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>>>> 1、溶解性規(guī)律 ——見溶解性表； >>>> 2、常用酸、堿指示劑的變色范圍 指示劑 PH的變色范圍： 甲基橙 <3.1紅色 3.1——4.4橙色 >4.4黃色 酚酞 <8.0無色 8.0——10.0淺紅色 >10.0紅色 石蕊 <5.1紅色 5.1——8.0紫色 >8.0藍色 >>>> 3、在惰性電極上，各種離子的放電順序 陰極(奪電子的能力)：Au3+ >Ag+>Hg2+ >Cu2+ >Pb2+ >Fa2+ >Zn2+ >H+ >Al3+>Mg2+ >Na+ >Ca2+ >K+ 陽極(失電子的能力)：S2- >I- >Br– >Cl- >OH- >含氧酸根 注意：若用金屬作陽極，電解時陽極本身發(fā)生氧化還原反應(Pt、Au除外) >>>> 4、雙水解離子方程式的書寫 (1)左邊寫出水解的離子，右邊寫出水解產(chǎn)物； (2)配平：在左邊先配平電荷，再在右邊配平其它原子； (3)H、O不平則在那邊加水。 例：當Na2CO3與AlCl3溶液混和時： 3 CO32- + 2Al3+ + 3H2O = 2Al(OH)3↓ + 3CO2↑ >>>> 5、寫電解總反應方程式的方法 (1)分析：反應物、生成物是什么； (2)配平。 例：電解KCl溶液： 2KCl + 2H2O == H2↑ + Cl2↑ + 2KOH 配平： 2KCl + 2H2O == H2↑ + Cl2↑ + 2KOH >>>> 6、將一個化學反應方程式分寫成二個 電極反應的方法 (1)按電子得失寫出二個半反應式； (2)再考慮反應時的環(huán)境(酸性或堿性)； (3)使二邊的原子數(shù)、電荷數(shù)相等。 例：蓄電池內(nèi)的反應為：Pb + PbO2 + 2H2SO4 = 2PbSO4 + 2H2O ，試寫出作為原電池(放電)時的電極反應。 寫出二個半反應： Pb –2e- → PbSO4 PbO2 +2e- → PbSO4 分析：在酸性環(huán)境中，補滿其它原子，應為： 負極：Pb + SO42- -2e- = PbSO4 正極：PbO2 + 4H+ + SO42- +2e- = PbSO4 + 2H2O 注意：當是充電時則是電解，電極反應則為以上電極反應的倒轉，應為： 陰極：PbSO4 +2e- = Pb + SO42- 陽極：PbSO4 + 2H2O -2e- = PbO2 + 4H+ + SO42- >>>> 7、在解計算題中常用到的恒等 原子恒等、離子恒等、電子恒等、電荷恒等、電量恒等，用到的方法有：質(zhì)量守恒、差量法、歸一法、極限法、關系法、十字交法 和估算法。(非氧化還原反應：原子守恒、電荷平衡、物料平衡用得多，氧化還原反應：電子守恒用得多) >>>> 8、電子 電子層結構相同的離子，核電荷數(shù)越多，離子半徑越小； >>>> 9、晶體的熔點 原子晶體 >離子晶體 >分子晶體 中學學到的原子晶體有： Si、SiC 、SiO2=和金剛石。 原子晶體的熔點的比較是以原子半徑為依據(jù)的： 金剛石 > SiC > Si (因為原子半徑：Si> C> O)。 >>>> 10、分子晶體的熔、沸點 組成和結構相似的物質(zhì)，分子量越大熔、沸點越高。 >>>> 11、膠體的帶電 一般說來，金屬氫氧化物、金屬氧化物的膠體粒子帶正電，非金屬氧化物、金屬硫化物的膠體粒子帶負電。 >>>> 12、氧化性 MnO4- >Cl2 >Br2 >Fe3+ >I2 >S=4(+4價的S) 例： I2 +SO2 + H2O = H2SO4 + 2HI >>>> 13、含有Fe3+的溶液一般呈酸性。 >>>> 14、能形成氫鍵的物質(zhì) H2O 、NH3 、HF、CH3CH2OH 。 >>>> 15、氨水 氨水(乙醇溶液一樣)的密度小于1，濃度越大，密度越小，硫酸的密度大于1，濃度越大，密度越大，98%的濃硫酸的密度為：1.84g/cm3。 >>>> 16、離子是否共存 (1)是否有沉淀生成、氣體放出； (2)是否有弱電解質(zhì)生成； (3)是否發(fā)生氧化還原反應； (4)是否生成絡離子[Fe(SCN)2、Fe(SCN)3、Ag(NH3)+、[Cu(NH3)4]2+ 等]； (5)是否發(fā)生雙水解。 |
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