高考化学第二轮考前特训检测试题9Word文档下载推荐.docx

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4．焰色反应

（1）焰色反应是物理变化。

（2）步骤：

洗（用稀盐酸）→烧→蘸→烧→看→洗……。

（3）注意应透过蓝色钴玻璃观察钾的焰色反应。

二、镁、铝、铁、铜要点回顾

（一）镁、铝

1．镁、铝的性质、制备和用途

（1）镁、铝耐腐蚀，其原因是被空气中的氧气氧化生成一薄层致密的氧化物薄膜，可阻止反应进一步进行。

（2）在酒精火焰上加热铝至熔化，熔化的铝不滴落的原因是铝易被氧化，且Al2O3的熔点高于Al；

Al2O3、MgO的熔点均很高，可用作耐火材料。

（3）镁的重要化学性质

①Mg可以在CO2气体中燃烧，化学方程式为2Mg＋CO2

2MgO＋C。

②Mg和NH4Cl溶液反应，有刺激性气味的气体放出，化学方程式为Mg＋2NH4Cl===MgCl2＋2NH3↑＋H2↑。

（4）铝的重要化学性质

①和强碱溶液的反应，离子方程式为2Al＋2NaOH＋2H2O===2AlO

＋3H2↑，该反应常用于含铝固体混合物的分离提纯及含量测定。

②铝热反应，铝热剂是混合物，该反应是放热反应，主要用来冶炼难熔的金属（如铁、铬、锰等），它是中学化学中唯一一类金属单质与金属氧化物在高温条件下的置换反应。

引发铝热反应的操作是高考实验考查的热点，其具体操作是先铺一层KClO3，然后插上镁条并将其点燃。

写出Al与Fe2O3、MnO2、WO3反应的化学方程式2Al＋Fe2O3

2Fe＋Al2O3、4Al＋3MnO2

2Al2O3＋3Mn、2Al＋WO3

Al2O3＋W。

（5）镁、铝的冶炼

MgCl2（熔融）

Mg＋Cl2↑（不能用MgO，因为MgO的熔点太高）

2Al2O3（熔融）

4Al＋3O2↑（不能用AlCl3，因为AlCl3是共价化合物）

电解MgCl2溶液生成Mg（OH）2、H2和Cl2，其化学方程式为MgCl2＋2H2O

Mg（OH）2↓＋H2↑＋Cl2↑。

（6）镁、铝合金的用途

因为镁、铝质轻，抗腐蚀性能好，所以在飞机、汽车等领域有着广泛的应用。

2．铝的“主线”及“三角”转化

（1）一条主线　Al2O3→Al→NaAlO2→Al（OH）3→NaAlO2

（2）三角转化　

（3）Al（OH）3制备的三条途径：

①由Al3＋制备Al（OH）3

Al3＋＋3NH3·

H2O===Al（OH）3↓＋3NH

。

②由AlO

制备Al（OH）3

2AlO

＋CO2（少）＋3H2O===2Al（OH）3↓＋CO

；

AlO

＋CO2（多）＋2H2O===Al（OH）3↓＋HCO

③由Al3＋、AlO

Al3＋＋3AlO

＋6H2O===4Al（OH）3↓。

3．不用试剂，相互滴加可检验的四组溶液

（1）Na2CO3溶液和稀盐酸。

（2）AlCl3溶液和NaOH溶液。

（3）NaAlO2溶液和稀盐酸。

（4）AgNO3溶液和氨水。

（二）铁、铜

1．铁的存在及其氧化物

游离态的铁存在于陨石中，FeO、Fe3O4均为黑色固体，后者有磁性；

Fe2O3呈红棕色，俗称铁红，可作油漆，钢铁烤蓝是生成一层致密的Fe3O4，能起到防腐蚀作用。

2．Na2FeO4的重要用途

在Na2FeO4中，铁元素的化合价为＋6价，具有强氧化性，能杀死水中病菌，可作自来水消毒剂；

它与水反应生成O2和Fe（OH）3胶体；

具有吸附性能，故又可用作净水剂。

3．Fe2＋、Fe3＋的检验

（1）检验Fe3＋，用KSCN溶液，现象是生成血红色溶液。

（2）检验Fe2＋

①先加KSCN溶液，无现象，再加氯水，生成血红色溶液，证明有Fe2＋。

②滴加黄色的K3[Fe（CN）6]（铁氰化钾）溶液，若生成蓝色沉淀，证明含Fe2＋，其原理为

