1. Composición y estructura de sustancias comunes
1. Formas y ángulos de enlace de moléculas (o sustancias) comunes
( 1 ) Forma: Tipo V: H2O, H2S Tipo lineal: CO2, CS2, C2H2 Triángulo plano: BF3, SO3 Pirámide triangular: NH3 Tetraedro: CH4, CCl4, fósforo blanco, NH4+
Estructura plana: C2H4, C6H6
(2) Ángulo de enlace: H2O: 104,5; BF3, C2H4, C6H6, grafito: 120, fósforo blanco: 60.
NH3: 107 18' CH4, CCl4, NH4+, diamante: 109 28'
Dióxido de carbono, disulfuro de carbono, C2H2: 180
2. Estructura de partículas comunes:
①Partículas con estructura de helio (2): H-, He, Li+, Be2+;
②Partículas con estructura de neón (2, 8): n3-, O2- , f-, ne, Na+, Mg2+, Al3+;
③ Partículas de estructura de argón (2, 8, 8): S2-, Cl-, Ar, K+, Ca2+; ④Partículas con un número total de 10 electrones fuera del núcleo:
Cationes: Na+, Mg2+, Al3+, NH4+, H3o+;
Aniones: N3-, O2-, F-, OH - , NH2-; [Fuente: Examen de ingreso a la universidad% Red de recursos KS%5U]
Moléculas: neón, hafnio, H2O, amoníaco, metano.
⑤Partículas con un número total de 18 electrones fuera del núcleo:
Cationes: K+, Ca2+;
Aniones: P3-, S2-, HS-, Cl- ;
Moléculas: argón, ácido clorhídrico, H2S, PH3, silano, F2, H2O2, C2H6, CH3OH, N2H4.
3. Configuración de sustancias comunes:
Compuestos AB2 (la valencia es generalmente +2, -1 o +4, -2): CO2, NO2, SO2, SiO2, CS2, ClO2, CaC2, MgX2, CaX2, BeCl2, BaX2, KO2, etc.
Compuestos tipo A2B2: H2O2, Na2O2, C2H2, etc.
Compuestos A2B: H2O, H2S, Na2O, Na2S, Li2O, etc.
Compuestos AB: cobalto, nitrógeno, HX, NaX, MgO, CaO, MgS, CaS, SiC, etc.
Elementos que pueden formar compuestos A2B y A2B: H, Na y O, entre los cuales H y O [H2O y H2O2] pertenecen a * * * compuestos valerosos (líquidos) los pertenecientes a compuestos iónicos (sólidos); ) incluyen Na y O [Na2O y Na2O2]].
4. Polaridad de moléculas comunes:
Moléculas no polares comunes: CO2, CS2, BF3, CH4, CCl4, SF6, C2H4, C2H2, C6H6, etc.
Moléculas polares comunes: moléculas de compuestos diatómicos, H2O, H2S, NH3, H2O2, CH3Cl, CH2Cl2, CHCl3, etc.
5. Características de composición de algunas sustancias:
(1) Compuestos iónicos sin elementos metálicos: sales de amonio.
(2) Aniones que contienen elementos metálicos: MnO4-, AlO2- y Cr2O3-.
(3) Sustancias que contienen sólo cationes pero no aniones: cristales metálicos.
2. Las leyes de solubilidad de las sustancias
1. Las leyes de disolución de ácidos, bases y sales comunes: (limitado al ámbito comúnmente utilizado en las escuelas secundarias, no exhaustivo)
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①Ácido: Sólo el ácido silícico (ortosilicato H2SiO3 o H4SiO4) es insoluble, otros son solubles;
②Alcalino: Sólo NaOH, KOH y Ba(OH)2 son solubles, Ca(OH)2 Es ligeramente soluble, otros son insolubles.
③Sal: la sal de sodio, la sal de potasio, la sal de amonio y el nitrato son todos solubles;
Sulfato: solo el sulfato de bario y el sulfato de plomo son insolubles, el sulfato de calcio y el sulfato de plata son ligeramente solubles. , todos los demás son solubles;
Cloruros: sólo el cloruro de plata es insoluble, todos los demás son solubles;
Carbonatos, sulfitos y sulfuros: sólo lo son sus sales de potasio, sodio y amonio. soluble.
④El dihidrogenofosfato es casi insoluble, mientras que el potasio, el sodio y el amonio son las únicas sales solubles del hidrogenofosfato y el ácido fosfórico.
⑤Reglas de disolución del carbonato: si es una sal normal soluble, su solubilidad del bicarbonato es menor que la de la sal normal (como la solubilidad del bicarbonato de sodio es menor que la del carbonato de sodio); , su solubilidad del bicarbonato La solubilidad es mayor que la de la sal normal (por ejemplo, la solubilidad del bicarbonato de calcio es mayor que la del carbonato de calcio).
