1. Varios problemas candentes comunes
1. Constante de Evan Gadlow
(1) Condición: moles de gas a temperatura y presión normales El volumen aumenta y 22,4 No se pueden utilizar l/mol.
(2) Problema de estado: En el estado estándar, el H2O, el N2O4 y los hidrocarburos con más de 4 átomos de carbono son líquidos o sólidos; el SO3 y el P2O5 son sólidos, por lo que no se pueden utilizar 22,4 L/mol.
(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. La cantidad de Fe3, Al3, CO32--, ch 3c oo---, etc. Reducido debido a la hidrólisis. Fe3, Al3, CO32-, etc. Aumenta el número total de cationes o aniones en la solución debido a reacciones de hidrólisis.
(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).
2. Problemas con los iones* * *
(1) Los cationes básicos débiles sólo existen en soluciones fuertemente ácidas: Fe3, Al3, Zn2, Cu2, NH4, Ag, etc. Y el OH- no puede existir en grandes cantidades.
(2) Los aniones ácidos débiles sólo existen en soluciones alcalinas: ch 3c oo--, F--, CO32--, SO32--, S2-, po43--, alo 2--- Todos coexistir con H, pero no puede existir en grandes cantidades.
(3) El anión ácido de un ácido débil no puede existir en grandes cantidades en una solución fuertemente ácida o fuertemente alcalina. Cuando se encuentren con un ácido fuerte (H), generarán moléculas de ácido débil; cuando se encuentren con una base fuerte (OH-), generarán sales normales y agua: HSO 3--, HCO 3--, HS--, h2po 4. -- , HPO4 y así sucesivamente.
(4) Si los aniones y cationes pueden combinarse entre sí para formar sales insolubles o ligeramente solubles, se forma una gran cantidad de Ba2, Ca2 y CO32--, SO32--, PO43--, SO42-- -, etc. No se puede almacenar; Ag y Cl-, Br-, I-, etc. Ca2 y F-, c2o 42-etc.
(5) Si se produce una reacción de doble hidrólisis entre aniones y cationes, una gran cantidad de Al3 y HCO 3--, CO32--, HS--, S2--, alo 2--- no pueden precipitar Fe3 y CO32, CO32-, ALO 2-, etc.
(6) Si los aniones y cationes pueden sufrir reacciones redox, no pueden existir en grandes cantidades: Fe3 e I-, S2-, MnO 4 – ( H ) e I –, Br –, Cl –, S2 –, SO32–, Fe2, etc. NO3-(H) y I-, S2-, SO32-, Fe2, etc. ClO - y I - S2 - y SO32 - y así sucesivamente.
(7) Debido a la reacción de complejación u otras reacciones, una gran cantidad de * * * no se puede almacenar: Fe3 y SCN- y f–, etc. (alf 63-–).
(8) Además, existe una solución que reacciona con Al para generar hidrógeno (posiblemente H; posiblemente OH-, y cuando contiene H, no debe contener NO3-); = 10–13mol/L (puede ser una solución ácida o una solución alcalina), etc.
3. Ecuación termoquímica
(1) △ h = energía total de los productos - energía total de los reactivos.
=Energía total de enlace de los reactivos -Energía total de enlace del producto
Nota: ① Cuando la misma ecuación termoquímica se expresa mediante diferentes coeficientes de medición, el valor de △H es diferente; Calor El coeficiente estequiométrico en la ecuación química representa la cantidad de la sustancia; ③ La energía está relacionada con el estado condensado de la sustancia, y el estado de la sustancia debe anotarse en la ecuación termoquímica ④ " " en △h indica endotermia; utilice "-" para indicar exotermia; ⑤ Al calcular el número de enlaces químicos contenidos en 1 mol de una sustancia, primero se debe distinguir el tipo de cristal. El cristal molecular depende de su estructura molecular (por ejemplo, P4 contiene 6 enlaces P-P, y C60 contiene 30 enlaces C=C y 60 enlaces C-C. El cristal atómico depende de su estructura cristalina, prestando especial atención al uso de enlaces químicos). (por ejemplo, 1 mol de SiO2 contiene 4 moles) ⑥En la ecuación termoquímica que expresa el calor de combustión de los combustibles, el precoeficiente de los combustibles es 1. Tenga en cuenta que el agua producida es líquida.
(2) Cuanto mayor es la energía de enlace de los enlaces químicos contenidos en las moléculas de la sustancia, más energía se libera cuando se forman los enlaces, menor es la energía de la sustancia misma y más estable es la molécula es.
(3) Ley de Guth: Bajo ciertas condiciones, ya sea que una reacción química se complete en un paso o en varios pasos, el efecto térmico de la reacción es el mismo. En otras palabras, el calor de reacción solo está relacionado con el estado inicial y el estado final de la reacción, y no tiene nada que ver con la trayectoria de la reacción (nota: al calcular la correlación, el calor debe calcularse con " " y "- ").
Por ejemplo, △ H1 = △ H2 △ H3.
