从上往下，随着核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大；失电子能力：Li＜Na＜K＜