2. Solubilidad de los gases:
① Gases fácilmente solubles en agua: HX y NH3.
② Gases que son solubles en agua pero tienen muy baja solubilidad: O2 (poco soluble), CO2 (1:1), Cl2 (1:2),
H2S (1 : 2,6), Dióxido de azufre (1:40)
③ Gases comunes insolubles en agua: H2, N2, NO, CO, CH4, C2H4, C2H2.
④El cloro es insoluble en una solución saturada de NaCl y puede recolectarse descargando la solución saturada de NaCl o absorbido por la solución saturada de NaCl.
3. El azufre y el fósforo blanco (P4) son insolubles en agua, ligeramente solubles en alcohol y fácilmente solubles en disulfuro de carbono.
4. Los elementos halógenos (Cl2, Br2, I2) son casi insolubles en agua, pero fácilmente solubles en disolventes orgánicos como el alcohol, la gasolina, el benceno y el tetracloruro de carbono. , por lo que los disolventes orgánicos se utilizan habitualmente para extraer elementos halógenos de soluciones acuosas (tenga en cuenta los principios de selección del agente de extracción: inmiscible, no reactivo, de insoluble a soluble; el alcohol y la gasolina de pirólisis no se pueden utilizar como agentes de extracción).
5. La mayoría de los compuestos orgánicos son insolubles en agua, pero solubles en disolventes orgánicos. Casi insoluble en agua: los hidrocarburos, hidrocarburos halogenados, ésteres y polisacáridos son insolubles en agua, los alcoholes, los aldehídos, los ácidos carboxílicos y los oligosacáridos son solubles en agua (el etanol, el acetaldehído, el ácido acético y el agua son solubles en cualquier proporción). , a medida que aumenta el grupo hidrocarbonado en la molécula, la solubilidad disminuye (el papel de los grupos hidrófobos y los grupos hidrófilos no es fácilmente soluble en agua a bajas temperaturas, pero su solubilidad aumenta a medida que aumenta la temperatura y puede disolverse por encima); 70°C Miscible con agua en cualquier proporción.
6. Principio de similitud y compatibilidad: Los solutos polares son fácilmente solubles en disolventes polares, y los solutos no polares son fácilmente solubles en disolventes no polares.
3. Colores de sustancias comunes:
1. Elementos gaseosos de colores: ¿F2 (amarillo-verde claro), Cl2 (amarillo-verde)? , O3 (azul claro)
2. Otros elementos coloreados: Br2 (líquido rojo oscuro), I2 (sólido negro violeta), S (sólido amarillo claro), Cu (sólido violeta), Au (amarillo dorado). sólido), P (el fósforo blanco es un sólido blanco, el fósforo rojo es un sólido rojo), Si (cristal negro gris), C (polvo negro).
3. Elementos gaseosos incoloros: N2, O2, H2 y elementos gaseosos raros.
4. Compuestos de gases coloreados: NO2
5. Sólidos amarillos: S, FeS2 (dorado para los tontos), Na2O2, Ag3PO4, AgBr, AgI.
6. Sólidos negros: FeO, Fe3O4, MnO2, C, CuS, PbS y CuO (los polvos negros más comunes son MnO2 y C).
7. Sólido rojo: Fe(OH)3, Fe2O3, Cu2O y Cu.
8. Sólido azul: Sulfato de cobre pentahidratado (cálculo biliar o vitriolo azul) Fórmula química:
9. Sólido verde: Sulfato ferroso heptahidratado (vitriolo verde) Fórmula química:
10, sólido negro púrpura: KMnO4, yodo.
11. Precipitado blanco: Fe(OH)2, CaCO3, BaSO4, AgCl, BaSO3, Mg(OH)2, Al(OH)3.
12. Iones coloreados (solución) Cu2+ (la solución concentrada es verde, la solución diluida es azul), Fe2+ (verde claro), Fe3+ (marrón), MnO4 - (púrpura), Fe (SCN )2+. (rojo sangre).
13. El precipitado blanco es insoluble en ácido diluido: AgCl, BaSO4.
14. El precipitado amarillo es insoluble en ácido diluido: S, AgBr, AgI [Fuente: College Entry Examination% Resource Network KS%5U]
Cuarto, el estado de las sustancias comunes
1. Los únicos elementos que son gases a temperatura ambiente son H2, N2, O2 (O3), F2 y Cl2 (excepto gases raros).
2. Sustancias simples que son líquidas a temperatura ambiente: Br2 y Hg.
3. Compuestos líquidos incoloros habituales a temperatura ambiente: H2O H2O2.
4. Compuestos de gases comunes: NH3, HX (F, Cl, Br, I), H2S, CO, CO2, NO, NO2 y SO2.
5. Hidrocarburos gaseosos cxhy (x≤4) en la materia orgánica; entre la materia orgánica que contiene oxígeno, solo el formaldehído (HCHO) es gaseoso a temperatura ambiente, y el cloruro de metilo y el cloruro de etilo entre los hidrocarburos halogenados son gaseosos. .
