1 Sustitución de metales por metales
(1) Sustitución entre metales más activos y cationes metálicos inactivos
nM. + mN n+ == nM m+ + mN
(2) Reacción de termita
Algunos óxidos metálicos de alto punto de fusión (como Fe3O4, Fe2O3, FeO, WO3, V2O5, MnO2, CrO3 , etc.) mezcla. ) El polvo de aluminio se llama termita, que requiere altas temperaturas para iniciar reacciones y generalmente se usa para fundir algunos metales de alto punto de fusión. Por ejemplo:
10Al+3v2o 5·5al2o 3+6V8Al+3fe3o 4·4al2o 3+9Fe
(3) Metal de reemplazo Na +KCl == NaCl+K usando Lecha ¿El principio de Telley?
2. Los metales reemplazan a los no metales
(1) Los metales reaccionan con el agua para reemplazar el H2.
2Na+2H2O = = 2Na+2OH? +H2? ¿Magnesio + 2H2OMg(OH)2 + H2?
3Fe + 4H2OFe3O4 + 4H2?
(2) ¿El metal reacciona con un ácido no oxidante para reemplazar H2
2Al + 6H+ == 2Al3+ + 3H2? Fe + 2H+ == Fe2+ + H2?
Zn + 2CH3COOH == Zn2+ + 2CH3COO? +H2?
(3) El metal reacciona con el alcohol para reemplazar el H2
Por ejemplo: ¿2Na+2C2H5OH? 2C2H5ONa + H2?
(4) El metal reacciona con el fenol para sustituir el H2.
¿Tales como: 2Na+ (fusión)? +H2?
(5) El metal reacciona con la solución alcalina para sustituir el H2.
2Al + 2NaOH + 2H2O == 2NaAlO2 + 3H2? [Zn + 2NaOH == Na2ZnO2 + H2? ]
(6) Los metales sustituyen a otros elementos no metálicos.
Por ejemplo: 2Mg+CO2 2MgO+C (se produce una gran cantidad de humo blanco, y una pequeña cantidad de sólido negro se encuentra en la pared de la botella).
2Mg+SO2 2MgO+S o 3Mg+SO2 2MgO+MgS.
3. Los no metales reemplazan a los no metales
(1) Las sustancias no metálicas se utilizan como oxidantes
Por ejemplo, ¿I2+S2? == 2yo? +S? 2F2 + 2H2O == 4HF + O2
2 febr 2+3c L2 = = 2 FeCl 3+2br 22 Fei 2+3br 2 = = 2 febr 3+2 I2
( Exceso Cl2) (Exceso Br2)
[6 febr 2+3c L2 = = 2 FeCl 3+4 febr 3]Fei 2+Br2 = = febr 2+I2
(A pequeña cantidad Cl2) (una pequeña cantidad de Br2)
Explicación: El orden de reducción de fuerza es: I? >Fe2+>Br? ¿Entonces el Cl2 se oxida primero? , luego oxidar Fe2+ y finalmente oxidar Br? .
X2 + H2S == 2H+ + 2X? +S? (X2 = Cl2, Br2, I2)
2H2S+O2 (insuficiente) 2S+2H2O (H2S se quema de forma incompleta en el aire)
2H2S + O2 == 2S? +2H2O (El sulfato de hidrógeno se deteriorará después de permanecer mucho tiempo en el aire)
3Cl2+2NH3 == 6HCl+N23Cl2+8NH3 (exceso) == 6NH4Cl+N2.
(2) Elementos no metálicos como agentes reductores
Por ejemplo: C+H2OCO+H2 (reacción de producción industrial de gas agua)
Si+ 4HF==SiF4 (volátil)+2H2?
¿SiO2 + 2C Si + 2CO?
[Si+2Cl2 SiCl4] (reacción industrial de fundición y purificación del silicio)
SiCl4 + 2H2 Si + 4HCl
2KClO3 + I2 == 2KIO3 + Cl2
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4. Metal sustituto no metálico
2CuO + C2Cu + CO2? ¿ZnO + CZn + CO? WO3 + 3H23W + 3H2O
El enfoque del conocimiento de química del examen de ingreso a la universidad: constante y partículas de Avon Gadlow
①Condiciones: al probar gases, a menudo se dan condiciones no estándar como 1.01 . 105Pa, 25℃, etc.
②Estado de la materia: Al examinar el volumen molar de los gases, los candidatos a menudo se confunden con sustancias que no son gaseosas en condiciones estándar, como H2O (líquido), SO3 (sólido), CS2 (líquido), hash Alcano (líquido), octano (líquido), CHCl3 (líquido). Sin embargo, CH3Cl, CH2==CHCl y HCHO (formaldehído) puro son gases en condiciones estándar.
③Estructura de la materia: examina cuántas partículas (moléculas, átomos, electrones, protones, neutrones, etc.) están contenidas en una determinada cantidad de materia. A menudo se trata de gases raros como el He y el Ne. compuesto de partículas individuales Compuesto por átomos y moléculas, Cl2, O2, H2 y N2 son moléculas diatómicas, el fósforo blanco P4 es una molécula de cuatro átomos (cada molécula tiene 6 enlaces de valencia p?P***) y SiO2 es. un cristal atómico (este cristal tiene 4 NA por mol) Si? o clave) y así sucesivamente.