4. Tasa periódica de elementos y tabla periódica de elementos
(1) Determinar la resistencia de metales o no metales
Resistencia de metales y no metales fortaleza.
①La alcalinidad del hidrato de óxido de mayor valencia ①La acidez del hidrato de óxido de mayor valencia
②Reacciona con agua o ácido para desplazar H2 ②Fácil de combinar con H2 o Produce estabilidad de hidruro.
③Los metales activos pueden reemplazar a los metales inactivos en soluciones salinas; ③Los elementos no metálicos activos pueden reemplazar a los elementos no metálicos menos activos.
(2) Comparar radios de partículas.
①Para partículas con la misma carga nuclear, cuantos más electrones, mayor es el radio: radio del catión Fe3; Na < Na; electrones, cuanto mayor es la carga nuclear, menor es el radio. Es decir, para partículas con la misma estructura de capa de electrones, cuanto mayor es la carga nuclear, menor es el radio.
Por ejemplo: ① Partículas con la misma estructura de capa electrónica que He: H –> Li > Be2
② Partículas con la misma estructura de capa electrónica que Ne: O2 –> F – > Na > Mg2 > Al3
③Partículas con la misma estructura de capas electrónicas que Ar: S2 –> Cl –> K > Ca2
③Partículas con diferente número de electrones y carga nuclear.
Grupo homólogo: Ya sea un metal o un no metal, tanto el radio atómico como el radio iónico aumentan de arriba a abajo.
Misma periodicidad: El radio atómico disminuye de izquierda a derecha.
Los aniones y cationes deben estar separados en comparación con los radios iónicos de los elementos periódicos. El radio de los aniones formados por elementos no metálicos es al mismo tiempo mayor que el radio de los cationes formados por elementos metálicos.
Por ejemplo: na < cl-; En el tercer período, Cl tiene el radio atómico más pequeño y Al3 tiene el radio iónico más pequeño.
(3) Estructura periódica de elementos
(4) Relación entre posición, estructura y género
2. Problemas en diagramas de bloques inorgánicos
1. Color en química de secundaria
(1) Reacción de llama: Na (amarillo), K (púrpura, a través de vidrio azul cobalto)
(2) Solución coloreada: Fe2 (verde claro), Fe3 (amarillo), Cu2 (azul), MnO 4-– (rojo violeta) y Fe(SCN)3 (rojo sangre).
(3) Sólidos coloreados: Rojo: Cu, Cu2O, Fe2O3; Sólido marrón rojizo: Fe(OH)3; Sólido azul: Cu(OH)2; Sólido negro: CuO, FeO, FeS, CuS, Cu2S, Ag2S, PbS; sólido amarillo claro: S, Na2O2, AgBr; sólido amarillo: AgI, Ag3PO4 (soluble en ácido nítrico diluido: Fe(OH)2, CaCO3, BaSO4, AgCl, BaSO3, etc.). .
(4) Cambios de color durante la reacción
①El Fe2 reacciona con el OH-: se produce un precipitado floculento de color blanco, que rápidamente vira a gris verdoso y finalmente a marrón rojizo.
② Cuando I2 encuentra una solución de almidón: la solución se vuelve azul.
③Añadir exceso de agua con bromo concentrado al fenol: se producirá un precipitado blanco (el tribromofenol es soluble en fenol, benceno y otras materias orgánicas).
④ Añadir solución de FeCl3_3 al fenol: la solución se vuelve violeta.
⑤ Fe3 y SCN-: La solución es de color rojo sangre.
⑥Solución de proteínas y ácido nítrico concentrado: aparece turbidez amarilla (desnaturalización de las proteínas).
2. Gases en química de secundaria
(1) Elementos gaseosos comunes: H2, N2, O2 y Cl2.
(2) Gases coloreados: Cl2 (amarillo-verde), vapor de bromo (rojo-marrón), NO2 (rojo-marrón).
(3) Gases licuables: NH3, Cl2 y SO2.
(4) Gases tóxicos: F2, O3, HF, Cl2, H2S, SO2, CO, NO (el NO y el CO pueden perder capacidad de transporte de oxígeno con la hemoglobina), NO2 (debe prepararse en humo capucha) .
(5) Gases fácilmente solubles en agua: NH3, HCl, HBr; gases hidrosolubles: NO2 y SO2; gases hidrosolubles: CO2, Cl2;
(6) Gas de blanqueo: Cl2 (húmedo), O3, SO2.
Nota: El Cl2 (húmedo) y el O3 se blanquean debido a una fuerte oxidación (HClO presente en el Cl2 húmedo); el SO2 se combina con sustancias coloreadas para blanquear, produciendo sustancias incoloras inestables que son porosas debido al blanqueamiento; debido a su estructura y adsorción de sustancias coloreadas.
(7) El gas que puede hacer que la solución de prueba de fuego se vuelva roja primero y luego se desvanezca es el Cl2 (el SO2 hace que la solución de prueba de fuego se vuelva roja).