6. Elementos sólidos comunes: I2, S, P, C, Si y elementos metálicos
7. Precipitado coloidal blanco [Al(OH)3, H4SiO4]
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5. Olores de sustancias comunes
1. Gas con olor a huevo podrido: H2S.
2 Gases de olor acre: Cl2, SO2, NO2, HX y NH3.
3. Líquidos de olor acre: ácido clorhídrico concentrado, ácido nítrico concentrado, amoniaco concentrado, cloro, bromo.
4. Muchas sustancias orgánicas tienen olores (como benceno, gasolina, alcohol, aldehídos, ácidos carboxílicos, ésteres, etc.).
6.
1. Los elementos no metálicos son tóxicos: Cl2, Br2, I2, F2, S, P4. El mercurio en los elementos metálicos es muy tóxico.
2. Compuestos tóxicos comunes: Co, NO, NO2, SO2, H2S, ácido metafosfórico (HPO3), cianuro (CN-) y nitrito (NO2-); , bario, cobalto, plomo, etc.);
3. El monóxido de carbono y el óxido nítrico pueden combinarse con la hemoglobina.
4. Compuestos orgánicos tóxicos comunes: Metanol (CH3OH), comúnmente conocido como alcohol industrial; formaldehído (HCHO), benceno (carcinógeno, principal contaminante en la decoración del hogar);
7. Contaminantes comunes
1. Contaminantes atmosféricos: Cl2, CO, H2S, óxidos de nitrógeno, SO2, freón, polvo sólido, etc.
2. Contaminación del agua: ácidos, álcalis, fertilizantes químicos, pesticidas, organofosforados, iones de metales pesados, etc.
3. Contaminación del suelo: fertilizantes químicos, pesticidas, productos plásticos, residuos de pilas, sales de metales pesados y aniones inorgánicos (NO2-, F-, CN-), etc. ).
4. Varios fenómenos comunes de contaminación ambiental y sustancias que causan contaminación:
(1) Intoxicación por gas: monóxido de carbono (CO)
②Contaminación fotoquímica (fotoquímica). smog) – óxidos de nitrógeno.
③Lluvia ácida - causada principalmente por SO2.
④ Efecto invernadero: principalmente el dióxido de carbono, el metano, los clorofluorocarbonos y el N2O también son gases de efecto invernadero.
⑤ Destrucción de la capa de ozono - Freones (nombre general de los clorofluorocarbonos) y óxidos de nitrógeno (NO y NO2).
⑥ Eutrofización de masas de agua (algas verdes, cianobacterias, mareas rojas, floraciones de algas, etc.) -compuestos organofosforados, compuestos nitrogenados, etc.
⑦Contaminación-plástico blanco.
8. Agentes blanqueadores de uso común:
1. Blanqueador oxidante fuerte: utiliza su propia oxidación fuerte para destruir las sustancias coloreadas y convertirlas en sustancias incoloras. Este tipo de blanqueamiento suele ser irreversible. y completo.
(1) Ácido hipóxico (HClO): Generalmente se produce por la reacción entre el cloro y el agua, pero es inestable y se descompone fácilmente al exponerse a la luz, por lo que no puede almacenarse por mucho tiempo. Por lo tanto, en la industria, el cloro gaseoso generalmente se hace reaccionar con lechada de cal para producir un concentrado de polvo blanqueador:
2cl 2+2Ca(OH)2 = CaCl 2+Ca(ClO)2+2H2O
La composición de la esencia decolorante en polvo se puede expresar mediante la siguiente fórmula: Ca(OH)2?3CaCl(ClO)? El NH2O se puede considerar como una mezcla de CaCl2_2, Ca (clo)_2, Ca (OH)_2 y agua cristalina. El ingrediente activo es Ca (clo)_2, que es un compuesto estable y puede usarse durante mucho tiempo. .
Cuando se utiliza ácido hipocloroso, se puede producir añadiendo agua y ácido (o introduciendo CO2). Ca(ClO)2+2HCl=CaCl2+2HClO, Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3+2HClO el blanqueador en polvo dejará de ser efectivo si se deja en el aire durante mucho tiempo, por lo que debe sellarse y almacenarse.
(2) Peróxido de hidrógeno (H2O2): También es un oxidante fuerte que puede oxidar y destruir sustancias coloreadas. Su característica es que el producto reductor es agua y no provocará contaminación.