3Fe2＋＋2[Fe（CN）6]3－===Fe3[Fe（CN）6]2↓（注：

人教版《选修4》P87—科学探究）。

4．熟悉下列转化关系并熟记重要反应方程式

（1）转化关系：

Fe→FeSO4→Fe（OH）2→Fe（OH）3→FeCl3→Fe（SCN）3。

（2）重要反应方程式

①Fe在O2中燃烧：

3Fe＋2O2

Fe3O4。

②Fe在高温下和水蒸气的反应：

3Fe＋4H2O（g）

Fe3O4＋4H2。

③Fe和浓硫酸（足量）共热：

2Fe＋6H2SO4（浓）

Fe2（SO4）3＋3SO2↑＋6H2O。

④过量的Fe和浓硝酸（足量）共热

Fe＋6HNO3（浓）

Fe（NO3）3＋3NO2↑＋3H2O；

Fe＋2Fe（NO3）3===3Fe（NO3）2。

⑤Fe和稀HNO3的反应

Fe（少）＋4HNO3（稀）===Fe（NO3）3＋NO↑＋2H2O；

3Fe（足）＋8HNO3（稀）===3Fe（NO3）2＋2NO↑＋4H2O。

⑥Fe（OH）3胶体的制备：

FeCl3＋3H2O

Fe（OH）3（胶体）＋3HCl。

⑦Fe2＋和酸性KMnO4的反应：

5Fe2＋＋MnO

＋8H＋===5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O。

5．铜合金

人类使用最早的合金是青铜，它是Cu—Sn合金，黄铜是Cu—Zn合金。

现在用量最大的合金是钢，其次是铝合金。

6．废旧电路板中铜的回收及绿矾的制备

7．铜的精炼

粗铜作阳极，精铜作阴极，含有Cu2＋的溶液作为电解液。

8．熟悉下列转化关系

Cu→Cu2（OH）2CO3→CuO→CuSO4→[Cu（NH3）4]SO4

向CuSO4溶液中逐滴加入氨水，现象为首先生成蓝色沉淀，继续滴加氨水，沉淀溶解，形成深蓝色透明溶液。

9．熟记下列重要反应

（1）Cu和Cl2、S的反应：

Cu＋Cl2

CuCl2，2Cu＋S

Cu2S。

（2）Cu和FeCl3溶液的反应：

Cu＋2Fe3＋===Cu2＋＋2Fe2＋。

（3）Cu和浓硫酸的反应：

Cu＋2H2SO4（浓）

CuSO4＋SO2↑＋2H2O。

（4）Cu和稀硝酸的反应：

3Cu＋8H＋＋2NO

===3Cu2＋＋2NO↑＋4H2O。

（5）Cu和浓硝酸的反应：

Cu＋4H＋＋2NO

===Cu2＋＋2NO2↑＋2H2O。

三、卤素要点回顾

1．Cl2是黄绿色的气体，贮存于干燥的钢瓶中；

可用浓氨水检验输氯管道是否泄露，其现象是有白烟生成，原理为3Cl2＋8NH3===6NH4Cl＋N2；

工业上H2在Cl2中燃烧后通入水中可制得盐酸；

Cl2通入NaOH溶液中可制漂白液，通入石灰乳中可制漂白粉；

84消毒液的主要成分是NaClO，其漂白原理是ClO－＋H2OHClO＋OH－，HClO可用于消毒漂白。

2．氯水成分复杂，性质多样。

（1）强酸性——H＋的性质；

（2）漂白性——HClO的性质；

（3）强氧化性——Cl2、HClO的性质。

3．HClO的结构式是H—O—Cl，具有弱酸性、氧化性、还原性、不稳定性。

4．碘盐中加的是KIO3，可通过加入KI淀粉溶液、食醋来检验，在工业上通过电解KI溶液制备。

5．液溴应保存在棕色细口玻璃瓶中，用玻璃塞且水封。

溴、碘单质、蒸气及有关溶液颜色如下：

单质

蒸气

水溶液

苯或CCl4

Br2

深红棕色液体

红棕色

浅黄色

橙色

I2

紫黑色固体

紫色

黄褐色

6．熟记下列反应方程式：

（1）电解饱和食盐水：

2NaCl＋2H2O

2NaOH＋H2↑＋Cl2↑。

（2）实验室制氯气：

MnO2＋4HCl（浓）

MnCl2＋Cl2↑＋2H2O。

（3）Cl2和H2O的反应：

Cl2＋H2OHCl＋HClO。