(8) Gases que pueden cambiar el color de la solución magenta: SO2 (se vuelve rojo cuando se calienta) y Cl2 (aparece un precipitado blanco cuando se añade la solución de AgNO3).
(9) Gas que puede tornar azul el sulfato de cobre anhidro: el vapor de agua.
(10) Gases que pueden tornar azul el papel de prueba de almidón y yoduro de potasio húmedo: Cl2, Br2, NO2, O3.
(11) Gases que no se pueden secar con ácido sulfúrico concentrado: NH3, H2S, HBr y HI.
(12) Gases que no se pueden secar con CaCl2 anhidro: NH3 (motivo: CaCl2? 8NH3).
3.
(1) Elemento compuesto 1 compuesto 2
2 FeCl 2 Cl2 2 FeCl 3 4Fe(OH)2 O2 2H2O 4Fe(OH)3
2 na2so 3 O2 2 na2so 4 2 FeCl 3 Fe 3 FeCl 2
(2) Descomposición de ácidos y álcalis insolubles
H2SiO3 Sílice H2O Hidróxido de magnesio H2O
2Fe( OH)3 fe2o 3 3H2O 2Al(OH)3 al2o 3 3H2O
(3) Descompone ácidos y bases inestables
2 hclo 2 HCl O2 ↑4 HNO 3 4 NO2 ↑ O2 ↑ 2H2O
NH3? H2O NH3 ↑ H2O H2SO3 SO2 ↑ H2O
(4) Descomposición de sales inestables
NH4Cl NH3 ↑ HCl ↑ 2AgBr 2Ag Br2
CaCO3 CaO CO2 ↑2 nah co 3 na2co 3 CO2 ↑ H2O;
(5) Metal de reemplazo de metal: Fe Cu2 Cu Fe2, 2Al Fe? 2o 3·2Fe al2o 3
(6) Reemplazo de metal no metálico: 2na 2h2o 2 NaOH H2 = Zn 2h Zn2 H2 =
2mg CO2 2 MgO c3fe 4H2O fe3o 4 4h 2 ↑
(7) Reemplazo no metálico de no metal: 2f2 2h2o4hf O2 Cl2 H2S (HBR, Hi) 2HCl S (Br2, I2).
2C SiO2 Si 2CO ↑ C H2O CO H2
3c L2 2 NH3·N2 6 HCl·Si 4HF·Si F4 2 H2
(8) No Metal de sustitución de metal: H2 Kukukuku H2O C 2cuo2cu CO2 =
Algunos tipos especiales de reacciones
(1) Complejo complejo simple complejo
Cl2 H2O HCl HClO. 2H2S 3o 22so 2 2H2O
4nh 3 5o 2 4NO 6H2O CH4 2o 2 CO2 2H2O
(2) Elemento compuesto compuesto
4nh 3 6NO 5 N2 6H2O 2H2S so23s 2H2O
2na2o 2 2H2O 4 NaOH O2 ↑NaH H2O NaOH H2 ↑
2na 2 o 2 2co 2 2na 2 CO 3 O2 CO H2O CO2 H2
(3) Reacción de algunos compuestos especiales con agua
①Peróxido metálico: 2Na2O2 2H2O4 NaOH O2 =
②Nitruro metálico: mg3n2 3h23mg (oh)2 2nh3 =
③Sulfuro metálico: Al2S3 6H2O2 Al (OH)3 3H2S =
CaS 2H2O Ca(OH)2 H2S
④Carburo metálico: cac2 2h2o ca (oh)2 c2h2 =
al4c 3 12H2O 4Al(OH)3 3c H4 ↑
⑤Hidruro metálico: nah H2O NaOH H2 =
⑥Fosfuro metálico: ca3p2 6h23ca (oh)2 2ph3 =
⑦Haluros no metálicos: ncl 3 3h2o 3 3 hclopcl 3 3 H2 h3po 3 3 HCl.
sicl 4 3H2O h2sio 3 4 HCl socl 2 H2O 2 HCl SO2 ↑
(4) Reacción de doble hidrólisis
① Al3 (o Fe3) y HCO 3 -–, CO32 –: Al3 3 HCO 3–Al(OH)3↓ 3 CO2 =
2Al 3 3co 32 – 3H2O 2Al(OH)3↓ 3co 2 ↑
② Al3 y HS –, S2 –: Al3 3HS – 3H2O al(OH)3↓ 3H2S =
2Al 3 3s 2 – 6H2O 2Al(OH)3↓ 3H2S↓
③ Al3 Y alo 2 –: Al3 3al 2 – 6h 204 al(OH)3↓
(5) Algunas reacciones a alta temperatura
3Fe 4H2O Fe3O4 4H2 ↑ 2Al Fe? 2o 3·2Fe al2o 3
Carbono H2O cobalto H2 carbonato cálcico óxido cálcico dióxido de carbono
CaCO3 SiO 2 casio 3 CO2 ↑ na2co 3 SiO 2 na 2 SiO 3 CO2 ↑
(6) Sustancias que pueden oxidarse continuamente
①Elemento: Na Na2O Na2O2 C CO CO2.
