高二化学上学期期末复习提纲

1 高二化学上学期期末复习提纲 第一章 氮族元素 一、氮族元素 记住元素符号和名称：N（氮）、P（磷）、As（砷）、Sb（锑）、Bi（铋） 相似性 递变性 氮族元素 的结构 最外层电子数都是 5 个 原子半径随 N、P、As、Sb、Bi 顺序逐渐 增大，核对外层电子吸引力减弱 氮族元素 的性质 1． 最高价氧化物的通式为：R2O5 2． 最高价氧化物对应水化物通式为： HRO3 或 H3RO4 3． 气态氢化物通式为：RH3 4． 最高化合价+5，最低化合价-3 1． 单质从非金属过渡到金属,非金属 性：N>P>As,金属性：SbH3PO4>H3AsO4>H3SbO4 3． 与氢气反应越来越困难 4． 气态氢化物稳定性逐渐减弱 稳定性：NH3>PH3>AsH3 二、氮气（N2） 1、分子结构 电子式： 结构式：N≡N （分子里 N≡N 键很牢固，结构很稳定） 2、物理性质：无色无味气体，难溶于水，密度与空气接近（所以收集 N2 不能用排空气法！） 3、化学性质：(通常氮气的化学性质不活泼，很难与其他物质发生反应，只有在高温、高压、 放电等条件下，才能使 N2 中的共价键断裂，从而与一些物质发生化学反应) N2+3H2 2NH3 N2+O2＝2NO 3Mg+N2 ＝Mg3N2 Mg3N2+6H2O＝3Mg(OH)2↓+2NH3↑ 4、氮的固定：将氮气转化成氮的化合物，如豆科植物的根瘤菌天然固氮 三、氮氧化物（N2O、NO、N2O3、NO2、N2O4、N2O5） N2O—笑气 硝酸酸酐—N2O5 亚硝酸酸酐—N2O3 重要的大气污染物—NO NO2 NO—无色气体，不溶于水，有毒（毒性同 CO），有较强还原性 2NO+O2＝2NO2 NO2—红棕色气体(颜色同溴蒸气),有毒,易溶于水,有强氧化性,造成光化学烟雾的主要因素 3NO2+H2O＝2HNO3+NO 2NO2 N2O4(无色) 302 ＝ 2O3(光化学烟雾的形成) 鉴别 NO2 与溴蒸气的方法:可用水或硝酸银溶液(具体方法及现象从略) NO、NO2、O2 溶于水的计算：用总方程式 4NO2+O2+2H2O＝4HNO3 4NO+3O2+2H2O＝4HNO3 进行计算. 四、磷 白 磷 红 磷 不 同 点 1．分子结构 化学式为 P4，正四面体结构， 化学式为 P，结构复杂，不作介绍 2．颜色状态 白色蜡状固体 红棕色粉末状固体 3．毒性 剧毒 无毒 4．溶解性 不溶于水，可溶于 CS2 不溶于水，不溶于 CS2 5．着火点 40℃ 240℃ 6．保存方法 保存在盛水的容器中 密封保存 2 相 同 点 1．与 O2 反应 点燃都生成 P2O5 , 4P + 5O2 2P2O5 P2O5 + H2O 2HPO3(偏磷酸，有毒) P2O5 + 3H2O 2H3PO4(无毒) 2．与 Cl2 反应 2P + 3Cl2 2PCl3 2P + 5Cl2 2PCl5 转 化 白磷 红磷 五、氨气 1、物理性质：无色有刺激性气味的气体，比空气轻，易液化(作致冷剂)，极易溶于水(1:700) 2、分子结构：电子式： 结构式： （极性分子，三角锥型，键角 107°18′） 3、化学性质：NH3+H2O NH3·H2O NH4 ++OH-（注意喷泉实验、氨水的成分、氨水与液氨） NH3+HCl＝NH4Cl(白烟，检验氨气) 4NH3+5O2 ＝ 4NO+6H2O 4、实验室制法（重点实验） 2NH4Cl+Ca(OH)2＝ 2NH3↑+CaCl2+2H2O（写出相应的离子方程式） 发生装置：固+固（加热）→气，同制 O2 收集：向下排空气法（不能用排水法） 检验：用湿润的红色石蕊试纸靠近容器口（试纸变蓝）或将蘸有浓盐酸的玻璃棒接近容器口 （产生白烟） 干燥：碱石灰（装在干燥管里）[不能用浓硫酸、无水氯化钙、P2O5 等干燥剂] 注意事项：试管口塞一团棉花（防止空气对流，影响氨的纯度）或塞一团用稀硫酸浸湿的棉 花（吸收多余氨气，防止污染大气） 氨气的其他制法：加热浓氨水，浓氨水与烧碱（或 CaO）固体混合等方法 5、铵盐 白色晶体，易溶于水，受热分解，与碱反应放出氨气（加热）。 NH4Cl＝NH3↑+HCl↑(NH3+HCl＝NH4Cl) NH4HCO3＝NH3↑+H2O↑+CO2↑(写出碳酸铵的分解反应) NH4 +的检验：加入碱液（如 NaOH 溶液）后共热，产生的气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝 六、极性分子和非极性分子 1、由同种原子形成的共价键是非极性键，如 H—H、Cl—Cl 键；有不同种原子形成的共价键 是极性键如 H-F，C=O 等。 2、极性分子和非极性分子的判断 所有的双原子单质都是非极性分子如 H2、Cl2、N2 等，所有的双原子化合物都是极性分子， 如 HF、HCl 等。多原子分子，若分子结构是中心对称的，则是非极性分子；否则如 H2O、NH3 等就是极性分子。以下为常见的多原子非极性分子：CO2、CS2、BeCl2（直线型），BF3、BCl3、 SO3（正三角型），CH4、CCl4（正四面体） 七、硝酸 1、物理性质：无色易挥发、低沸点，69%的为浓硝酸，98%的为发烟硝酸。 2、化学性质： （1）强酸性 如稀硝酸可使石蕊试液变红，而浓硝酸可使石蕊试液先变红后褪色（Why？） （2）不稳定性：见光或加热易分解，硝酸浓度越大，越不稳定。4HNO3 ＝ 4NO2↑+O2↑+2H2O 浓硝酸呈黄色是因为硝酸分解产生的 NO2 溶于硝酸中，所以应把它保存在棕色瓶中，并放在 阴凉处（注意不能用橡胶塞，因为硝酸会腐蚀橡胶）。[工业盐酸因含有 Fe3+而呈黄色] （3）强氧化性 硝酸越浓，氧化性越强，硝酸与金属反应一般不放出氢气。 3Cu+8HNO3(稀)＝3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O Cu+4HNO3(浓)＝Cu(NO3)2+NO2↑+2H2O C+4HNO3（浓）＝4NO2↑+CO2↑+2H2O 点燃 热水 点燃 点燃 隔绝空气加热到 260℃ 加热到 416℃升华后,冷凝 (过量)(少量) 点燃 点燃 3 注意：1、钝化：冷的浓硝酸和浓硫酸可使 Fe、Al 发生钝化 2、王水：体积比为 1：3 的浓硝酸和浓盐酸的混合物，可溶解 Au、Pt 等不活泼金属 3、硝酸和铜反应时，硝酸既做氧化剂又起酸性作用。制取硝酸铜的最佳途径是：Cu →CuO→Cu(NO3)2 （消耗硝酸最少，且不产生污染物） ，而用浓硝酸不仅消耗的硝酸 最多，且产生最多污染气体;稀硝酸次之。 3、实验室制法： NaNO3+H2SO4(浓)＝NaHSO4+HNO3↑ 八、氧化还原反应方程式的配平 1、原则：化合价升降总数相等 2、步骤：划好价→列变化→求总数→配系数→细检查 3、有关氧化还原反应的计算：用电子守恒去做，注意格式 九、有关化学方程式的计算 （1）过量计算：先判断谁过量，再按不足的进行计算，有时需要讨论。 （2）多步反应的计算—关系法：先通过化学方程式或元素守恒找到关系式，再计算。 常见的关系式：工业制硫酸：S—H2SO4 (或 FeS2—2H2SO4) 工业制硝酸：NH3—HNO3 第二章 化学平衡 一、化学反应速率 1．意义：化学反应速率是表示化学反应快慢程度的物理量。 2．表示方法：用单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加来表示。 单位：mol/(L·min)或 mol/(L·S) 3．计算公式： v=△c/△t, v 表示反应速率，△c 表示变化的浓度，△t 表示 变化的时间， ①是某一段时间内的平均速率，而不是指瞬时速率。 ②同一反应，可用不同物质表示，数值可以不同。 4、特点 ③不能用固体或纯液体来表示反应速率 ④同一反应中，不同物质的速率之比等于相应的化学计量数（即 系数）之比。如化学反应 mA（g）+ nB（g）= pC（g）+ qD（g） v（A）∶v（B）∶v（C）∶v（D）=m∶n∶p∶q 注意：比较反应速率时，可将不同物质表示的速率转换成同一物质表示的速率，再比较。 2、影响反应速率的因素 （1）内因：参加反应的物质的性质 （2）外因：同一化学反应，外界条件不同，反应速率不同。 ①浓度对反应速率的影响：其它条件一定时，增大反应物浓度，反应速率增大；减少反应 物浓度，反应速率减少。 注意：纯固体（如碳）、纯液体（如水）没有浓度变化，改变它们用量的多少，其 v 不变。 但固体的表面积越大，则 v 增大。 ②压强对反应速率的影响：对于有气体参加的反应，增大压强，反应速率增大，减少压强， 反应速率减少。 注意：a．增大压强实际上是增加了气态物质的浓度，因此压强对 v 的影响实质上是反应 物的浓度对 v 的影响。 b．如果容器的体积固定不变，向体系中加入与反应无关的稀有气体，虽然体系总 1 、 化 学 反 应 速 率 4 压强增大，但实际上各反应物浓度不变，故 v 不变。 ③温度对反应速率的影响：其他条件不变时，升温，通常使反应速率增大；降温，使反应速 率减小。 注意：一般每升高 10℃，v 大约增大 2～4 倍。实际情况中，大多通过控制温度来控制 v。 ④催化剂对反应速率的影响：催化剂可以成千上万地增大反应速率。 注意：a．催化剂在反应前后本身质量和化学性质都不改变，但物理性质如颗粒大小、形状 可以改变。 b．催化剂具有高效、专一性，但应防止催化剂中毒，工业生产上要对原料气进行净化处理。 3、用有效碰撞理论解释外因对反应速率的影响（了解，详细见课本） 二、化学平衡 1．研究对象：可逆反应在一定条件下进行的程度问题 2．定义：一定条件下的可逆反应，当正、逆反应速率相等，反应物和生成物的 浓度保持不变的状态。 3．本质：v 正＝v 逆≠0 4．标志：平衡混合物中各物质浓度或百分含量保持不变。 5．特点：逆、等、定、动、变、同 重点：1、判断可逆反应达到平衡状态的本质标志是 v 正＝v 逆,即同一物质的消耗速率等于生 成速率。其他标志还包括各组分的浓度、含量保持不变，有颜色的体系颜色不变等。 2、化学平衡的有关计算 （1）常用公式：转化率=已转化量（n、C、V、m 等）/转化前总量 ×100% 产率=实际产量/理论产量×100% M=m 总/n 总（求平均摩尔质量） 阿伏加德罗定律的重要推论（具体从略） （2）常用方法：三行式解法、差量法 2、化学平衡移动 （1）移动原因：外界条件改变，使 V 正≠V 逆 （2）移动方向：V 正﹥V 逆，向正反应方向移动；V 正﹤V 逆，向逆反应方向移动 （3）移动结果：反应速率、各组分浓度、百分含量发生一定的变化 （4）影响因素：浓度、压强、温度等，其规律符合平衡移动原理，即勒沙特列原理。 浓度：在其他条件不变时，增大反应物浓度或减小生产物浓度，平衡向正反应方向移动；减 小反应物浓度或增大生成物浓度，平衡向逆反应方向移动。 压强：对于反应前后气体总体积发生变化的反应，在其他条件不变时，增大压强，会使平衡 向体积缩小的方向移动；减小压强，会使平衡向体积增大的方向移动。但对于反应前 后气体总体积不改变的反应，改变压强平衡不移动。 温度：在其他条件不变时，升高温度，平衡向吸热反应的方向移动；降低温度，平衡向放热 反应的方向移动。 注意：1、在影响化学平衡的因素中，只有温度改变一定可使平衡移动，其他则不一定 2、催化剂能缩短达到化学平衡所需的时间，但不能使平衡移动。 （5）勒沙特列原理：对于已达到平衡的系统（可以是化学平衡、溶解平衡或电离平衡等）， 如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强或温度），平衡就向能 够减弱这种改变的方向移动。 （6）化学平衡图象问题：一看横纵坐标的意义，二看曲线变化趋势，三看关键点（起始点、 最高点、最低点、拐点等），四看是否需要作辅助线（等温线、等压线）。另外，对于相同 1 、 化 学 平 衡 5 条件下的同一反应，温度越高，压强越大，达到平衡所需时间越短。 （7）等效平衡：在一定条件下（定温、定容或定温、定压），对可逆反应，只是起始时加 入物质的物质的量不同，而达到平衡时，同种物质的百分含量相同，这样的平衡互称为等效 平衡。等效平衡的三种情况：a、在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数不等的可逆 反应，只改变起始加入物质的物质的量，如通过可逆反应的化学计量数换算成同一边的物质 的量与原平衡相同，则两平衡等效。b、在定温定容条件下，对于反应前后气体分子数不变 的可逆反应，只要反应物（或生成物）的物质的量的比例与原平衡相同，则两平衡等效。c、 在定温定压条件下，改变起始时加入物质的物质的量，只要按化学计量数换算成同一边的物 质的量之比与原平衡相同，则两平衡等效。三、合成氨工业 1、原料：焦炭、水蒸气、空气 2、主要设备：合成塔 3、适宜条件：500℃，20MPa～ 50MPa,催化剂（铁触媒），不断补充 N2、H2，及时将氨气液化分离出去，循环操作 4、本章重要反应：Fe3++3SCN- Fe(SCN)3 2H2O2 ＝ 2H2O+O2↑ N2+3H2 2NH3(正反应放热) 2NO2（红棕色） N2O4(无色)[正反应放热] C+H2O(g) CO+H2 CO+H2O(g) CO2+H2 第三章 电离平衡 一、强弱电解质的判断 1、电解质和非电解质均指化合物，单质和混合物既不是电解质又不是非电解质。 2、判断电解质的关键要看该化合物能否自身电离。如 NH3、SO2 等就不是电解质。 3、电解质的强弱要看它能否完全电离（在水溶液或熔化时），与其溶解性、导电性无关。4、 离子化合物都是强电解质如 NaCl、BaSO4 等，共价化合物部分是强电解质如 HCl、H2SO4 等，部分是弱电解质如 HF、CH3COOH、HCN、HNO2、H3PO4、H2SO3、H2CO3、HClO、NH3·H2O 等， 部分是非电解质如酒精、蔗糖等。 二、电离平衡 1、弱电解质才有电离平衡，如水：2H2O H3O++OH-。 2、电离平衡的特征：等（V 电离=V 结合≠0） 动（动态平衡） 定（各微粒浓度一定） 变 3、影响电离平衡的外界条件：温度越高，浓度越小，越有利于电离。加入和弱电解质具有 相同离子的强电解质，能抑制弱电解质的电离。 4、电离方程式：（1）强电解质完全电离，用等号，如：HCl=H++Cl_ NaHSO4=Na++H++SO4 2- (2)弱电解质部分电离,用可逆符号;多元弱酸分步电离，以第一步电离为主，电离级数越大 越困难；且各步电离不能合并。如:H3PO4 H++H2PO4 - H2PO4 - H++HPO4 2- HPO4 2- H++PO4 3- 三、水的离子积（Kw） 1、由水的电离方程式可知：任何情况下，水所电离出的 H+与 OH-的量相等. 2、Kw=c(H+)·c(OH-),25℃时，Kw=1×10-14。Kw 只与温度有关，温度越高，Kw 越大。 四、溶液的 pH 1、pH=-lg{c(H+)},溶液的酸碱性与 pH 的关系（25℃）：中性溶液：C（H＋）＝C（OH－）＝1 ×10－7mol／L pH＝7 ，酸性溶液：C（H＋）>C（OH－） pH