物質的量的單位――摩爾
1、物質的量(n)是表示含有一定數目粒子的集體的物理量。
2、摩爾(mol):把含有6.02×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。
3、阿伏加德羅常數:把6.02X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數。
4、物質的量=物質所含微粒數目/阿伏加德羅常數n=N/NA
5、摩爾質量(M)
(1)定義:單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量。
(2)單位:g/mol或g.。mol-1
(3)數值:等於該粒子的相對原子質量或相對分子質量。
6、物質的量=物質的質量/摩爾質量(n=m/M)
物質的量在化學實驗中的應用
1、物質的量濃度。
(1)定義:以單位體積溶液裡所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量,叫做溶質B的物質的濃度。
(2)單位:mol/L
(3)物質的量濃度=溶質的物質的量/溶液的體積CB=nB/V
2、一定物質的量濃度的配製
(1)基本原理:根據欲配製溶液的體積和溶質的物質的量濃度,用有關物質的量濃度計算的方法,求出所需溶質的質量或體積,在容器內將溶質用溶劑稀釋為規定的體積,就得欲配製得溶液。
(2)主要操作
a.檢驗是否漏水。b.配製溶液1計算。2稱量。3溶解。4轉移。5洗滌。6定容。7搖勻8貯存溶液。
(3)注意事項
A選用與欲配製溶液體積相同的容量瓶。
B使用前必須檢查是否漏水。
C不能在容量瓶內直接溶解。
D溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移。
E定容時,當液麵離刻度線1―2cm時改用滴管,以平視法觀察加水至液麵最低處與刻度相切為止。
3、溶液稀釋:C(濃溶液)/V(濃溶液)=C(稀溶液)/V(稀溶液)
物質的化學變化
1、物質之間可以發生各種各樣的化學變化,依據一定的標準可以對化學變化進行分類。
(1)根據反應物和生成物的類別以及反應前後物質種類的多少可以分為:
A化合反應(A+B=AB)
B分解反應(AB=A+B)
C置換反應(A+BC=AC+B)
D複分解反應(AB+CD=AD+CB)
(2)根據反應中是否有離子參加可將反應分為:
A離子反應:有離子參加的一類反應。【主要包括複分解反應和有離子參加的氧化還原反應。】
B分子反應(非離子反應)
(3)根據反應中是否有電子轉移可將反應分為:
A氧化還原反應:反應中有電子轉移(得失或偏移)的反應
實質:有電子轉移(得失或偏移)
特徵:反應前後元素的化合價有變化
B非氧化還原反應
2、離子反應
(1)電解質:在水溶液中或熔化狀態下能導電的化合物,叫電解質。酸、鹼、鹽都是電解質。非電解質是指在水溶液中或熔化狀態下都不能導電的化合物,叫非電解質。注意:
①電解質、非電解質都是化合物,不同之處是在水溶液中或融化狀態下能否導電。②電解質的導電是有條件的:電解質必須在水溶液中或熔化狀態下才能導電。
③能導電的物質並不全部是電解質:如銅、鋁、石墨等。④非金屬氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有機物為非電解質。
(2)離子方程式:用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應,而且表示同一型別的離子反應。
複分解反應這類離子反應發生的條件是:生成沉澱、氣體或水。書寫方法:
寫:寫出反應的化學方程式
拆:把易溶於水、易電離的物質拆寫成離子形式
刪:將不參加反應的離子從方程式兩端刪去
查:查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等
(3)離子共存問題
所謂離子在同一溶液中能大量共存,就是指離子之間不發生任何反應;若離子之間能發生反應,則不能大量共存。
A結合生成難溶物質的離子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等
B結合生成氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存:如H+和CO32-,HCO3-,SO32-,OH-和NH4+等
C結合生成難電離物質(水)的離子不能大量共存:如H+和OH-、CH3COO-,OH-和HCO3-等。
D發生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存
注意:題幹中的條件:如無色溶液應排除有色離子:Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等離子,酸性(或鹼性)則應考慮所給離子組外,還有大量的H+(或OH-)。
(4)離子方程式正誤判斷(六看)
A看反應是否符合事實:主要看反應能否進行或反應產物是否正確
B看能否寫出離子方程式:純固體之間的反應不能寫離子方程式
C看化學用語是否正確:化學式、離子符號、沉澱、氣體符號、等號等的書寫是否符合事實
D看離子配比是否正確
E看原子個數、電荷數是否守恆
F看與量有關的反應表示式是否正確(過量、適量)
3、氧化還原反應中概念及其相互關係如下:
失去電子——化合價升高——被氧化(發生氧化反應)——是還原劑(有還原性)升失氧化還原劑
得到電子——化合價降低——被還原(發生還原反應)——是氧化劑(有氧化性)降得還原氧化劑