N2 NO NO2 P P2O3 P2O5 S SO2 SO3
②Compuestos: CH4 CO CO2 NH3 NO NO2.
H2S Azufre (o SO2) SO2 SO3 CH3CH2O CH3CHO CH3COOH
CH3OH HCHO HCOOH CO2
5.
(1) Eliminación de impurezas (impurezas entre paréntesis)
① C2H6 (C2H4, C2H2): agua con bromo, lavado con aire (o solución ácida de permanganato de potasio, solución de NaOH, lavado con aire secuencia).
② C6H6 (C6H5-CH3): Solución ácida de permanganato potásico y solución de NaOH, separadas.
③ C2H5-BR (BR2): Solución de Na2CO3, separación (principalmente considerando que C2H5Br se puede hidrolizar bajo la acción del NaOH).
④ c6h5-br(br2): solución de NaOH, separada.
⑤ C2H5-OH (H2O): Añadir cal viva fresca y destilar.
⑥ C6H6 (C6H5-OH): Solución de NaOH, separada (o directamente destilada).
⑦ CH3COOC2H5 (CH3COOH, C2H5OH): solución saturada de carbonato de sodio, separada.
⑧ C2H5OH (CH3COOH): NaOH, destilado.
(2) Separación
① C6H6 y C6H5OH: solución de NaOH, separar, el líquido superior es benceno, luego pasar el exceso de CO2 al líquido inferior, separar el líquido, el líquido inferior; es Fenol (o recoger el destilado a diferentes temperaturas).
② C2H5OH y CH3COOH: NaOH, destilar para recoger C2 H5 oh; luego agregar ácido sulfúrico al residuo y obtener CH3COOH por destilación.
Cuarto, experimentos químicos
1. Antes y después de los experimentos químicos
(1) Al calentar el tubo de ensayo, primero debe calentarse uniformemente y luego localmente. .
(2) Una vez completada la recolección de gas mediante el método de drenaje, primero retire el conducto y luego saque la lámpara de alcohol.
(3) Al producir gas, verifique la estanqueidad del dispositivo antes de cargarlo.
(4) Al diluir ácido sulfúrico concentrado, vierta lentamente ácido sulfúrico concentrado en agua y revuelva mientras agrega.
(5) Al encender gases combustibles como H2, CH4, C2H4, C2H2, etc., primero se debe comprobar la pureza del gas.
(6) Al probar los elementos halógenos de las moléculas de hidrocarburos halogenados, agregue HNO3 diluido al hidrolizado para neutralizar la solución alcalina y luego agregue la solución de AgNO3.
(7) Al detectar gases como NH3 (usando papel tornasol rojo) y Cl2 (usando papel de prueba KI de almidón), humedezca el papel de prueba con agua destilada antes de entrar en contacto con el gas.
(8) En el experimento de titulación de neutralización, la bureta y la pipeta limpiadas con agua destilada deben humedecerse primero con el líquido a llenar.
(9) Durante el experimento de reacción de la llama, cada vez que se sumerge el alambre de platino en ácido clorhídrico diluido y se pone al fuego, se quema hasta que quede incoloro y luego se realiza el siguiente experimento.
Al utilizar (10)H2 para reducir CuO, introducir primero H2 y luego calentar. Una vez completada la reacción, primero retire la lámpara de alcohol y luego deje de fluir H2 después de enfriar.
(11) Cuando pruebe los hidrolizados de sacarosa y almidón, agregue NaOH para neutralizar el ácido sulfúrico catalítico y luego agregue la suspensión de Cu(OH)2 recién preparada o la solución de amoníaco de plata.
2. Termómetros en experimentos de química de la escuela secundaria
(1) Medición de la temperatura de líquidos: como medir la solubilidad de sustancias en el laboratorio, producción de etileno, etc.
(2) Medición de la temperatura del vapor: por ejemplo, destilación de aceite en el laboratorio; medición del punto de ebullición del etanol, etc.
(3) Mida la temperatura del baño de agua: si la temperatura afecta la velocidad de reacción; nitración del benceno; sulfonación del benceno; producción de resina de espejo de plata fenólica;
3. Dispositivos experimentales comunes
(1) Generador de gas: tipo de calentamiento sólido y sólido; tipo de calentamiento sólido y líquido;
(2) Varios dispositivos anti-succión: se utilizan para evitar que el líquido sea succionado.
(3) Dispositivos de purificación comunes y dispositivos de absorción de gases de escape
①Dispositivos de purificación comunes: se utilizan para eliminar gases impurezas en el gas.
②Dispositivo de absorción de gases de escape ordinario: se utiliza para absorber los gases de escape.
(4) Dispositivo de medición de gas común: utilice el método de drenaje de líquido para medir el volumen de gas.
(5) Dispositivos de filtración, destilación y separación de líquidos
4 Separación y purificación de sustancias
(1) Métodos comunes de separación y purificación de sustancias
Ejemplos del alcance de aplicación del método
Al purificar la sal gruesa de una mezcla de sólidos y líquidos insolubles mediante filtración, la sal gruesa se disuelve en agua y se filtra para eliminar las impurezas insolubles.