(3) El ozono (O3) es extremadamente oxidante y puede oxidar sustancias coloreadas y provocar su decoloración.
(4) HNO3: También es un oxidante fuerte, pero debido a su fuerte acidez generalmente no se utiliza para blanquear.
(5) Peróxido de sodio (Na2O2): tiene fuertes propiedades oxidantes, especialmente cuando reacciona con el agua, el oxígeno recién generado tiene propiedades oxidantes más fuertes y puede hacer que la materia orgánica se desvanezca.
2. Blanqueador aditivo: tome el dióxido de azufre como ejemplo típico. Este tipo de sustancia puede combinarse con algunas sustancias coloreadas para formar sustancias incoloras inestables, logrando así el propósito de blanquear, pero esta combinación es inestable. , reversible. Por ejemplo, el SO2 puede hacer que el magenta se desvanezca, pero se volverá rojo nuevamente después de calentarlo para eliminar el SO2. Además, este tipo de lejía es muy selectiva y sólo puede desvanecer algunas sustancias coloreadas. [La escuela secundaria solo dijo que el dióxido de azufre hace que el magenta se desvanezca, pero nada más. Tenga en cuenta que no hace que el tornasol se desvanezca, sino que lo vuelve rojo. ]
3. Adsorción de lejía: este tipo de material es generalmente poroso y tiene una gran superficie, por lo que tiene una fuerte capacidad de adsorción y puede adsorber algunos pigmentos para lograr el propósito de blanquear. Su principio es diferente de los dos anteriores, pero es sólo un proceso físico y no un cambio químico. Sustancias comunes como carbón activado y coloides.
[Nota] La denominada decoloración se refiere a la decoloración de los pigmentos orgánicos. La decoloración de sustancias coloreadas inorgánicas no se puede llamar blanqueo.
9. Fórmulas químicas comunes:
1. La fórmula para calcular la masa atómica relativa de los átomos:
2. :
3. Solubilidad del sólido: (Unidad: gramos)
4. Fórmula de cálculo de la cantidad total de materia (identidad cósmica): (tenga en cuenta la unidad)
5. Masa molar de la materia Fórmula de cálculo:
① Calcula la masa molar del gas a partir de la densidad del gas en condiciones estándar: m = ρ× 22,4 L/mol.
② Calcula la masa molar del gas a partir de la densidad relativa del gas: m (a) = d× m (b).
③ Calcula la masa molar a partir de la masa de una sola partícula: m = Na × Ma.
④La fórmula de cálculo básica de la masa molar: [Fuente: Examen de ingreso a la universidad% Red de recursos KS%5U]
⑤La masa molar promedio de la mezcla:
(M1, M2..........es la masa molar de cada componente, a1, a2 son la fracción de masa de cada componente, o la fracción de volumen si es un gas).
6. Convierte la concentración de sustancia de la solución a partir de la fracción másica del soluto:
7. Calcula la fracción másica del soluto en la solución saturada a partir de la solubilidad:
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8. Ecuación de Clapeyron: PV = NRTPM = ρ RT.
9. Ley de dilución de la solución:
Durante el proceso de dilución de la solución, la masa del soluto permanece sin cambios: M1× W1 = M2× W2.
Durante la dilución de la solución, la cantidad de soluto permanece sin cambios: C1V1 = C2V2.
10. Fórmula de cálculo de la velocidad de reacción química: (unidad: mol/l?s)
11. Producto iónico del agua: kW = C (H+) × C (OH-) , igual a 1 × 10-14 a temperatura ambiente.
12. Fórmula de cálculo del valor de pH de la solución: pH = lgc(H+)(aq).
10. Conservación básica de la química:
1. Conservación de la masa:
(1) En cualquier reacción química, la suma de las masas de las sustancias. participando en la reacción Debe ser igual a la suma de las masas de las sustancias producidas.
(2) El tipo y número de átomos de cada elemento no debe cambiar antes y después de cualquier reacción química.
2. Conservación de la valencia:
(1) En cualquier compuesto, la suma algebraica de las valencias positivas y negativas debe ser igual a 0.
②En cualquier reacción redox, el aumento total del precio y la disminución del precio deben ser iguales.
3. Conservación de electrones:
① En cualquier reacción redox, el número total de electrones ganados y perdidos debe ser igual.
② En el circuito en serie de la batería primaria y la celda electrolítica, la cantidad de electricidad que pasa por cada electrodo debe ser igual (es decir, la cantidad de electrones ganados y perdidos por cada electrodo debe ser igual) .
4. Conservación de energía: Cuando cualquier reacción química se realiza en un ambiente adiabático, la energía total del sistema antes y después de la reacción debe ser igual.