(4) Reacción redox: cuando una sustancia específica participa en una reacción redox, a menudo se basa en la cantidad de oxidantes, agentes reductores, productos de oxidación y productos de reducción que se oxidan y reducen en la reacción redox. , así como la transferencia de electrones (Ganancias y pérdidas) para tender trampas. Existen varias situaciones habituales:
a. Parte de las sustancias que participan en la reacción es un agente reductor. Por ejemplo, la reacción de producir cloro gaseoso en el laboratorio: MnO2+4HCl (concentrado) ¿MnCl2+Cl2? Solo la mitad del HCl se oxida como agente reductor en +2H2O para generar Cl2 (además, la mitad del HCl solo es ácido para generar sal y agua. A medida que avanza la reacción, la concentración de ácido clorhídrico aumenta). más y más diluido cuanto más débil es, de modo que no puede ser oxidado por el MnO2 y detener la reacción. Por lo tanto, cuando el ácido clorhídrico concentrado que contiene 4 moles de HCl reacciona con suficiente MnO2_2, el número de electrones transferidos es menor que 2NA y el Cl2 generado es menor que 22,4 L en condiciones estándar. En una situación similar, el Cu se oxida con H2SO4 concentrado, etc.
b.Algunas de las sustancias que participan en la reacción son oxidantes. Por ejemplo, el cobre se oxida con ácido nítrico diluido: 3Cu+8HNO3(diluido)==3Cu(NO3)2+2NO? Sólo 1/4 del HNO3 en +4H2O se reduce al oxidante para producir NO (3/4 del HNO3 sólo actúa como ácido para producir sal y agua).
C. Algunas sustancias que intervienen en la reacción son en parte agentes oxidantes y en parte agentes reductores. Por ejemplo, cuando el NO2 se disuelve en agua: 3NO2+H2O == 2HNO3+NO, 2/3 del NO2 que participa en la reacción se oxida como agente reductor para formar HNO3, y 1/3 del NO2 se reduce como agente oxidante para formar NO..
D. Algunas de las sustancias generadas son productos de oxidación y otras son productos de reducción. Por ejemplo, 2/3 del S generado en 2H2S+SO2 == 3S+2H2O es un producto de oxidación y 1/3 es un producto de reducción. KClO3+6HCl(concentrado)KCl+3Cl2? Entre el Cl2 producido en +3H2O, 1/6 son productos de reducción y 5/6 son productos de oxidación. (El HCl que participa en la reacción es un agente reductor y 1/6 solo actúa como un ácido. La relación molar entre el agente oxidante y el agente reductor es 1:5, no 1:6.)
E Sustancias que participan en la reacción Oxidada por dos oxidantes.
Por ejemplo: 11p+15 cuso4+24h2o = = 5cu3p+6h3po 4+15 h2so 4, en el que el cuso 4 y parte del P son oxidantes, y la otra parte del P es un agente reductor que participa en 5/11 del P; la reacción se reduce como oxidante para generar Cu3P, 6/11 se oxida como agente reductor para generar H3PO4, la 1/2 del cual se oxida con CuSO4, y la 1/2 se oxida con otra parte de P. Según la valencia cambios de Cu y estado de oxidación P, se puede juzgar rápidamente que 1 mol de CuSO4 puede oxidar P. La cantidad es 1/5mol.
⑤Ionización e hidrólisis: examinar el número o la concentración de partículas en la solución de electrolitos a menudo implica la ionización de electrolitos débiles y las trampas de la hidrólisis salina. Por ejemplo, en una solución de NaCN y una solución de NaF cuyo volumen y concentración son 1 litro y 1 mol/l respectivamente, ¿es igual el número total de iones? En la superficie, ¿CN? + H2O HCN + ¿Oh? ,¿F? + H2O HF + ¿Ah? El número de aniones no aumenta ni disminuye, el número total de iones parece permanecer igual. Sin embargo, el grado de hidrólisis es diferente, la alcalinidad de la solución es diferente y el número total de iones también es diferente cuando c(H+) es diferente. [¿Porque el HCN es menos ácido que el HF, CN? Tiene un alto grado de hidrólisis, fuerte alcalinidad, pequeño c(H+) y el número total de iones en la solución es menor que el de una solución de NaF del mismo volumen y concentración.
(3) La masa molar y el número de partículas de sustancias especiales, como D2O, 18O2, H37Cl, etc.
(4) El número de átomos en las moléculas de ciertos compuestos, como el neón, el ozono, el P4, etc.
(5) El número de enlaces químicos en ciertas sustancias, como el fósforo blanco (31 g de fósforo blanco contiene 1,5 moles de enlaces P-P), diamante (12 g de diamante contiene n/2 moles de enlaces C-C), cristalino. silicio y SiO2 cristalino (60 g de cristal de sílice contienen 4 moles de enlaces Si-O), CN (65433).