La cristalización separa mezclas sólidas cuya solubilidad cambia mucho con la temperatura, y separa mezclas de KNO3 y NaCl.
Evaporar para eliminar el disolvente volátil de la solución y extraer la sal de la salmuera.
Destilar y separar mezclas líquidas de alto punto de ebullición del alcohol común para preparar alcohol anhidro.
Extraer sustancias fácilmente solubles en un determinado disolvente. Extraiga I2 del agua I2 utilizando tetracloruro de carbono.
Separación de mezclas líquidas inmiscibles para separar una mezcla de agua y benceno.
(2) Métodos químicos comúnmente utilizados para la separación y purificación de sustancias.
(1) Método de disolución: método que utiliza disolventes (o reactivos) especiales para disolver y eliminar impurezas o extraer sustancias purificadas.
(2) Método de precipitación: convertir impurezas en precipitados y eliminarlas mediante reacciones de precipitación, o convertir sustancias purificadas en precipitados y separarlas.
③Método de conversión: método para convertir impurezas en sustancias purificadas y eliminarlas.
(4) Método de descomposición térmica: método de eliminación de impurezas mediante la conversión de impurezas en gas mediante calentamiento.
⑤Método ácido-base: ajuste el valor del pH de la solución agregando ácido y álcali para convertir las impurezas en precipitados y eliminarlos.
⑥ Método de oxidación-reducción: Al añadir oxidantes o agentes reductores, las impurezas se convierten en gases, precipitados u otras sustancias y se eliminan.
⑦Método de intercambio iónico: utilice resina de intercambio iónico para eliminar iones específicos de la solución.
5. Métodos comunes de detección de iones
Principales fenómenos de los métodos de detección de iones
H indicador ácido-base; carbonato de zinc metálico activo, etc. Cambia de color y produce gas hidrógeno y dióxido de carbono.
Na, K reacción de llama sodio "amarillo" potasio "púrpura"
Al3 OH-– forma un precipitado blanco, y luego el precipitado blanco se disuelve para formar una solución incolora.
La solución de Fe3 KSCN y la solución de NaOH se vuelven rojas y producen un precipitado de color marrón rojizo.
La solución de NH4 NaOH produce gas cuando se calienta, lo que puede hacer que el papel tornasol rojo húmedo se vuelva azul.
Oh, la solución de fenolftaleína se pone roja.
El Cl-AgNO3_3 y el ácido nítrico diluido producen un precipitado blanco que es insoluble en ácido nítrico diluido.
Las soluciones de HCl y BaCl2 diluidas en SO42 producen un precipitado blanco que es insoluble en HCl.
CO32: el ácido clorhídrico y el agua de cal clara producen un gas incoloro e inodoro que enturbia el agua de cal clara.
Estructura y propiedades del verbo (abreviatura de verbo)
1. Estructura y propiedades atómicas
Núcleo: isótopos, peso atómico-propiedades físicas
(1) Átomo (AZX)
Electrones externos - propiedades químicas
(2) Las propiedades químicas de un elemento están determinadas principalmente por el número de electrones en la capa más externa y el radio atómico.
Por ejemplo, el número de electrones en la capa más externa es el mismo, pero el radio es diferente (los elementos del grupo principal son los mismos) y las propiedades cambian gradualmente.
El número de electrones en la capa más externa de Li y Mg, Be y Al es diferente. Los radios son similares y las propiedades son similares.
(3) Configuración electrónica extranuclear (elementos maestros 1 ~ 36)
(1) Principio de energía mínima: los electrones primero se descargan de capas de energía y niveles de energía con baja energía, y luego Expulsa capas de energía y niveles de energía con alta energía desde adentro hacia afuera (tanto las capas de energía como los niveles de energía afectan la energía de los electrones).
(2) Principio de exclusión de burbujas: Hay como máximo dos electrones con espines opuestos dispuestos en cada órbita atómica, es decir, no hay dos electrones fuera del núcleo que tengan el mismo estado de movimiento.
(3) Ley de Hunter: Cuando los electrones están dispuestos en diferentes órbitas con la misma energía, deben ocupar en la medida de lo posible orbitales atómicos diferentes
Cuando los electrones en la órbita están; medio lleno, lleno Cuando está vacío o vacío, la energía del sistema es la más baja.
(4) Comparación de la energía de ionización: primero, escriba la disposición de los electrones periféricos de la partícula y luego compárela de acuerdo con la energía mínima del sistema según los datos de energía de ionización del átomo, la capa más externa; También se puede inferir del átomo Número de electrones.
(5) Electronegatividad: Capacidad que tienen los átomos de un elemento para atraer electrones. Cuanto mayor es la electronegatividad de un elemento, más fuerte es la naturaleza no metálica del elemento; cuanto menor es la electronegatividad de un elemento, más fuerte es la naturaleza metálica del elemento. Cuando los elementos con mayor electronegatividad forman compuestos, los compuestos se vuelven más iónicos (forman enlaces iónicos).