La energía liberada (o absorbida) por la reacción = la energía total del producto - la energía total de los reactivos.
(La negativa es una reacción exotérmica, la positiva es una reacción endotérmica)
5. Conservación de la carga:
①La carga positiva que transportan los cationes en cualquier solución electrolítica. El número total de cargas debe ser igual al número total de cargas negativas que porta el anión.
②En cualquier ecuación iónica, las cargas positivas y negativas a ambos lados del signo igual tienen valores y signos iguales.
11. Memoriza fenómenos experimentales importantes:
1. El color de la llama durante la combustión:
①La llama azul o celeste es: H2, monóxido de carbono, metano, H2S, C2 H5 oh;;
② H2 y Cl2 son llamas pálidas;
(3) Cuando el sodio y sus compuestos se queman, la llama se vuelve amarilla. El potasio es de color violeta claro.
2. Fenómeno de precipitación:
(1) AgNO3, Br- e I- reaccionan con precipitación amarilla en la solución S2O32 - y H+ y algunas sustancias oxidantes (Cl2; , O2, SO2, etc.); Ag+ y PO43-;
(2) Cuando la solución alcalina se deja caer en la solución, se convertirá en un precipitado blanco, luego en un precipitado gris verdoso y finalmente en rojo. -precipitado marrón Por lo tanto, la solución debe contener Fe2+;
③Fe3+ y el álcali deben producir un precipitado de color marrón rojizo. la solución general que produce el precipitado azul contiene Cu2+
(4) Fe2+; , Cu2+, Pb2+ y precipitado negro generado por S2;
⑤ Generalmente, Mg2+ y Al3+ reaccionan con el álcali para formar un precipitado blanco si se agrega exceso de NaOH para precipitar, Mg2+ y Al3+ se disolverán; parcialmente disuelto, significa que ambos están presentes.
⑥ Se añade un exceso de ácido nítrico y en la solución precipita un precipitado blanco: puede ser precipitación de ácido silícico (la solución original es una solución de silicato soluble). Si se forma un precipitado amarillo, la solución original puede contener S2- o S2O32-.
⑦ La adición de agua concentrada con bromo para producir un precipitado blanco suele ser una solución que contiene fenol y el producto es tribromofenol.
⑧El precipitado rojo ladrillo a menudo se produce por la reacción entre sustancias que contienen aldehídos y una suspensión de Cu(OH)2 para formar Cu2O.
⑨AgCl, BaSO4 y BaSO3 (convertidos en baso4) no se pueden observar cuando se añade un exceso de ácido nítrico. AgBr y AgI son insolubles, pero el color es amarillo claro y amarillo.
⑩Puede reaccionar con una solución salina para generar ácido fuerte y precipitar. Es probable que el gas H2S reaccione con soluciones salinas de cobre, plata, plomo y mercurio.
3. Fenómeno de deflación:
(1) Reacciona con ácido clorhídrico diluido o ácido sulfúrico diluido para producir un gas de olor acre, que puede enturbiar el agua de cal clara, provocando que la solución magenta. para desvanecerse. Este gas suele ser dióxido de azufre y la solución original contiene iones SO32 - o HSO3 - o S2O32 -.
(2) Reacciona con ácido clorhídrico diluido o ácido sulfúrico diluido para producir un gas incoloro e inodoro, que puede enturbiar el agua de cal clara. Este gas es generalmente CO2; la solución original puede contener CO32 - o. HCO3-.
(3) Reacciona con ácido clorhídrico diluido o ácido sulfúrico diluido para producir un gas incoloro con olor a huevos podridos, que debe ser H2S. La solución original contiene S2- o HS-. un sólido negro, generalmente es FeS.
(4) Reacciona con una solución alcalina y produce un gas de olor acre cuando se calienta, que puede volver azul el papel tornasol rojo húmedo. Este gas es amoníaco y la solución original debe contener iones NH4+
⑤ Al electrolizar una solución electrolítica, el gas producido por el ánodo es generalmente Cl2 u O2, y el gas producido por el cátodo es generalmente H2; .
4. Fenómeno de decoloración:
①El cambio de color cuando Fe3+ reacciona con SCN -, solución de fenol, hierro y cobre.
②De incoloro en el aire; que rápidamente se vuelve marrón rojizo debe ser NO;
③Cuando el Fe2+ reacciona con sustancias oxidantes como Cl2 y Br2, la solución cambia de verde claro a marrón amarillento.
(4) Cambios en soluciones e indicadores ácido-base
⑤Los efectos de la solución magenta y la solución de tornasol con agentes blanqueadores como Cl2 y SO2;
La solución de prueba de tornasol primero se vuelve roja y luego se desvanece cuando se expone al Cl2, mientras que el SO2 solo se vuelve rojo pero no se desvanece.