（4）HClO的不稳定性：

2HClO

2HCl＋O2↑。

（5）Cl2和石灰乳的反应：

2Cl2＋2Ca（OH）2===CaCl2＋Ca（ClO）2＋2H2O。

（6）Ca（ClO）2和少量CO2的反应：

Ca（ClO）2＋CO2＋H2O===CaCO3↓＋2HClO。

（7）FeBr2和少量Cl2的反应：

6FeBr2＋3Cl2===4FeBr3＋2FeCl3。

（8）FeBr2和足量Cl2的反应：

2FeBr2＋3Cl2===2FeCl3＋2Br2。

四、氧族元素要点回顾

1．自然界中既有游离态的硫，又有化合态的硫，它是淡黄色的固体，不溶于水，微溶于乙醇，易溶于CS2，硫在空气中燃烧发出淡蓝色火焰，在纯氧中燃烧发出蓝紫色火焰，生成物都是SO2，可用来制造硫酸。

2．粘附硫的试管可用CS2洗涤，也可用热碱溶液洗涤，其原理为3S＋6NaOH

2Na2S＋Na2SO3＋3H2O。

3．O2和O3互为同素异形体，O3的氧化性大于O2，能使湿润的淀粉KI试纸变蓝，其原理为2KI＋O3＋H2O===2KOH＋I2＋O2；

可用臭氧代替氯水消毒饮用水；

多卤代烃可破坏大气中的臭氧层，形成臭氧空洞。

4．H2O2的电子式是H

H，氧的化合价为－1价，既具有氧化性，又具有还原性，它的氧化产物为O2，还原产物是H2O，如H2O2和FeCl2反应的离子方程式为H2O2＋2Fe2＋＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O，H2O2与酸性KMnO4溶液反应的离子方程式为5H2O2＋6H＋＋2MnO

===5O2↑＋2Mn2＋＋8H2O（要注意O2和H2O2的系数是相同的）。

H2O2还具有弱酸性，它遇MnO2迅速分解生成O2，可用作氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂、火箭燃料等。

5．SO2具有漂白性，且具有可逆性，但不能漂白指示剂。

SO2能使溴水、FeCl3溶液、酸性KMnO4溶液褪色表现其还原性；

除去CO2中的SO2可用饱和的NaHCO3溶液、溴水、酸性KMnO4溶液等。

S2－与SO

在酸性条件下不能大量共存，其原理是2S2－＋SO

＋6H＋===3S↓＋3H2O。

6．SO3可被浓硫酸吸收形成发烟硫酸，故SO2中的SO3可用饱和NaHSO3或浓硫酸吸收，硫酸工业中的尾气可用氨水或NaOH溶液吸收，产物经加热后可重新利用SO2。

7．浓硫酸具有三大特性：

（1）强氧化性；

（2）吸水性；

（3）脱水性。

浓硫酸可干燥SO2，但不能干燥SO3，也不能干燥还原性气体如HBr、HI、H2S等，不要混淆浓硫酸的吸水性和脱水性。

BaSO4而非BaCO3是X射线透视肠胃的内服药剂。

8．熟记下列重要反应方程式：

（1）SO2的催化氧化：

2SO2＋O2

2SO3。

（2）SO2和卤素单质的反应：

SO2＋X2＋2H2O===2HX＋H2SO4（X＝Cl、Br、I）。

（3）C和浓硫酸的反应：

C＋2H2SO4（浓）

CO2↑＋2SO2↑＋2H2O。

五、氮族元素要点回顾

1．氮的非金属性很强，但N2非常稳定，其原因是氮氮三键很强。

2．氮的固定是指将游离态的氮转化为化合态的过程，如工业上合成氨反应，豆科植物根瘤菌固氮。

3．雷雨发庄稼的原理是N2＋O2

2NO（只能是NO），2NO＋O2===2NO2，3NO2＋H2O===2HNO3＋NO。

4．NO的中毒原理和CO相同，且都为不成盐氧化物，NO和NO2都可用NH3催化还原法转化为N2，从而消除污染。

5．在高温下NH3具有强还原性，和H2、CO、C2H5OH一样均可还原CuO，NH3遇挥发性酸（如氢卤酸、硝酸）产生白烟，氧化性酸的铵盐受热或撞击发生氧化还原反应而分解（如乘车时，NH4NO3不允许随身携带）。

