1. El sodio se oxida lentamente en el aire: 4Na O2==2Na2O.
2. El sodio se quema en el aire: 2Na O2 se enciende====Na2O2.
3. Reacción del sodio y el agua: 2na 2h2o = 2nNaOH H2 =
Fenómenos: ①El sodio flota en el agua
(2) Se funde en plata Pequeña; bolas blancas;
(3) Nadando alrededor del agua;
(4) Acompañado de un chisporroteo;
⑤ El agua con gotas de fenolftaleína se vuelve roja.
4. La reacción del peróxido de sodio y el agua: 2Na2O2 2H2O = 4NaOH O2 =
5. La reacción del peróxido de sodio y el dióxido de carbono: 2Na2O2 2CO2=2Na2CO3 O2.
6. Descomposición térmica del bicarbonato de sodio: 2nahco3△ = = Na2CO3 H2O CO2 =
7. La reacción entre hidróxido de sodio y bicarbonato de sodio: NaOH NaHCO3=Na2CO3 H2O.
8. Introducir dióxido de carbono en la solución de carbonato de sodio: Na2CO3 CO2 H2O=2NaHCO3.
Propiedades del cloro y sus compuestos
1. Reacción del cloro gaseoso y el hidróxido de sodio: Cl2 2NaOH=NaCl NaClO H2O.
2. El alambre de hierro se quema en cloro gaseoso: 2Fe 3Cl2 se enciende ===2FeCl3.
3. Preparación de polvo blanqueador (el cloro gaseoso puede fluir hacia la lechada de cal) 2cl 2 2ca(OH)2 = CaCl 2 Ca(ClO)2 2h2o.
4. La reacción entre cloro y agua: Cl2 H2O=HClO HCl.
5. El hipoclorito de sodio se deteriora en el aire: NaClO CO2 H2O=NaHCO3 HClO.
6. El hipoclorito de calcio se deteriora en el aire: Ca(ClO)2 CO2 H2O=CaCO3↓ 2HClO.
En cuarto lugar, la relación entre cantidades físicas centrada en la cantidad de sustancia
1. La cantidad de sustancia N (mol) = N/N (A)
>2. La cantidad de sustancia n (mol) = m/m
3 La cantidad de sustancia gaseosa n (mol) = V/V(m) en condiciones estándar
4. La cantidad de soluto en la solución n(mol)=cV.
Verbo (abreviatura de verbo) coloide:
1. Definición: Sistema de dispersión en el que el diámetro de partícula de la dispersión está entre 1 y 100 nanómetros.
2. Propiedades coloidales:
(1) Fenómeno Tyndall
②Agregación y precipitación
③Electroforesis
④Browniana movimiento
3. Purificación de coloides: diálisis
6. Electrolitos y no electrolitos
1. Definición: ①Condiciones: solución acuosa o estado fundido; Si puede conducir electricidad; ③Categoría de sustancia: Compuesto.
2. Electrolitos fuertes: ácidos fuertes, bases fuertes y la mayoría de sales; electrolitos débiles: ácidos débiles, bases débiles, agua, etc.
3. Cómo escribir la ecuación iónica:
①Escribe: Escribe la ecuación química.
②Desmontaje: Las sustancias fácilmente solubles e ionizables se reescriben en formas iónicas, y otras aparecen en formas químicas.
No desmontar en las siguientes situaciones: sustancias insolubles, sustancias difíciles de ionizar (ácidos débiles, álcalis débiles, agua, etc.), óxidos, HCO3-, etc.
③Eliminar: Elimina los símbolos de iones que no cambian antes y después de la reacción.
④Verificar: Comprueba si se conservan los elementos y si se conserva la carga.
4. Reacciones iónicas y existencia de iones * * *: Los siguientes iones no pueden * * *existir en la misma solución:
①Iones que producen materia insoluble, como Ba2 y so42- ; iones de plata e iones de cloruro, etc.
(2) Gas o sustancias volátiles, como H y CO32-, HCO3-, SO32-, S2-, etc. ; OH- y NH4, etc.
(3) Producen sustancias difíciles de ionizar (electrolitos débiles)
(4) Reacciones de oxidación-reducción, como iones MnO4- e I-, iones nitrato y; iones ferrosos
Siete. Reacción redox
1. Reducir el precio de (un elemento) - ganar electrones - reducirse - usarse como agente oxidante - el producto es un producto de reducción.
2. La valencia de (un elemento) aumenta - pierde electrones - se oxida - se utiliza como agente reductor - el producto es un producto de oxidación.