Tanto el SO2 como el Cl2 pueden hacer que la solución magenta se desvanezca, pero si se calienta después de decolorarse, el SO2 puede restaurar el color original, pero el Cl2 no.
⑥El almidón se vuelve azul cuando se expone al yodo.
⑦Cambios de color de halógenos en agua y disolventes orgánicos.
(8) Los hidrocarburos insaturados hacen que la solución ácida de agua de bromo y permanganato de potasio cambie de color.
5. F2, K, Cs, etc. pueden reaccionar explosivamente con el agua.
12. Las formas de existencia de elementos comunes en las escuelas secundarias naturales:
1. Elementos que sólo existen en estado combinado:
Elementos metálicos - metales alcalinos. , magnesio, aluminio, hierro.
Elementos no metálicos: hidrógeno, halógeno, silicio y fósforo [Fuente: Examen de ingreso a la universidad% Resource Network KS%5U]
2. : oxígeno, azufre, carbono y nitrógeno.
13. Reacciones comunes de producción industrial en las escuelas secundarias: (Escribe tú mismo las ecuaciones químicas relevantes)
1. Calcinación de piedra caliza para producir cal:
2. Producción de agua, carbón y vapor;
3. Producción de ácido clorhídrico: el hidrógeno se quema en cloro;
4. Producción de polvo blanqueador: el cloro se introduce en la lechada de cal;
>5. Producción de ácido sulfúrico (método de contacto):
;;
6. Producción de silicio cristalino:
7. En la industria, la carbonato de sodio, la piedra caliza y la piedra caliza se utilizan como materias primas para la producción de vidrio común.
;
8. Producción de amoniaco sintético:
9. Producción industrial de ácido nítrico (método de oxidación de amoniaco):
.
10. Electrólisis de solución salina saturada:
11. Fundición de metales: ① Fundición de sodio:
② Fundición de magnesio: ③ Fundición de aluminio:
(4) Fabricación de hierro: ⑤Reacción de termita:
14. Las reglas de transformación del ácido en la reacción de metátesis:
1. >
Por ejemplo: el ácido fosfórico se produce mediante la reacción industrial de fosfato cálcico y ácido sulfúrico concentrado.
Pero hay excepciones, como la reacción entre la solución de CuSO4 y H2S:
2 Los ácidos refractarios se pueden convertir en ácidos volátiles:
Por ejemplo: El gas cloruro de hidrógeno se produce en el laboratorio a partir de cloruro de sodio sólido y ácido sulfúrico concentrado.
3. Los ácidos estables pueden producir ácidos inestables:
Por ejemplo: en el laboratorio, el sulfito de sodio reacciona con el ácido sulfúrico concentrado para generar dióxido de azufre.
4. El ácido soluble se puede convertir en ácido insoluble:
Ejemplo: el silicato se puede preparar mediante la reacción de silicato de sodio y ácido clorhídrico diluido.
15. Conservación de reactivos de uso común: principios generales: una letra (sellado) y tres tabúes (luz, calor, exposición).
1. Agente reductor: sal Fe2+, sal SO32, sal S2, fenol, etc. -Sellado (para evitar la oxidación por oxígeno).
2. Reactivos volátiles: muchos compuestos orgánicos, CS2, ácido clorhídrico concentrado, ácido nítrico concentrado, amoniaco concentrado, etc. Sellado.
3. Reactivos higroscópicos: ácido sulfúrico concentrado, NaOH sólido, CaO, CaCl2, P2O5, cal sodada, MgCl2, etc. Sellado.
4. Ver reactivos de fotólisis: agua clorada, ácido nítrico concentrado, peróxido de hidrógeno, haluro de plata, etc. -Botella marrón, protegida de la luz.
5. Solución alcalina: NaOH, Na2SiO3 (vidrio soluble), Ca(OH)2 (agua de cal), Na2CO3, etc. -Tapón y precinto de goma.
6. Ácido fuerte, solución oxidante fuerte, disolvente orgánico: tapón de vidrio en lugar de tapón de goma.
7. Ácido sulfúrico concentrado en frío y ácido nítrico - se pueden utilizar utensilios de aluminio y hierro.
8. Artículos especiales: fósforo blanco, bromo líquido - sello de agua; metal alcalino simple - queroseno (parafina para ácido fluorhídrico - botella de plástico o placa de plomo);
9. Para oxidantes (como agua con bromo, agua con cloro, HNO3, KMnO4), no se pueden utilizar tubos ni tapones de goma (se corroerán).