合成氨的条件是500℃、200～500atm、铁触媒，合成SO3的条件是400～500℃、常压、V2O5。

6．NO2和溴蒸气一样，均为红棕色气体，可用水、AgNO3溶液、CCl4等加以检验，但不能用湿润的淀粉KI试纸检验（NO2、Br2均具有强氧化性）。

NO2能引起酸雨、光化学烟雾、破坏臭氧层。

“NO2球”可进行平衡原理实验（2NO2N2O4　ΔH＜0），温度升高，颜色加深。

7．硝酸不论浓稀均有强氧化性，根据它们与铜反应的事实，可知氧化性浓HNO3＞稀HNO3＞浓H2SO4。

蓝色石蕊试纸遇浓HNO3先变红后变白，遇浓H2SO4先变红后变黑。

常温下铝、铁遇浓H2SO4和浓HNO3被钝化，加热可破坏钝化膜。

8．硝酸、硝酸银溶液均保存在细口棕色瓶中，工业浓HNO3因其不稳定通常呈黄色（工业盐酸因含Fe3＋而呈黄色）。

9．实验室制备NH3的三种方法：

（1）NH4Cl和Ca（OH）2共热：

Ca（OH）2＋2NH4Cl

CaCl2＋2NH3↑＋2H2O。

（2）浓氨水与CaO（NaOH固体或碱石灰）：

NH3·

H2O＋CaO===Ca（OH）2＋NH3↑。

（3）加热浓氨水：

H2O

NH3↑＋H2O。

氨气不能用浓硫酸、无水CaCl2、P2O5干燥。

NH3、HCl、SO2、NO2可用水作喷泉实验，溶解度小的气体可用其他溶剂作喷泉实验，如CO2与NaOH溶液可作喷泉实验。

10．熟记下列反应方程式：

（1）NH3的催化氧化

4NH3＋5O2

4NO＋6H2O（只能是NO）。

（2）NO与O2、H2O的反应

4NO＋3O2＋2H2O===4HNO3。

（3）NO2与O2、H2O的反应

4NO2＋O2＋2H2O===4HNO3。

（4）工业上制HNO3的总反应

NH3＋2O2===HNO3＋H2O。

（5）NH3和CuO的反应

2NH3＋3CuO

3Cu＋N2＋3H2O。

（6）硝酸的不稳定性

4HNO3

4NO2↑＋O2↑＋2H2O。

（7）Cu与浓、稀硝酸的反应

3Cu＋8HNO3（稀）===3Cu（NO3）2＋2NO↑＋4H2O；

Cu＋4HNO3（浓）===Cu（NO3）2＋2NO2↑＋2H2O。

（8）C和浓硝酸的反应

C＋4HNO3（浓）

CO2↑＋4NO2↑＋2H2O。

六、碳族元素要点回顾

1．自然界中无游离态的硅，元素硅主要以SiO2（水晶、石英、玛瑙的主要成分）和硅酸盐的形式存在。

通常原子晶体不导电，但硅是很好的半导体材料，硅能制光电池板。

2．SiO2是难溶于水的酸性氧化物，它的主要用途是制造光导纤维。

SiC是制砂轮的磨料。

SiO2、SiC、Si三种物质均是原子晶体。

在硅的化合物中硅是＋4价（如SiC、SiH4），＋2价的硅很不稳定。

3．水玻璃（泡花碱）是Na2SiO3的水溶液，具有粘性和防火性能。

除钠盐和钾盐外，其余硅酸盐均难溶于水。

4．硅胶（mSiO2·

nH2O）是一种很好的无毒干燥剂。

H4SiO4自动失水生成H2SiO3，H2SiO3加热失水生成SiO2。

5．玻璃、水泥、陶瓷是传统的三大无机非金属材料，新型无机非金属材料有Al2O3陶瓷和Si3N4陶瓷。

刚玉的主要成分是Al2O3。

6．硅酸盐通常写成氧化物的形式，其格式为金属氧化物在前，SiO2和水在后。

如石棉（CaMg3Si4O12）用氧化物形式表示为CaO·

3MgO·

4SiO2。

7．PbO2具有极强的氧化性，和盐酸反应类似MnO2，把HCl氧化成Cl2。

Pb3O4可写成2PbO·

PbO2。

铅笔中铅芯不是金属铅而是石墨。

8．用SiO2制取纯硅涉及的三个方程式

SiO2＋2C

Si＋2CO↑（只能是CO）、Si＋2Cl2

SiCl4、

SiCl4＋2H2

Si＋4HCl。

