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高中化学竞赛初赛辅导

时间:2016-04-13 来源:唯才教育网 本文已影响

篇一:关于高中化学竞赛(初赛)辅导的建议

关于高中化学竞赛(初赛)辅导的建议

邛崃一中 董 伟

教学建议:先易后难、先慢后快、灵活安排,严格按大纲要求控制深度和广度,注意猜谜题的训练

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篇二:高中化学竞赛辅导资料(精编版)

化学竞赛辅导资料

( 全 初 赛 专

辑 ) 国

第一节原子结构与化学键

一.原子核外电子的排布

现代原子结构理论认为,电子在原子核外高速运动,而且没有一定的轨道,所以,电子在核外运动时就像一团带负电荷的云雾笼罩着带正电荷的原子核,因此,通常把核外电子的运动比喻为电子云。原子结构理论进一步指出,核外电子是在不同层上运动,这些层叫做电子层;电子层又分为若干亚层;亚层还有不同的轨道;而在每个轨道中运动的电子还有两种不同的自旋。电子层、亚层、轨道、自旋四个方面决定了一个核外电子的运动状态。

不同元素的原子核外有不同数目的电子,这些电子是怎样在原子核外不同的电子层、亚层和轨道中排布的?原子结构理论指出,电子在原子核外的排布遵循三条规律,即泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则三条规律可以写出不同元素的电子排布式。

以上是对核外电子运动和排布的概括叙述。这一部分内容还应着重了解以下几点:

1.关于电子云的含义

电子云是一个形象的比喻,是用宏观的现象去想象微观世界的情景,电扇通常只有三个叶片,但高速转起来,看到的却是一团云雾,像是叶片化成了云雾;电子在核外运动速度极高,而且没有一定的轨迹,因而可以在想象中“看”到电子的运动“化”成了云雾,一团带负电荷的云雾。因此电子云不是实质性的云雾,不能理解为由无数电子组成的云雾。应该指出,氢原子核外只有一个电子,也仍可以用电子云来描述。 电子云常用由许多小黑点组成的图形表示。小黑点密集的地方表示在该处的单位体积内,电子出现机会较多(或称为几率密度较大)。电子云图中单独一个小黑点没有任何意义。

2.关于电子层、亚层、轨道的意义

①电子层——表示两方面意义:一方面表示电子到原子核的平均距离不同,另一方面表示电子能量不同。K、L、M、N、O、P??电子到原子核的平均距离依次增大,电子的能量依次增高。

②亚层——也表示两方面意义:一方面表示电子云形状不同,s电子云是以原子核为中心的球形,p电子云是以原子核为中心的无柄哑铃形,d和f电子云形状更复杂一些;另一方面,表示能量不同,s、p、d、f电子能量依次增高。

③轨道——在一定的电子层上,具有一定的形状和伸展方向的电子云所占据的空间,称为一个轨道。关于轨道的含义可以这样理解。轨道是指一个立体的空间;是原子核外电子云所占据的特定的空间;这个空间的大小、形状分别由电子层、亚层决定。除了s电子云是球形外,其余亚层的电子云都有方向,有几个方向就有几个特定空间,即有几个轨道。所以,轨道可以说是原子核外每个s亚层和其余亚层的每个方向上的电子云所占据的特定的空间。每一个原子核外都有许多电子层、亚层,因此,每个原子核外都有许多轨道。 p、d、f亚层的电子云分别有3个、5个和7个伸展方向。因而分别有3、5、7个轨道:3个p轨道 、5个 d轨道和7个f轨道。它们的能量完全相同;电子云形状也基本相同。

3.能级的概念

在电子层、亚层、轨道和自旋这四个方面中,与电子能量有关的是电子层和亚层。因此,将电子层和亚层结合起来,就可以表示核外电子的能量。核外电子的能量是不连续的,而是由低到高象阶梯一样,每一个能量台阶称为一个能级。因此,1s、2s、2p??分别表示一个能级。

4.氢原子和多电子原子核外的能级

有同学认为,氢原子只有一个电子,因而只能有一个电子层。其实,正确的说法是,氢原子像其它所有原子一样,可以有许多电子层,电子层又分为若干亚层和轨道。只是在通常条件下,氢原子的这一个电子处于能量是低的1s轨道,这种状态叫基态;当电子从外界吸收能量以后,氢原子的这一个电子可以跃迁到能量较高的能级。氢原子核外能级由低到高的顺序是:1s<2s<2p<3s<3p<3d <4s<4p<4d<4f<5s??