(6) El número de transferencias de electrones en algunas reacciones especiales: por ejemplo, la reacción de Na2O2 con H2O y CO2 (1 mol de Na2O2 transfiere 1 mol de electrones; la reacción de Cl2 con H2O y NaOH (1 mol de Cl2) transfiere 1 mol de electrones. Si se usa 1 mol de Cl2 como oxidante, se transfieren 2 moles de electrones en la reacción de Cu y azufre (1 mol de Cu reacciona para transferir 1 mol de electrones o 1); mol de S reacciona para transferir 2 moles de electrones).
(7) El número de partículas en la solución de electrolito cambia debido a la ionización o hidrólisis de las partículas: los electrolitos fuertes como HCl y HNO3 están completamente ionizados y no tienen moléculas de electrolitos débiles como CH3COOH y HClO; parcialmente ionizado, lo que significa Reduce la concentración de CH3COOH y HClO en la solución. ¿Fe3+, Al3+, CO32? , CH3COO? ¿El número de tales partículas disminuye debido a la hidrólisis; Fe3+, Al3+, CO32? Como resultado de la reacción de hidrólisis, aumenta el número total de cationes o aniones en la solución.
(8) El número de partículas en la solución se reduce debido a la formación de pequeños agregados de moléculas (coloides): por ejemplo, cuando 1 mol de Fe3+ forma un coloide Fe(OH)3, el número de partículas es menor que 1 mol.
(9) Además, al calcular las partículas a partir de la cantidad y concentración de una sustancia, también se debe prestar atención a si se conoce el volumen de la solución o se calcula el número de moléculas contenidas en el soluto; todas las moléculas en la solución (se debe considerar el agua como disolvente. Al calcular el número de electrones en ciertas partículas, es necesario distinguir entre el número total de electrones y el número de electrones de valencia contenidos en la partícula, y prestar atención a el estado de carga de la partícula (más el número total de cargas negativas o menos el número total de cargas positivas).
Conocimiento de propiedades químicas y usos en preguntas de inferencia de química de secundaria
1.f es el elemento no metálico que reacciona más intensamente con el agua.
2.n es un elemento que puede reaccionar con hidratos correspondientes a hidruros gaseosos y sus óxidos de mayor valencia.
3.s es un elemento cuyo hidruro gaseoso puede reaccionar con su óxido de baja valencia para formar este elemento.
El 4.p es un elemento que puede encenderse espontáneamente en el aire.
5.f es un elemento capaz de esculpir vidrio en una solución acuosa de hidruro gaseoso.
6.o es el elemento más importante para la supervivencia humana y tiene dos alótropos.
7. El magnesio es un metal simple que puede arder tanto en dióxido de carbono como en N2.
Elementos simples para 8.8. El litio, el sodio y el flúor son elementos de período corto que reaccionan con el agua a temperatura ambiente para liberar gases.
Grupo de partículas electrónicas
1. Neón atómico
2 Moléculas CH4, NH3, H2O, HF
3. , iones magnesio, iones aluminio, iones H3O
4 Aniones N3-, O2-, F-, OH-
18 Grupo de Microelectrónica de Partículas
1. Argón atómico
2. Silano molecular, PH3, H2S, cloruro de hidrógeno, F2, H2O
3. Cationes K+, Ca2+ y PH4+.
4. -, S2-, iones cloruro
5. Casos especiales: F2, H2O2, C2H6, CH3OH, CH3F, N2H4.
Los electrones fuera del núcleo tienen el mismo número de protones.
1.Ion sodio, ion H3O
2.F-, Oh-
3.Cl-, HS-
4 .N2, monóxido de carbono, C2H2
Relación de número atómico del período homólogo
1. La diferencia en el número atómico de elementos del mismo grupo en el segundo período y el tercer período es 8.
2. La diferencia de números atómicos de elementos de una misma familia en el tercer y cuarto período es 8 o 18, mientras que los números atómicos de los grupos ⅰA y ⅱA son 8, y los demás grupos son 18.
3. La diferencia de números atómicos de elementos homólogos con cuatro períodos y cinco períodos es 18.
4. La diferencia en los números atómicos de los elementos de cinco y seis períodos de una misma familia es 18 o 32.
5. El número de átomos de un mismo grupo de elementos en el período seis y en el período siete difiere en 32.
Imagen característica
1. Reacción de la llama: Na+ (amarillo), K+ (púrpura)
2. Sólido amarillo claro: azufre o Na2O2 o AgBr o FeS2. .
3. Solución coloreada: Fe2+ (verde claro), Fe3+ (amarillo), Cu2+ (azul), (morado)
4. Sólido coloreado: rojo (Cu, Cu2O, Fe2O3. ), marrón rojizo [Fe(OH)3], azul [Cu(OH)2], negro (CuO, FeO, FeS, CuS, Ag2S, PbS), amarillo (AgI, Ag3PO4), blanco [Fe(.
5. Gas: Cl2 (amarillo-verde), NO2 (rojo-marrón)