9．制玻璃的两个反应

SiO2＋Na2CO3

Na2SiO3＋CO2↑；

SiO2＋CaCO3

CaSiO3＋CO2↑。

10．熟记下列四个方程式

（1）Si和NaOH溶液的反应：

Si＋2NaOH＋H2O===Na2SiO3＋2H2↑。

（2）SiO2和NaOH溶液的反应：

SiO2＋2NaOH===Na2SiO3＋H2O。

（3）SiO2和氢氟酸的反应：

SiO2＋4HF===SiF4↑＋2H2O。

（4）向Na2SiO3溶液中通入少量CO2气体：

Na2SiO3＋CO2＋H2O===Na2CO3＋H2SiO3↓。

11．氧化再氧化总结

（1）C→CO→CO2　

（2）N2→NO→NO2

（3）NH3→NO→NO2　（4）S→SO2→SO3

（5）H2S→SO2→SO3　（6）Na→Na2O→Na2O2

提醒一　易错反应要记清

1．钠与O2的反应产物与反应条件有关，即使钠在少量O2中燃烧也生成Na2O2。

2．常温下铁、铝遇浓HNO3、浓H2SO4发生钝化。

钝化并不是不反应，而是属于化学变化，钝化体现了浓HNO3和浓H2SO4的强氧化性。

3．铁与浓硝酸反应时，如果铁过量，开始生成Fe（NO3）3和NO2，随着硝酸浓度的减小，还原产物变为NO，当硝酸完全反应后，过量的铁与Fe（NO3）3反应生成Fe（NO3）2。

提醒二　用途避免“张冠李戴”

1．Cl2、ClO2、NaClO和漂白粉等可用于自来水的消毒杀菌，明矾可用作净水剂。

2．SO2可用于工艺品的漂白，但不能用于食品漂白。

3．晶体硅可用作半导体材料、太阳能电池和硅合金。

4．SiO2可用作制造光导纤维、光学仪器、电子部件和压电材料，石英还可用于制玻璃。

5．NaHCO3可用于治疗胃酸过多，也可用于制造发酵粉。

6．Na2CO3可用于制玻璃、造纸和食用碱。

7．AgBr用作感光材料，AgI用于人工降雨。

8．FeCl3溶液可用作腐蚀印刷电路板。

提醒三　熟记火焰颜色

1．苍白色火焰——氢气在氯气中燃烧。

2．蓝色——CO在空气中燃烧。

3．淡蓝色——甲烷、氢气、硫化氢在空气中燃烧。

4．黄色——含钠元素的物质在火焰上灼烧。

5．紫色（透过蓝色钴玻璃）——含钾元素的物质在火焰上灼烧。

提醒四　特征反应要记牢

1．在空气中迅速由无色变红棕色的气体只有NO。

2．溶于水显碱性的气体只有NH3。

3．在一定条件下能漂白有色物质的淡黄色粉末固体只有Na2O2。

4．能与NaOH溶液反应产生氢气的金属只有Al，非金属只有Si。

5．可溶于氢氟酸的酸性氧化物只有SiO2。

6．能与盐酸反应产生有刺激性气味的无色气体，且产生的气体能使品红溶液褪色，加热又恢复原色的，只有SO

和HSO

7．在O2、N2、CO2等气体中均能燃烧的物质是Mg。

提醒五　特殊条件把握准

1．条件是“光照”的反应

（1）次氯酸分解

（2）氢气与氯气化合（也可以是点燃）

（3）硝酸分解（受热也能分解）

（4）AgCl、AgBr、AgI分解

（5）甲烷与氯气发生取代反应

2．中学化学中常见的使用催化剂的无机反应

（1）2KClO3

2KCl＋3O2↑

（2）2H2O2

2H2O＋O2↑

（3）2SO2＋O2

2SO3

（4）N2＋3H2

2NH3

（5）4NH3＋5O2

4NO＋6H2O

3．条件是放电的反应：

N2与O2化合生成NO。

提醒六　善于积累很重要

1．“常见金属”往往是铁或铝。

2．“常见气体单质”往往是H2、N2、O2、Cl2。

3．“常用的溶剂”往往是H2O或H2O2。

4．“常温常压下为液态”的往往是H2O。

5．“能与过量HNO3反应”则意味着某元素有变价。

6．“与浓酸反应”的物质往往是铜、碳、MnO2等。

7．“电解”生成三种物质的往往为NaCl溶液、CuSO4溶液。