本试题 “X、Y、Z、L、M五种元素的原子序数依次增大。X、Y、Z、L是组成蛋白质的基本元素,M是地壳中含量 最高的金属元素。请回答下列问题:(1)五种元素的原子半径从大...” 主要考查您对氢氧化铝
氨气
元素周期律
元素的推断
热化学方程式
电解池电极反应式的书写
等考点的理解。关于这些考点您可以点击下面的选项卡查看详细档案。
氢氧化铝的性质:
不溶于水的白色胶状物质;能凝聚水中的悬浮物,可用作净水剂、可治疗胃酸过多、作糖的脱色剂等;既能与酸反应,又能与碱反应。
(1)与酸反应:Al(OH)3+3H+==Al3++3H2O
(2)与碱反应:Al(OH)3+OH-==AlO2-+2H2O
氢氧化铝的性质:
氢氧化铝的制备:
实验室制法:Al2(SO4)3+6NH3·H2O==(NH4)2SO4+Al(OH)3↓
其他制法:①AlO2-+HCO3-+H2O=Al(OH)3↓+CO32-
②2AlO2-+CO2+3H2O=2Al(OH)3↓+CO32-
③AlO2-+CO2+2H2O=Al(OH)3↓+HCO3-
④3AlO2-+Al3++6H2O==4Al(OH)3↓
例题:用稀H2SO4、NaOH溶液和金属铝为原料制取Al(OH)3。
甲、乙、丙三个学生的制备途径分别是
甲:
乙:
丙:
若要得到等量的Al(OH)3,则( B )
A.三者消耗的原料相同 B.甲消耗的原料的总物质的量最多 C.乙消耗的原料的总物质的量最少 D.丙消耗的原料的总物质的量最多
有关Al(OH)3的计算及图象分析:
解答有关Al(OH)3的图象和计算问题要注意以下三点:
(1)“铝三角”关系图中各物质转化方程式中的化学计量数关系。
(2)铝元素的存在形式。
(3)图象分析时:首先要看清横、纵坐标的含义,其次要对图象进行全面的分析,尤其需要关注的是特殊点(起点、折点、顶点、终点)的含义。
1、铝盐与强碱溶液作用生成Al(OH)3沉淀的计算
反应关系如下:
(1)Al3++3OH-==Al(OH)3(生成沉淀)
(2)Al(OH)3+OH-==AlO2-+2H2O(沉淀溶解)
(3)Al3++4OH-==AlO2-+2H2O(生成沉淀,又恰好溶解)
分析以上三个化学反应方程式,所得Al(OH)3沉淀的物质的量与n(Al3+)、n(OH-)的关系为:
当≤3时,所得沉淀的物质的量:n[Al(OH)3]=n(OH-)
当≥4时,所得沉淀的物质的量:n[Al(OH)3]=0
当3<<4时,所得沉淀的物质的量:n[Al(OH)3]=4n(Al3+)-n(OH-)
2、有关Al(OH)3的图像分析
①向溶液中滴加溶液
O~A段:
A~B段:
②向强碱溶液中滴入铝盐溶液
O~A段:
A~B段:
③向铝盐溶液中滴入氨水或向氨水中滴加铝盐溶液
A. 向铝盐中滴加氨水时,当氨水增加到时,产生最大沉淀量
B. 向氨水中滴加铝盐溶液时,开始时氨水过量,如图所示
分析得:氢氧化铝不溶于弱碱氨水中。
④向偏铝酸盐溶液中滴入强酸
O~A段:
O~B段:
⑤向盐酸中滴加偏铝酸盐溶液
O~A段:
A~B段:
方法与技巧:
氨:
NH3的电子式为,结构式为,氨分子的结构为三角锥形,N原子位于锥顶,三个H原子位于锥底,键角107°18′,是极性分子。 分子结构为:
氨的物理性质和化学性质:
1.物理性质:
氨是无色、有刺激性气味的气体,比空气轻;氨易液化,在常压下冷却或常温下加压,气态氨转化为无色的液态氨,同时放出大量热。液态氨气化时要吸收大量的热,使周围的温度急剧下降;氨气极易溶于水,在常温、常压下,1体积水中能溶解约700体积的氨气(因此,氨气可进行喷泉实验);氨对人的眼、鼻、喉等粘膜有刺激作用,若不慎接触过多的氨而出现病症,要及时吸入新鲜空气和水蒸气,并用大量水冲洗眼睛。
2.化学性质:
(1)与水反应,,氨的水溶液叫做氨水。在氨水中所含的微粒有:氨水具有碱的通性,如能使无色酚酞溶液变红。
(2)与酸反应生成铵盐反应实质为:
反应原理拓展NH3分子中N原子有一对孤电子,能够跟有空轨道的H+形成配位键:
(3)具有还原性
(工业制HNO3的基础反应)
(Cl2过量)
(NH3过量,可用于检验Cl2瓶是否漏气)
(实验室制N2)
(治理氮氧化物污染)
(4)与CO2反应制尿素
(5)配合反应
的比较:
氨的结构与性质的关系总结:
氨的用途:
(1)氨是氮肥工业及制造硝酸、铵盐、纯碱等的重要原料。