16. Desecantes de uso común:
1. Desecantes ácidos: los comunes como ácido sulfúrico concentrado, pentóxido de fósforo, gel de sílice,
2. desecante: cal alcalina (mezcla de NaOH y CaO), NaOH sólido y cal viva.
3. Desecante neutro: cloruro cálcico, etc.
[Nota] Cuando se utiliza un desecante para secar gas, la selección debe basarse en el principio de "no absorción, no reacción". Se pueden usar desecantes ácidos para gases ácidos y desecantes alcalinos para gases alcalinos. El gas reductor no se puede secar con ácido sulfúrico concentrado y CaCl2 no se puede utilizar para secar NH3.
Cl2, HCl, CO2, NO2, CO, NO, SO2 y otros gases generalmente se secan con ácido sulfúrico concentrado; NH3, H2S, HBr, HI, C2H4 y C2H2 no se pueden secar con ácido sulfúrico concentrado.
El NH3 se suele secar con cal sodada;
El H2S, el HBr y el HI se suelen secar con pentóxido de fósforo.
17. Papeles de prueba de uso común y uso:
1. Papel de prueba de PH: determina la concentración de la solución. No lo mojes con agua cuando lo uses. A medida que aumenta el valor del pH de la solución, su color cambia gradualmente a rojo, naranja, amarillo, cian, azul y violeta.
2. Papel tornasol rojo: cuando se encuentra con una solución alcalina o gas, el papel de prueba cambia de rojo a azul.
3. Papel tornasol azul: el papel de prueba cambia de azul a rojo cuando encuentra una solución ácida o gas.
4. Papel de prueba de fenolftaleína: El papel de prueba se vuelve rojo cuando se expone a una solución alcalina o a un gas.
5. Papel de prueba magenta: se desvanece cuando se expone al gas SO2 o Cl2.
6. Papel de prueba de yoduro potásico de almidón: Se tornará azul al encontrarse con oxidantes fuertes (Cl2, etc.). ) gas o agua yodada.
7. Papel de prueba de acetato de plomo: Se volverá negro cuando se exponga al gas H2S.
[Nota]: Excepto el papel de prueba de pH, todos los demás papeles de prueba deben humedecerse con agua antes de medir el gas.
18. Generalidades y excepciones en la química de la escuela secundaria:
[Estructura atómica]:
1. El número de electrones en la capa más externa de los metales es generalmente menos de 4. Pero el número de electrones más externos de Pb, Sn, Bi, Po, etc. mayor que 4.
2. Las partículas con la misma carga nuclear no son necesariamente los mismos elementos (como F- y OH-).
3. Los electrones fuera del núcleo siempre se disponen primero en la capa de electrones con la energía más baja. Por ejemplo, si la capa K está llena, se organizará la capa L. Si la capa L está llena, se organizará la capa M. Si la capa M no está llena, se organizará la capa N.
4. Las propiedades químicas de un elemento están determinadas principalmente por la configuración electrónica fuera del núcleo, especialmente el número de electrones en la capa más externa. Las partículas con la misma configuración electrónica extranuclear no necesariamente tienen las mismas propiedades químicas (como Cl- y K+).
5. Los iones simples formados por átomos de elementos del grupo principal generalmente tienen estructuras estables adyacentes a los gases raros, mientras que los iones de elementos del subgrupo no necesariamente forman estructuras estables (como Fe2+, Fe3+, etc.). /p>
6. Los átomos con dos electrones en la capa electrónica más externa son generalmente átomos de metal, pero el helio es un elemento gaseoso raro.
7. Generalmente, el núcleo está compuesto por protones y neutrones, pero el nucleido (11H) solo tiene protones y ningún neutrones.
[Ley periódica de los elementos y tabla periódica de los elementos]:
1, el número de electrones en la capa más externa es 2, no necesariamente un elemento del Grupo IIA.
2. La acidez del hidrato correspondiente al óxido de mayor valencia del elemento halógeno se debilita gradualmente de arriba a abajo, pero la acidez de la solución acuosa del elemento halógeno aumenta gradualmente de arriba a abajo.
3. Cada período de la tabla periódica comienza con un elemento metálico, excepto el primer período, que comienza con el hidrógeno.
4. El elemento más importante de cada grupo principal de la tabla periódica es un no metal, pero el elemento más importante del Grupo IIA es el berilio.
5. Cuanto más reactivo es un elemento, menos reactivo puede ser. Por ejemplo, el nitrógeno es menos metálico que el fósforo, pero es mucho más estable que el fósforo blanco y rojo.
[Enlace químico y estructura molecular]:
El ángulo de enlace general entre 1 y un tetraedro regular es 109 28', pero el fósforo blanco (P4) no lo es porque es un. tetraedro hueco, el ángulo de enlace debe ser de 60°.
2. Las sustancias generales contienen enlaces químicos, mientras que los gases raros no contienen ningún enlace químico, solo existen fuerzas de van der Waals.
3. Generalmente los compuestos formados entre elementos no metálicos son * * * compuestos, pero las sales de amonio son compuestos iónicos generalmente, el átomo central de un radical ácido que contiene oxígeno pertenece a un no metal; , pero ALO 2- y MnO 4 -es un elemento metálico.
4. Los compuestos que contienen enlaces iónicos deben ser compuestos iónicos, pero los compuestos que contienen * * * enlaces de valencia no necesariamente son * * compuestos de valencia, y también pueden ser compuestos iónicos o elementos no metálicos.
5. Los compuestos formados por metales activos y no metales activos no son necesariamente compuestos iónicos. Por ejemplo, el AlCl3 es un * * * compuesto valente.
6. Los compuestos iónicos deben contener enlaces iónicos, que pueden contener enlaces polares (como el NaOH) o enlaces no polares (como el Na2O 2); Los enlaces polares también pueden contener enlaces no polares (como el H2O2).
7. Las moléculas polares deben contener enlaces polares y también pueden contener enlaces no polares (como el H2O 2); como el oxígeno), o ambos (como el etileno).
8. Todos los iones que contienen elementos metálicos no son necesariamente cationes. Por ejemplo, ALO 2- y MnO 4- son ambos aniones.
9. Las moléculas simples no son necesariamente moléculas apolares. Por ejemplo, el O3 es una molécula polar.
[Estructura cristalina]:
1. Los puntos de fusión de los hidruros de elementos no metálicos del mismo grupo principal aumentan gradualmente de arriba a abajo, excepto los puntos de fusión del NH3. , H2O y HF están por encima que por debajo de PH3, H2S, HCl, la razón es la existencia de enlaces de hidrógeno.
2. En general, los hidruros no metálicos son gases a temperatura ambiente (por eso también se les llama hidruros gaseosos), a excepción del agua, que es líquida a temperatura ambiente.
3. El punto de fusión de los cristales metálicos no es necesariamente superior al de los cristales moleculares, como el mercurio, el azufre, etc.
4. La densidad de los metales alcalinos aumenta a medida que aumenta el número atómico, pero la densidad del potasio es menor que la del sodio.
5. Los cristales que contienen cationes no son necesariamente cristales iónicos y también pueden ser cristales metálicos, pero los cristales que contienen aniones deben ser cristales iónicos.
6. Generalmente, el punto de fusión de los cristales atómicos es superior al de los cristales iónicos, pero existen excepciones. Por ejemplo, el óxido de magnesio es un cristal iónico, pero su punto de fusión es más alto que el del dióxido de silicio cristalino atómico.
7. Los compuestos iónicos deben pertenecer a cristales iónicos, mientras que * * * los compuestos valentes no son necesariamente cristales moleculares. (La sílice, por ejemplo, es un cristal atómico).
8. Los cristales que contienen moléculas no son necesariamente cristales moleculares. Por ejemplo, el cristal de sulfato de cobre (CuSO4·5H2O) es un cristal iónico pero contiene moléculas de agua.
[Reacción Redox]:
1. Para sustancias que tienen dificultades para perder electrones, no siempre es fácil obtener electrones. Por ejemplo, los átomos de los gases nobles no pierden ni ganan electrones fácilmente.
2. La fuerza de los oxidantes y agentes reductores se refiere a la facilidad de obtener y perder electrones, no a la cantidad (por ejemplo, el Na puede perder un electrón, el Al puede perder tres electrones, pero el Na es más reductor). que Al más fuerte).
3. Cuando un elemento cambia de su estado químico a su estado libre, puede oxidarse o reducirse. [Fuente: Examen de ingreso a la universidad% Red de recursos KS%5U]
4. La reducción de cationes metálicos no necesariamente puede convertirse en metales elementales (por ejemplo, Fe3+ se puede reducir para generar Fe2+).
5. La reacción con sustancias elementales no es necesariamente una reacción redox, como la conversión mutua de O2 y O3.
6. Cuanto mayor es el estado de valencia de un elemento en las sustancias en general, más fuerte es su efecto de oxidación, pero esto no es necesariamente cierto para algunas sustancias. Por ejemplo, la valencia del cloro en HClO4 es +7, que es mayor que la valencia de +1 en HClO, pero el efecto de oxidación del HClO4 es más débil que el del HClO. Porque la fuerza de oxidación de una sustancia no solo está relacionada con la valencia, sino también con la estabilidad de la sustancia misma. Aunque la valencia del cloro en HClO4 es alta, su estructura molecular es estable, por lo que el efecto de oxidación es débil.