2. Estructura molecular y propiedades
(1) Enlaces químicos - propiedades químicas (determina la estabilidad de la molécula)
Enlaces iónicos* * *Enlaces de valencia Enlaces metálicos
Partículas unidas, átomos de aniones y cationes, iones metálicos y electrones libres
Interacción electrostática entre partículas * * *Interacción electrostática con electrones
Enlace La razón es que hay metales electrónicos desapareados en los átomos enlazantes de metales activos (como 1A, IIA) y no metales activos (como VI A, VIIA).
(2) Teoría del enlace químico
① * * *Teoría del enlace de valencia (VB): * * *La formación de enlaces de valencia es en realidad el emparejamiento de electrones. Esta teoría no puede explicar la formación de moléculas de metano a partir de carbono.
②Teoría de orbitales mixtos: Orbitales con energía similar se pueden fusionar en varios orbitales equivalentes con la misma energía. Se utiliza para explicar que el carbono puede formar moléculas de metano (en realidad, los átomos de carbono se hibridan con sp3 para formar cuatro orbitales fusionados y luego se combinan con el hidrógeno). Después de la hibridación, aumenta la capacidad de unión de los átomos.
③ Teoría de la repulsión de pares de electrones en la capa de valencia.
A. Los pares de electrones de valencia (incluidos los pares de electrones de enlace y los pares de electrones solitarios) en la molécula se mantienen lo más separados posible debido a la repulsión mutua. Cuanto menor es el ángulo entre los pares de electrones, mayor es la fuerza repulsiva.
B. Dado que el par de electrones solitario sólo es atraído por un núcleo atómico, la nube de electrones es relativamente "gorda", por lo que el orden de la fuerza repulsiva entre los pares de electrones es: el par de electrones solitario y el Los pares de electrones enlazantes son mayores que los pares de electrones enlazantes y los pares de electrones enlazantes (por lo que se utiliza la hibridación sp3 y los ángulos de enlace en las moléculas de CH4, NH3 y H2O en el tetraédrico regular disminución de la configuración en secuencia).
C. El número de pares de electrones de valencia en la partícula es n = (el número de electrones de valencia en el átomo central, el número de electrones de valencia proporcionados por cada átomo coordinador, el número de cargas transportadas por la partícula)/2 (cuando la partícula está cargada negativamente, " ", "-" cuando está cargada positivamente). El número de electrones de valencia de un elemento del grupo principal es igual al número de electrones en la capa más externa. Cuando el hidrógeno y el halógeno sirven como átomos coordinadores, se proporciona un electrón; cuando los elementos del Grupo VIa sirven como átomos coordinadores, no se considera que se proporcionen electrones (la forma híbrida del átomo central puede determinarse por el número de pares de electrones de valencia: cuando el número de pares de electrones es 2, 3 y 4, el átomo central adopta hibridación sp, sp2, sp3 respectivamente).
d Cuando el átomo coordinador no es hidrógeno, elementos del grupo VI a o del grupo VII a, podemos utilizar el principio isoelectrónico para encontrar su cuerpo isoelectrónico familiar y determinar su configuración.
④Principio isoelectrónico
a Las moléculas o iones con el mismo número de átomos y el mismo número total de electrones (o electrones de valencia) tienen las mismas características estructurales.
bIsoelectrones comunes: N2, co, cn-, C22- (el número total de electrones es 14e--, hay tres enlaces
CO2, CS2, COS, BeCl2); , N3 —, SCN, SCN (el número de electrones de valencia es 16e—, todos son lineales);
BCl3, CO32--, SiO 32--, NO3-- (el número de electrones de valencia es 24e--, todos son planos) Triángulo equilátero);
NCl3, PCl3, NF3, PF3, SO32-- (el número de electrones de valencia es 24e--, todos son pirámides triangulares);
SiCl4, CCl4, SiO 44--, SO42--, PO43-- (el número de electrones de valencia es 24e--, todos son tetraedros regulares).
(3) Polaridad molecular: si coinciden los centros de gravedad de las cargas positivas y negativas de la molécula.
(1) Está relacionado con la polaridad del enlace; ②Está relacionado con la configuración espacial de la molécula.
La polaridad de la configuración espacial de moléculas polares con enlaces angulares
A2 H2, N2, Cl2, etc. -Moléculas lineales apolares con enlaces apolares.
¿AB HCl, NO, CO, etc.? Moléculas polares lineales con enlaces polares
AB2 CO2, CS2 y otras moléculas lineales no polares con 180 enlaces polares.
El H2O, el H2S y otras moléculas polares tienen enlaces polares en forma de "V" < 180.
Molécula SO2 120 enlaces polares Molécula polar triangular
ABC COS 180 enlaces polares Molécula polar lineal
Molécula AB3 BF3 120 enlaces polares Moléculas triangulares no polares
NH3, PCl3 y otras moléculas < 109,5 enlace polar moléculas polares piramidales triangulares.