(2)氨也是有机合成工业(如制尿素、合成纤维、染料等)上的常用原料。
(3)氨还可用作制冷剂。
对实验室制氨气常见问题的解释:
l.制取氨气时为什么用的铵盐一般是氯化铵而不是硝铵、硫铵或碳铵实验室制氨气用固体混合反应,加热时反应速率显著增大。因为在加热时可能发生爆炸性的分解反应:,若用硝铵代替,在制氨气过程中可能会发生危险;因为碳铵受热极易分解出CO2:,使生成的NH3中混有较多CO2杂质,故不用碳铵;若用硫铵,由于反应时生成,易使反应混合物结块,产生的氨气不易逸出。故制NH3时选用。
2.不用铵盐与强碱反应能否制取氨气能。
①加热浓度在20%以上的浓氨水,若浓度不够可加人适量固体和生石灰(CaO)或烧碱:
②将浓氨水滴入盛有固体烧碱或生石灰(CaO)的烧瓶中,使平衡右移,放出,且NaOH、CaO溶于水均放热,可降低,在水中的溶解度。
③将溶于水或使尿素在碱性条件下水解。
3.为什么制NH3用Ca(OH)2而不用NaOH ①固体NaOH易吸湿结块,不易与铵盐混合充分而反应;②在加热条件下,NaOH易腐蚀玻璃仪器。
4.制NH3的装置有哪些注意事项
①收集装置和发生装置的试管和导管必须是干燥的,因为氨气易溶于水;
②发生装置的试管口略向下倾斜,以免生成的水倒流使试管炸裂;
③导管应插入收集装置的底部,以排尽装置中的空气;
④收集NH3的试管口塞一团棉花,作用是防止NH3与空气形成对流,使收集的NH3较纯,还可防止NH3逸散到空气中。
5.用什么方法收集NH3只能用向下排空气法,因为NH3极易溶于水,密度又比空气小。
6.怎样收集干燥的NH3将NH3通过盛有碱石灰或固体NaOH的干燥管,但不能选用浓、无水等作干燥剂,因为它们均能与NH3发生反应。
7.怎样检验NH3已充满试管把湿润的红色石蕊试纸放在试管口处,若试纸变蓝,则NH3已充满;把蘸有浓盐酸的玻璃棒接近试管口,若产生大量白烟,则NH3已充满。
定义:
元素的性质随原子序数的递增而呈现周期性变化的规律叫元素周期律。
实质:
元素性质随原子序数递增呈现周期性变化是元素原子的核外电子排布周期性变化的必然结果。
元素周期表中主族元素性质递变规律:
金属性强弱的判断依据:
1.单质跟水或酸反应置换出氢的难易程度(或反应的剧烈程度):反应越容易,说明其金属性越强。
2.最高价氧化物对应水化物的碱性强弱:碱性越强,说明其金属性越强,反之则越弱。
3.金属间的置换反应:依据氧化还原反应的规律,金属甲能从金属乙的盐溶液里置换出乙,说明甲的金属性比乙强。
4.金属活动性顺序按 Au顺序,金属性逐渐减弱。
5.元素周期表中,同周期元素从左至右金属性逐渐减弱;同主族元素从上至下金属性逐渐增强。
6.原电池中的正负极:一般情况下,活泼金属作负极。
7.金属阳离子氧化性的强弱:阳离子的氧化性越强.对应金属的金属性就越弱。
非金属性强弱的判断依据:
1.同周期元素,从左到右,随核电荷数的增加,非金属性增强;同主族元素,从上到下,随着陔电荷数的增加,非金属性减弱。
2.最高价氧化物对应水化物的酸性强弱:酸性越强,其元素的非金属性也越强,反之则越弱。
3.气态氢化物的稳定性:稳定性越强,非金属性越强。
4.单质跟氢气化合的难易程度:越易与H2反应,说明其非金属性越强。
5.与盐溶液之间的置换反应:非金属元素甲的单质能从非金属乙的盐溶液中置换出乙,说明甲的非金属性比乙强。如,说明溴的非金属性比碘强。
6.相互化合后的价态:如,说明O 的非金属性强于S。
7.其他:如CuCl2,所以C1的非金属性强于S。
微粒半径大小的比较方法:
1.同周期元素的微粒
同周期元素的原子或最高价阳离子半径随核电荷数增大而减小(稀有气体元素除外),如半径:Na>Mg >Al,Na+>Mg2+‘>Al3+。
2.同主族元素的微粒
同主族元素的原子或离子半径随核电荷数增大而增大,如半径:
3.电子层结构相同的微粒电子层结构相同(核外电子排布相同)的微粒半径随核电荷数的增加而减小,如半径:(上一周期元素形成的阴离子与下一周期元素形成的最高价阳离子有此规律)。
4.同种元素形成的微粒同种元素原子形成的微粒半径大小为:阳离子< 中性原子<阴离子;价态越高的微粒半径越小,如半径:。
5.核外电子数和核电荷数都不同的微粒可通过一种参照物进行比较,如比较的半径大小,可找出与A13+电子数相同,与S同主族的氧元素的阴离子进行比较,半径:,且
元素周期表中的几项重要规律相等规律:
规律 | 内容 |