3. Propiedades oxidantes: oxidante>; productos de oxidación
Propiedades reductoras: agente reductor>; Propiedades del hierro y sus compuestos
1.Fe2 0. Detección de iones Fe2 y Fe3:
①Inspección de Fe2: (solución verde claro)
a) Agregue una solución de hidróxido de sodio para producir un precipitado blanco, luego se vuelve gris verdoso y finalmente se vuelve marrón rojizo.
b) Agregue la solución de KSCN, que no es roja, y luego agregue agua con cloro gota a gota, la solución se pondrá roja.
②Detección de Fe3: (solución amarilla)
a) Añadir solución de hidróxido de sodio para producir un precipitado de color marrón rojizo.
b) Añade la solución de KSCN y la solución se vuelve roja.
2. Ecuación química de la reacción principal:
①Reacción de hierro y ácido clorhídrico: Fe 2hcl = FeCl 2 H2 =
②Reacción de sulfato de hierro y cobre (Fundición húmeda de cobre): Fe CuSO4=FeSO4 Cu.
(3) Agregue agua con cloro gota a gota a la solución de cloruro ferroso: (para eliminar las impurezas de cloruro ferroso en el cloruro férrico) 3FeCl2 Cl2=2FeCl3.
(4) El hidróxido ferroso se metamorfosea en el aire: 4Fe(OH)2 O2 2H2O=4Fe(OH)3.
⑤ Añadir hierro en polvo a la solución de cloruro férrico: 2FeCl3 Fe=3FeCl2.
⑥La reacción entre el cobre y el cloruro férrico (la placa de circuito de cobre está corroída por el cloruro férrico): 2FeCl3 Cu=2FeCl2 CuCl2.
⑦Una pequeña cantidad de zinc reacciona con el cloruro férrico: Zn 2FeCl3=2FeCl2 ZnCl2.
(8) Una cantidad suficiente de zinc reacciona con el cloruro férrico: 3Zn 2FeCl3=2Fe 3ZnCl2.
Nueve. Propiedades del nitrógeno y sus compuestos
1. "La tormenta trae cultivos" implica el principio de reacción:
① Descarga de N2 O2 === 2NO
② 2NO O2 =2NO2
③ 3NO2 H2O=2HNO3 NO
Catalizador de alta temperatura y alta presión
2. Método de preparación industrial del amoniaco: N2 3h 2 NH3.
3. Preparación de laboratorio de amoniaco:
①Principio: 2nh 4cl ca(oh)2△= = 2n H3 ↑ CaCl 2 2h2o.
②Dispositivo: Igual que la producción de O2.
③Método de recolección: método de escape hacia abajo.
④Método de prueba:
a) Cuando se prueba con papel tornasol rojo húmedo, se volverá azul.
b) Colocar una varilla de vidrio humedecida en ácido clorhídrico concentrado cerca de la boca de la botella para producir una gran cantidad de humo blanco. NH3 HCl = NH4Cl
⑤Método de secado: se puede utilizar cal sodada u óxido de calcio e hidróxido de sodio, pero no se puede utilizar ácido sulfúrico concentrado.
4. La reacción entre amoniaco y agua: ¿NH3 H2O=NH3? ¿H2ONH3? H2O NH4 Oh-
5. Oxidación catalítica del amoníaco: 4nh 3 5o 2·4NO 6H2O (primer paso en la preparación del ácido nítrico)
6. Descomposición térmica del bicarbonato de amonio: NH4CO3NH3. = H2O CO2 =
7. Reacción de cobre y ácido nítrico concentrado: Cu 4HNO3 = Cu(NO3)2 2NO2 = 2H2O.
8. Reacción del cobre y el ácido nítrico diluido: 3cu 8HNO3 = 3cu (NO3) 2 2no = 4h2o.
9. Reacción del carbono y el ácido nítrico concentrado: C 4HNO3 = CO2 = 4NO2 = 2H2O
10. Descomposición térmica del cloruro de amonio: NH4Cl NH3 = HCl =
X. Propiedades del azufre y sus compuestos
1. Reacción del hierro y el vapor de azufre: Fe S△==FeS
2. △ ==Cu2S.