AB4 CH4, CCl4 y otras moléculas son moléculas no polares tetraédricas regulares con enlace polar 109,5.
(4) Principio de compatibilidad similar: polaridad similar, mutuamente soluble, cuanto mayor es la diferencia de polaridad, menor es la solubilidad.
Por ejemplo, el agua es una molécula altamente polar, y el HX y el NH3 altamente polares son fácilmente solubles en agua.
Los compuestos orgánicos son moléculas débilmente polares o no polares, y pueden; Disolvernos unos a otros.
(5)***Tipo de enlace de valencia
①Si el par de electrones está desplazado: enlace polar y enlace apolar.
②Método de unión: enlace delta cabeza a cabeza; enlace pi lado a lado. Las nubes de electrones se superponen más cuando se encuentran en las cabezas, por lo que los enlaces delta son más estables que los enlaces pi. Cuando se forman múltiples enlaces de valencia entre dos átomos, primero se forma un enlace δ y el resto solo puede formar enlaces π.
(6) Fuerzas intermoleculares y enlaces de hidrógeno - propiedades físicas
(1) Fuerzas intermoleculares - fuerzas de van der Waals
Para moléculas con composición y estructura molecular similar Para una sustancia, cuanto mayor es la masa molecular relativa, mayor es la fuerza de Van der Waals y mayores son sus puntos de fusión y de ebullición.
Por ejemplo, punto de ebullición F2 < Cl2 < br2 < I2.
②Enlace de hidrógeno
A. Factores que forman enlaces de hidrógeno: contienen n, o, f, y contienen h directamente conectados a n, o, f.
B. La influencia de los enlaces de hidrógeno en las propiedades del material: La formación de enlaces de hidrógeno intermoleculares requiere que la sustancia supere los enlaces de hidrógeno intermoleculares durante el proceso de fusión o vaporización, lo que aumenta el punto de fusión y el punto de ebullición de la sustancia. sustancia; intermolecular La formación de enlaces de hidrógeno puede promover la disolución mutua de sustancias que pueden formar enlaces de hidrógeno.
3. Estructura cristalina y propiedades - propiedades físicas
(1) Tipos y propiedades de los cristales
Cristales iónicos, cristales moleculares, cristales atómicos, cristales metálicos
Iones metálicos y electrones libres que forman los átomos de las partículas, aniones y moléculas de cationes.
Interacción entre partículas Enlace iónico Fuerza intermolecular Enlace de valencia Enlace metálico
¿Existe una sola molécula? No, no, no, no.
Hay puntos de fusión altos y bajos y puntos de ebullición altos y bajos.
Alta dureza, baja dureza, alta dureza, alta dureza.
Los cristales conductores no conducen la electricidad.
Cristales conductores disueltos en agua o en estado fundido o cristales que no conducen la electricidad en estado fundido.
Algunos cristales sí pueden. Conducen la electricidad después de disolverse en agua, los cristales son cristales semiconductores o aislantes.
(2) Comparación del punto de fusión y punto de ebullición de los cristales.
Reglas generales: cristales atómicos > cristales iónicos > cristales moleculares.
① Cristal iónico: Cuanto mayor es la energía reticular del cristal iónico, más fuerte será el enlace iónico y mayor será el punto de fusión y el punto de ebullición del cristal.
Comparación de energía reticular: Cuantas más cargas lleven los aniones y cationes, menor será el radio y mayor será la energía reticular.
Por ejemplo: MgO > NaCl (Mg2 tiene un radio pequeño y una carga grande).
FeO > NaCl (El Fe2 tiene el mismo número de capas electrónicas que el Cl- y el O2- tiene el mismo número de capas electrónicas que el Na, pero la carga iónica en el FeO es mayor).
②Cristales moleculares: Cristales moleculares de composición y estructura similar. Cuanto mayor es la masa molecular relativa, más fuerte es la fuerza intermolecular y mayor es el punto de fusión y el punto de ebullición del cristal.
Por ejemplo: F2 < Cl2 < br2 < I2.
Además, cuando las moléculas forman enlaces de hidrógeno intermoleculares, los puntos de fusión y ebullición de los cristales moleculares aumentan.
Por ejemplo, en el siguiente ciclo, los puntos de fusión y ebullición del NH3, H2O y HF son superiores a los de la misma familia de hidruros.
③Cristal atómico: cuanto más pequeño es el radio atómico, más corta es la longitud del enlace, mayor es la energía del enlace, más fuerte es el enlace y mayor es el punto de fusión y el punto de ebullición del cristal.
Por ejemplo: diamante>sílice>esmeril>silicio cristalino.
④ Cristal metálico: Cuantas más cargas lleven los iones metálicos, menor será el radio, más fuerte será el enlace metálico y mayor será el punto de fusión y el punto de ebullición del cristal.
Por ejemplo: na < mg < al.
(3) Determinación de la fórmula química del cristal
① Estructura molecular: cada partícula en la estructura molecular pertenece a una molécula y la fórmula se escribe en función del número de partículas en la estructura. es su fórmula química.