相等规律 | ①周期数:电子层数 ②主族元素原子的最外层电子数=价电子数=主族序数=最高正化合价(F、 0除外) ③最低负价绝对值=8一主族序数(限 ⅣA族~ⅦA族非金属元素) |
“位、构、性”规律 | |
递变规律 | |
同周期从左到右,元素的金属性逐渐减弱,非金属性逐渐增强同主族从上到下,元素的金属性逐渐增强,非金属性逐渐减弱 | |
奇偶规律 | 在同一主族内,族序数和原子序数、核内质子数、核电荷数、核外电子数、最外层电子数(价电子数)、离子的电荷数、元素的主要正负化合价数等,若一个是偶数,其他的都是偶数,若一个是奇数,其他的都是奇数 |
相同电子层结构的规律 | 稀有气体元素的原子与同周期非金属元素的阴离子以及下一周期主族金属元素的阳离子具有相同的电子层结构 |
序差规律 | ①同主族相邻元素的原子序数之差与主族序数有关。IA~ⅡA族元素相差原子序数较小的元素所在周期包含的元素种数。ⅢA族~O族元素相差原子序数较大的元素所在周期包含的元素种数。如Na和K的原子序数相差8 (第三周期含8种元素),Cl和Br的原子序数相差18(第四周期含18种元素) ②同周期主族元素(长周期)的原子序数差:两元素分布在过渡元素同侧时,原子序数差=族序数差;两元素分布在过渡元素两侧时,第四或第五周期元素原子序数差=族序数差+10(如第四周期的Ca和Ca相差11),第六、七周期元素原子序数差=族序数差+24(如ⅡA 族的Ba和ⅢA族的Tl相差25) |
对角线相似规律 | 周期表中位于对角线位置的元素性质相似,尤以“和Mg、Be和Al最为典型 |
元素性质推断知识点归纳:
(1)质量最轻的元素是氢(H),其单质可以填充气球;质量最轻的金属是锂(Li);熔点最高的非金属单质是石墨;熔点最高的金属单质是钨(W);熔点最低的金属单质是汞(Hg)。
(2)地壳中含量最多是氧(O),其次是Si、Al、Fe、Ca、Na、K、Mg、H、Ti。
(3)既难得电子,又难失电子且为单原子分子的气体是稀有气体。
(4)最高正价与最低负价绝对值之差为4的是硫(S);最高正价与最低负价绝对值之差为零的是碳(C)和硅(Si)。
(5)碳(C)是形成化合物最多的元素,是构成有机物的骨架元素,可形成多种同素异形体,其中硬度最大的是金刚石,而C60是分子晶体,熔点较低。
(6)常温下能与水反应放出氧气,单质是氟(F2),化合物是过氧化钠(Na2O2)。
(7)硅(Si)是构成地壳岩石骨架的主要元素,单质硅可被强碱溶液腐蚀且能放出氢气,还能被弱酸氢氟酸所溶解。
(8)能在空气中自然的非金属单质是白磷(P4),白磷有毒,能溶于CS2,和红磷互为同素异形体,红磷不能自然,不溶于CS2,白磷与红磷在一定的条件下可以相互转化。
(9)既能在二氧化碳中燃烧,又能在氮气中燃烧的金属是Mg,既能与酸溶液又能与碱溶液作用且均放出氢气的金属是铝(Al)。
(10)同一元素的气态氢化物和最高价氧化物的水化物化合生成盐的元素一定是氮(N)。
(11)同一元素的气态氢化物和气态氧化物反应生成该元素得单质和水,该元素可能是氮(N)或硫(S)。
(12)光照时可以释放电子的是铷(Rb)和铯(Cs);常温下呈液态的金属是汞(Hg),非金属单质是溴(Br2)。
解元素推断题必备知识归纳
(1)与元素的原子结构相关知识归纳
①最外层电子数等于次外层电子数的元素是Be、Ar;最外层电子数是次外层电子数2倍的元素有C;最外层电子数是次外层电子数3倍的元素有O;最外层电子数是次外层电子数4倍的元素有Ne。
②次外层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、Si;次外层电子数是最外层电子数4倍的元素有Mg。
③内层电子数是最外层电子数2倍的元素有Li、P;电子总数是最外层电子数2倍的元素有Be。原子核内无中子的元素是11H。
④常见等电子微粒:
电子数 |
分子 |
阳离子 |
阴离子 |
2 |
H2、He |
Li+、Be2+ |
H- |
10 |
Ne、HF、H2O、NH3、CH4 |
Na+、Mg2+、Al3+、H3O+、NH4+ | O2-、F-、OH-、NH2- |
18 |
Ar、HCl、H2S、PH3、SiH4、F2、H2O2、N2H4、C2H6、CH3OH |
K+、Ca2+ |
S2-、HS-、Cl- |
与“X、Y、Z、L、M五种元素的原子序数依次增大。X、Y、Z、L是组成...”考查相似的试题有: