Aprender es algo que te hará más feliz y tendrás una mejor calidad de vida. Cuanto más placentero puedas aprender, mejor será la sensación de felicidad. Realmente espero que todos puedan comprender esta verdad, comprenderla en una vida limitada, experimentar la felicidad en el océano infinito del aprendizaje y aprender con felicidad. ¡Aquí están los puntos de conocimiento que les traigo y que deben memorizar y probar en la escuela secundaria! Resumen de química, espero que pueda ayudarte
Resumen de puntos de conocimiento que deben memorizarse y probarse en química de la escuela secundaria 1
Metal + ácido → sal + H2 ↑:
① Cuando metales de igual masa reaccionan con una cantidad suficiente de ácido, se libera gas hidrógeno en orden de mayor a menor: Al>Mg>Fe>Zn. ② Cuando diferentes ácidos de igual masa reaccionan con una cantidad suficiente de metal, cuanto menor es la masa molecular relativa del ácido, más gas hidrógeno se libera. ③ Cuando masas iguales del mismo ácido reaccionan con cantidades suficientes de diferentes metales, se libera la misma cantidad de hidrógeno.
3. Inspección de sustancias
(1) Inspección de ácidos (H+).
Método 1. Deje caer la solución de prueba de tornasol púrpura en un tubo de ensayo que contiene una pequeña cantidad de la solución a analizar y agite. Si la solución de prueba de tornasol se vuelve roja, prueba la presencia de H+.
Método 2: Sumerja una varilla de vidrio limpia y seca en una gota de líquido desconocido sobre papel tornasol azul. Si el papel de prueba azul se vuelve rojo, demuestra la presencia de H+.
Método 3: Sumerja una varilla de vidrio limpia y seca en una gota de líquido desconocido en el papel de prueba de pH y luego compare el color que se muestra en el papel de prueba con la tarjeta de color estándar para conocer el pH de la solución. Si el pH es inferior a 7, esto prueba la existencia de H+.
(2) Test de sal de plata (Ag+).
Verter una pequeña cantidad de ácido clorhídrico o una pequeña cantidad de solución de clorhidrato soluble en un tubo de ensayo que contenga una pequeña cantidad del líquido a analizar y agitar si se forma un precipitado blanco, añadir una pequeña cantidad. de ácido nítrico diluido. Si el precipitado no desaparece, esto prueba la existencia de Ag+.
(3) Ensayo de álcali (OH-).
Método 1: Deje caer la solución de prueba de tornasol púrpura en un tubo de ensayo que contiene una pequeña cantidad de la solución de prueba y agite. Si la solución de prueba de tornasol se vuelve azul, demuestra la presencia de OH-.
Método 2: Sumerja una varilla de vidrio limpia y seca en una gota de líquido desconocido sobre papel tornasol rojo. Si el papel tornasol rojo se vuelve azul, demuestra la presencia de OH-.
Método 3: Deje caer la solución de prueba de fenolftaleína incolora en un tubo de ensayo que contiene una pequeña cantidad de la solución de prueba y agite. Si la solución de prueba de fenolftaleína se vuelve roja, demuestra la presencia de OH-.
Método 4: Sumerja una varilla de vidrio limpia y seca en una gota de líquido desconocido en el papel de prueba de pH y luego compare el color que se muestra en el papel de prueba con la tarjeta de color estándar para conocer el pH de la solución. Si el pH es superior a 7, esto prueba la existencia de OH-.
(4) Inspección de cloruro o clorhidrato o ácido clorhídrico (Cl-).
Verter una pequeña cantidad de solución de nitrato de plata en un tubo de ensayo que contenga una pequeña cantidad del líquido a analizar y, si se forma un precipitado blanco, añadir una pequeña cantidad de ácido nítrico diluido. el precipitado no desaparece, prueba que existe Cl-.
(5) Inspección de sulfato o ácido sulfúrico (SO42-).
Verter una pequeña cantidad de solución de cloruro de bario o solución de nitrato de bario en un tubo de ensayo que contenga una pequeña cantidad del líquido a analizar y agitar. Si se forma un precipitado blanco, añadir una pequeña cantidad de nítrico diluido. ácido si el precipitado no desaparece, entonces probar la existencia de SO42-.
Resumen de los puntos de conocimiento que deben memorizarse y probarse en el primer año de química de secundaria 2
1. Factores que afectan la combustión de sustancias:
① La concentración de oxígeno es diferente y los productos también son diferentes. Por ejemplo: el carbono produce dióxido de carbono cuando hay suficiente oxígeno y monóxido de carbono cuando no hay suficiente oxígeno.
②Los fenómenos son diferentes según la concentración de oxígeno. Por ejemplo: el azufre arde con una llama azul claro en el aire y arde con una llama azul en oxígeno puro.
③El grado de reacción también es diferente dependiendo de la concentración de oxígeno. Por ejemplo: el hierro puede arder en oxígeno puro pero no arde en el aire. ④El área de contacto de las sustancias es diferente y el grado de combustión también es diferente. Tales como: la quema de briquetas y la quema de briquetas alveolares.
2. Factores que afectan a la disolución de las sustancias:
① Agitar o agitar. Revolver o agitar puede acelerar la disolución de sustancias.
②Calentar. El aumento de temperatura puede acelerar la velocidad a la que se disuelven las sustancias.
③Disolvente. La solubilidad de diferentes sustancias en el disolvente elegido también es diferente.
3. Las reglas de la tabla periódica de los elementos:
①El número de capas electrónicas de los elementos en un mismo período es el mismo, y de izquierda a derecha, el número de capas nucleares. las cargas, el número de protones y el número de electrones fuera del núcleo aumentan en secuencia.
② Los elementos de un mismo grupo tienen el mismo número de electrones fuera del núcleo y propiedades químicas similares de los elementos. De arriba a abajo, el número de cargas nucleares, el número de protones y el número de. las capas de electrones aumentan en secuencia.
Resumen de 3 puntos de conocimiento que se deben memorizar y probar en el primer año de química de bachillerato
1. Clasificación de sustancias
1. La clasificación común Los métodos de sustancias son la clasificación de árboles y la clasificación cruzada.
2. La mezcla se divide en tres tipos: solución, coloide y líquido turbio según el tamaño del sistema de dispersión. El diámetro de la dispersión intermedia está entre 1 nm y 100 nm. estado, con partículas coloidales es la razón principal por la que esta dispersión es relativamente estable.
3. El líquido turbio se identifica primero mediante el método de observación de pie, y la solución y el coloide se identifican mediante el fenómeno Tyndall.
Cuando el haz de luz atraviesa el coloide, se puede ver un camino brillante en dirección vertical, que se forma debido a la dispersión de la luz por las partículas del coloide.
4. Las partículas coloidales pueden atravesar el papel de filtro pero no pueden atravesar la membrana semipermeable, por lo que el coloide se puede separar y purificar mediante una membrana semipermeable. Este método se llama diálisis.
5. Agregue 5-6 gotas de solución saturada de FeCl3 a 25 ml de agua hirviendo y hierva hasta que adquiera un color marrón rojizo para preparar una solución coloidal de Fe(OH)3. Las partículas coloidales están cargadas positivamente y se mueven hacia el cátodo bajo la acción de la fuerza del campo eléctrico, de modo que el color del electrodo se vuelve más oscuro y el color del otro electrodo se vuelve más claro. Este fenómeno se llama electroforesis.
2. Reacciones iónicas
1. Los electrolitos comunes se refieren a ácidos, álcalis, sales, agua y óxidos metálicos. Pueden ionizarse y moverse libremente cuando se disuelven en agua o se funden. que puede conducir electricidad.
2. Los no electrolitos se refieren a compuestos distintos de los electrolitos (como óxidos no metálicos, nitruros, sustancias orgánicas, etc.); las sustancias elementales y las soluciones no son electrolitos ni no electrolitos.
3. Las reacciones que involucran electrolitos en solución acuosa o en estado fundido se denominan reacciones iónicas.
4. Los ácidos fuertes (HCl, H2SO4, HNO3), las bases fuertes (NaOH, KOH, Ba(OH)2) y la mayoría de las sales (NaCl, BaSO4, Na2CO3, NaHSO4) se ionizan completamente cuando se disuelven en agua. , así que use "==" en el medio de la ecuación de ionización.
5. La fórmula que utiliza los símbolos de los iones que realmente participan en la reacción para expresar la reacción se llama ecuación iónica.
Sobre la base de escribir correctamente ecuaciones químicas, los ácidos fuertes, las bases fuertes y las sales solubles se pueden escribir como ecuaciones iónicas. Otras no se pueden escribir en forma iónica.
6. Las condiciones para que se produzca la reacción de metátesis son que se genere al menos uno de entre precipitación, gas y agua.
7. El juicio correcto o incorrecto de ecuaciones iónicas incluye principalmente
①Conforme a los hechos
②Satisfacer la conservación (conservación de masa, conservación de carga, ganancia y pérdida de electrones)
③La división es correcta (se pueden dividir ácidos fuertes, bases fuertes y sales solubles)
④Las proporciones son correctas (las cantidades son diferentes).
8. Iones comunes que no pueden sobrevivir en grandes cantidades:
① Se produce una reacción de metátesis (generación de precipitación, gas, agua o ácido o álcali difícil de ionizar)
② Ocurre reacción de oxidación-reducción (MnO4-, ClO-, H++NO3-, Fe3+ y S2-, HS-, SO32-, Fe2+, I-)
③ Reacción de complejación ( Fe3+, Fe2+ y SCN-)
④ Prestar atención a las limitaciones de las condiciones implícitas (color, acidez y alcalinidad, etc.).
3. Reacción redox
1. La esencia de la reacción redox es la transferencia de electrones, y la característica de la reacción redox es el aumento o disminución de la valencia.
2. Perder electrones (desviar electrones) → aumentar la valencia → oxidarse → convertirse en un agente reductor después del aumento de precio, se genera un producto de oxidación; Los agentes reductores tienen propiedades reductoras.
Obtener electrones (electrones polarizados) → reducir la valencia → reducirse → convertirse en oxidante después de reducir el precio, generar un producto de reducción y el oxidante tiene propiedades oxidantes.
3. Los oxidantes comunes incluyen: Cl2, O2, H2SO4 concentrado, HNO3, KMnO4(H+), H2O2, ClO-, FeCl3, etc.
Los agentes reductores comunes incluyen: Al, Zn, Fe; C, H2, CO, SO2, H2S; SO32-, S2-, I-, Fe2+, etc.
4. Método para juzgar la fuerza redox
① Conozca la dirección de la reacción Solo conozca "un conjunto de fortalezas y debilidades"
② Cuanto más activo es el elemento metálico o no metálico, menos activo es el ion correspondiente (es decir, más débil la propiedad oxidante del ion metálico y cuanto más débil es la propiedad reductora del ion no metálico)
③También se puede juzgar la concentración, temperatura, grado de oxidación o reducción, etc. (cuanto más fácil es oxidar o reducir, más fuerte será la habilidad correspondiente).
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