3. La reacción entre azufre y ácido sulfúrico concentrado: S 2H2SO4 (concentrado) △==3SO2 ↑ 2H2O.
4. La reacción entre dióxido de azufre y sulfuro de hidrógeno: SO2 2H2S=3S↓ 2H2O.
5. La reacción entre el cobre y el ácido sulfúrico concentrado: Cu 2H2SO4△==CuSO4 SO2 ↑ 2H2O.
6. Oxidación catalítica del dióxido de azufre: 2so 2 O2·2so 3
7. Reacción del dióxido de azufre y el agua clorada: SO2 Cl2 2H2O=H2SO4 2HCl.
8. Reacción entre dióxido de azufre e hidróxido de sodio: SO2 2NaOH=Na2SO3 H2O.
9. El sulfuro de hidrógeno se quema en presencia de suficiente oxígeno: 2H2S 3O2 se incendia === 2SO2 2H2O.
10. El sulfuro de hidrógeno arde en ausencia de oxígeno: se enciende 2H2S O2 ===2S 2H2O.
XI. Propiedades del magnesio y sus compuestos
1. Encender una varilla de magnesio en el aire: ignición 2Mg O2 === 2MgO.
2. Combustión de varilla de magnesio en nitrógeno: combustión de 3 mg de N2 ===Mg3N2.
3. Encender la tira de magnesio en dióxido de carbono: ignición de 2 mg de dióxido de carbono = = 2 óxido de magnesio de carbono.
4. Encender la tira de magnesio en cloro: Encendido Mg Cl2 === MgCl2.
5. La extracción de magnesio del agua de mar implica las siguientes reacciones:
(1) Calcinación de conchas para preparar cal hidratada: alta temperatura CaCO3 = = Cao CO2 = Cao H2O = Ca(OH) )2.
② Precipitación de hidróxido de magnesio: Mg2 2OH-=Mg(OH)2↓
③ El hidróxido de magnesio se convierte en cloruro de magnesio: Mg(OH)2 2HCl=MgCl2 2H2O.
④Fusión electrolítica de cloruro de magnesio: MgCl2 energizado = = mg Cl2 =
Doce. Identificación de iones Cl-, Br- e I-:
1. Agregue AgNO3 y diluya ácido nítrico respectivamente, Cl- generará un precipitado blanco, el precipitado amarillo claro es br-; I-
2. Agregue agua con cloro gota a gota, luego agregue una pequeña cantidad de tetracloruro de carbono y agite hasta que la solución inferior sea incolora y contenga Cl-; la solución inferior sea de color rojo anaranjado y br-; la solución inferior es de color rojo púrpura.
13. Nombres comunes de materiales comunes
① Ceniza de sosa y carbonato de sodio: Na2CO3; 2 Bicarbonato de sodio: nah co 3; : CaO ; ⑤ Alumbre verde: FeSO4? 7H2O ⑥ Azufre: s; ⑦ Componente principal del mármol y piedra caliza: CaCO3 8 Alumbre: CuSO4 12H2O
catorce. Propiedades del aluminio y sus compuestos
1. Reacción del aluminio y el ácido clorhídrico: 2al 6HCl = 2alcl3 3H2 =
2. Reacción del aluminio y el álcali: 2al 2 noh 6H2O = 2na[ Al (OH)4] 3 H2 =
3. Oxidación del aluminio en el aire: 4Al 3O2==2Al2O3.
4. La reacción entre alúmina y ácido: Al2O3 6HCl=2AlCl3 3H2O.
5. Reacción de óxido de aluminio y álcali fuerte: Al2O3 2NaOH 3H2O=2Na[Al(OH)4]
6. 3·3HCl=AlCl3·3H2O.
7. Reacción de hidróxido de aluminio y base fuerte: Al(OH)3 NaOH=Na[Al(OH)4]
8. Preparación de laboratorio de precipitación de hidróxido de aluminio: Al3 3NH3. ? H2O=Al(OH)3↓ 3NH4
Quince. Propiedades del silicio y sus compuestos
1. Reacción del silicio y el hidróxido de sodio: Si 2NaOH H2O = Na2SiO3 2H2 =
2. Reacción del silicio y el ácido fluorhídrico: Si 4hf = SiF4 H2. =
3. La reacción entre el dióxido de silicio y el hidróxido de sodio: dióxido de silicio hidróxido de sodio = dióxido de silicio H2O.
4. La reacción entre el dióxido de silicio y el ácido fluorhídrico: SiO2 4HF=SiF4 ↑ 2H2O.
5. La reacción principal en la fabricación del vidrio: SiO_2 CaCO_3 = = casio_3 CO2 = alta temperatura
SiO2 Na2CO3 = ===Alta temperatura de Na2SiO3 CO2 ↑ =