②Estructura cristalina
Método de asignación: la fórmula escrita mediante la relación entera más simple del número de partículas calculada en función de la contribución de cada partícula a la unidad estructural en la estructura cristalina es su fórmula química.
Método de proximidad: una fórmula escrita de acuerdo con la proporción entera más simple del número de otras partículas alrededor de cada partícula en la estructura cristalina. La suma más cercana a ella es su fórmula química.
(4) Cristal metálico
①La conductividad eléctrica, la conductividad térmica y la ductilidad de los metales están relacionadas con los electrones libres.
(2) El método de apilamiento de cristales metálicos.
Apilamiento hexagonal (magnesio, zinc, etc.): el número de coordinación es 12; apilamiento cúbico centrado en las caras (aluminio, cobre, etc.): el número de coordinación es 12
Cuerpo; -apilamiento cúbico centrado (sodio, potasio, etc.): el número de coordinación es 8.
4. Complejo
Na3AlF6: Existen enlaces iónicos (entre Na y AlF63-) y enlaces de coordinación (entre Al3 y F-).
Ag(NH3)2OH: Existen enlaces iónicos (entre Ag(NH3)2 y OH-) y enlaces de coordinación (entre Ag y NH3).
Verbo intransitivo química y medio ambiente
1. Agujero de ozono
(1) Contaminantes: CF2Cl2, óxidos de nitrógeno, etc.
(2) Mecanismo: El CF2Cl2 genera átomos de cloro bajo la acción de los rayos ultravioleta a gran altura, que sirve como catalizador para la descomposición del O3. Los óxidos de nitrógeno se utilizan directamente como catalizadores para la descomposición del O3.
(3) Daño: el aumento de la radiación ultravioleta aumentará el número de personas que padecen enfermedades infecciosas respiratorias; la radiación ultravioleta excesiva también aumentará la incidencia de cáncer de piel y cataratas. La fuerte radiación ultravioleta promueve el envejecimiento de la piel; Agrava el smog urbano, acelera el envejecimiento de materiales orgánicos como el caucho y el plástico y decolora la pintura de los automóviles.
2. Lluvia ácida (valor de pH inferior a 5,6)
(1) Contaminantes: óxidos de nitrógeno y óxidos de azufre.
(2) El daño de la lluvia ácida: puede invadir los tejidos profundos de los pulmones, provocando edema pulmonar, muerte y otras enfermedades, provocando la acidificación de ríos y lagos, afectando gravemente el crecimiento de los animales acuáticos y; plantas; destruyen el suelo, la vegetación y los bosques; corroen la pintura, el cuero, los textiles y los materiales de construcción; el contenido de aluminio, cobre, zinc y cadmio en el agua es muchas veces mayor que el del agua subterránea neutra.
(3) Tratamiento de la lluvia ácida
① Fijación de azufre a base de calcio: S O2 SO2, SO2 CaCaCaSO 3, 2cSO 3 O2 2cSO 4 (convertir residuos en tesoros).
②Tratamiento de gases de cola
A. Método de absorción de amoniaco: 2nh3 SO2 H2O (NH4) 2SO3.
(NH4)2so 3 h2so 4 SO2 = H2O (NH4)2so 4 (como fertilizante)
B. Método de absorción de la lechada de cal: SO2 Ca(OH)2caso3 H2O.
2CaSO3 O2 4H2O 2CaSO4?2H2O (Yeso, que convierte los residuos en tesoros)
c Método de absorción de solución saturada de Na2SO3: Na2SO3 SO2 H2O2 nahso3.
2 nahso3Na2SO3 SO2 = H2O (Na2SO3 se puede reciclar)
3. Efecto invernadero
(1) Contaminantes: CO2, CH4 (aproximadamente el 1% del CO2 20 veces) etc.
(2) Daño: El calentamiento global cambia los patrones de circulación de la atmósfera y el océano, exacerbando los peligros del fenómeno "El Niño"; el calentamiento global también derrite los glaciares polares y eleva los niveles del mar; reflujo de agua de mar.
4. Contaminación blanca
Contaminantes: vajillas de plástico desechables, bolsas de plástico.
5. Smog fotoquímico
(1) Contaminantes: óxidos de nitrógeno e hidrocarburos.
(2) Mecanismo: bajo la acción de los óxidos de nitrógeno, el O2 del aire se convierte en O3 y el O3 puede oxidar los hidrocarburos en sustancias acilas. Los principales componentes del smog fotoquímico son los óxidos de nitrógeno, el O3 y las sustancias acilo.
6. Marea roja y floración de algas
La marea roja es el resultado de la eutrofización del agua de mar. La eutrofización se refiere al círculo vicioso de los ecosistemas marinos cuando la concentración de N, P y otros nutrientes vegetales en lagos y océanos excede un cierto valor.
Cuando la eutrofización se produce en un río o lago interior, se denomina floración.
7. Gas contaminante interior: formaldehído.