但是,对核外有多个电子的原子来说,核外能级的顺序就与氢原子不同了。一般来说,多电子原子核外能级由低到高的顺序是:1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p??这种现象叫做能级交错现象。

5.电子排布式和轨道表示式

根据原子核外排布电子的三条规律,可以写出各种元素核外电子的排布情况。核外电子排布情况有两种表示方法:电子排布式和轨道表示式。

①写电子排布式时,先按由低到高的顺序排列出核外电子的能级,然后根据泡利不相容原理和能量最低

原理向各个能级填充电子。错误的电子排布式不是违背了泡利不相容原理,就是违背了能量还低原理。例如将某元素原子的电子排布式写为1s22s22p33s1就是违背了能量最低原理,写成1s22s32p3就是违背了泡利不相容原理。

电子排布式中最有意义的是外层电子的排布,内层可以用所谓“原子实”代替。原子实是该元素电子排布式中相当于上周期惰性气体原子的部分。例如:Cl元素的电子排布式的略写式为[Ne]3s23p5。连原子实也不写的电子排布式叫做原子的特征电子排布或价电子排布。对个副族元素来说,特征电子排布就是最外层电子排布加上外层d电子(或f电子)排布。中学课本上称为外围电子排布。

②轨道表示式是用方框或圆圈表示轨道,在每个轨道内用向上、向下的箭头表示自旋不同的电子。写轨道表示式要特别注意不要违背洪待规则。

6.关于洪特规则的特例

洪待规则是电子在等能量轨道上排布时遵循的规律。它指出电子在等能量轨道(如三个p轨道)上排布时,将尽可能占满所有轨道,并且自旋方向相同。这样排布的原因是这种排布使整个原子的能量最低。将洪特规则推广开来,人们总结出,当等能量轨道半满(p3、d5、f7)、全满(p6、d10、f14)以及全空(p0、d0、f0)时,都可使原子整体能量处于相对较低的状态。这是洪特规则的特例。正因为如此,铬的特征电子排布变为3d54s1(而不是3d44s2)。

二.周期表中元素性质的递变规律

中学化学课本中对元素的金属性和非金属性,元素的化合价,原子半径等的递变规律作了较为详细的说明,这里再补充几个元素的性质。

1.电离势

对于多电子原子,使处于基态的气态原子变成+1价气态阳离子所需要的能量,称为第一电离势,常用符号I1表示。以+1价的气态阳离子再失去一个电子变成+2价的气态阳离子所需要的能量称为第Ⅱ电离势,用I2表示,依次类推,有第Ⅲ电离势I3等等。

电离势特别是第一电离势反映了单个原子失去电子能力的大小。元素的原子电离势越小,说明它越容易失去电子,其金属性越强。

对于多电子原子来说,各级电离势的大小顺序是I1<I2<I3??,这是因为离子的电荷正值越大,离子半径越小,失去电子越困难,需要的能量越高。

电离势数值的大小,主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子层结构。因此在周期表中,各元素的电离势,特别是第一电离势I1必然也呈周期性变化。一般说来,同一周期的元素电子层数相同,从左到右核电荷数增大,原子半径减小,核对外层电子的引力增大,因此越靠右的元素,越不易失去电子,电离势也就越大。对于同一族来说,最外层的电子数相同,但自上而下,电子层数增多,原子半径增大起主要作用,半径越大,核对外层电子的引力越小,越容易失去电子,电离势就越小。因此元素第一电离能的周期性变化也是元素原子结构周期性变化的必然结果。

在同一周期里,从左到右元素的第一电离势虽然从总体上讲是增大趋势,但却不是直线增大的。例如,第三周期的镁、磷、氮的第一电离势就显得“反常”的高,这分别与3p0、3p3、3P6的稳定结构相联系。

2.一个基态的气态原子获得一个电子成为负一价气态阴离子时所放出的能量称为该元素的电子亲核势(即第一电子亲核势)。用符号E表示。一般的说,在同一周期中,从左到右电子亲核势增大;在同一族中,从上到下电子亲核势减小。

3.电负性

电离能可表达中性原子对外层电子的控制能力,电子亲和势可表达中性原子对外加电子的吸引能力。有些化学家结合分子的性质来研究这两个值,而导出一种用来表明原子对它和其它原子间形成化学键的共用电子的引力大小的标度,称它为电负性。电负性高表明此原子对共用电子的吸引力强;电负性低表明这种引力弱。运用电负性的观点可以看出:

①金属的电负性低,电负性越低金属越活泼。由此可见最低电负性的元素在周期表的左下角。周期表向左,向下则元素的电负性渐低。

②非金属的电负性高,最高电负性的元素应出现在周期表的右上方(未计稀有气体),氟的电负性最高。 ③在主族元素中同族元素越向下电负性越低。在副族元素中电负性的变动不大。

④在同周期内,电负性按由左至有渐高。在长周期的过渡元素的中部有升高趋势,其后反有降低(但至

p区的ⅦA升至很高)。

电负性差与成键两元素原子间单键的离子性百分率有关,电负性差越大成键时离子性越强,反之越弱。因此周期表里左下与右上的元素间化合物一般是离子化合物。非金属间电负性差不大而形成共价化合物。

非金属元素的化合物中,电负性也可表明元素氧化值的正、负。电负性大的元素氧化值为负;电负性小的元素氧化值为正。这给判断价态的正、负也带来了便利。

三.路易斯结构与共振理论

早在19世纪50年代,Frankland在考察元素相互化合的原子比时就提出了最原始的化合价的概念。把氢的化合价定为1,则和氢形成HCl,H2O,NH3,CH4的氯,氧,氮,碳的化合价便为1,2,3,4。它们彼此相互化合时,也会呈现这种化合价的相互关系,例如,碳和氯的化合物(CCl4)里的原子比为1:4,因为氯和氢化合价相同,所以CH4和CCl4符合同一个通式AB4;而碳和氧的化合物(CO2)里的原子比为1:2;因为氧的化合价是2,一个氧原子可以相当2个氢原子等等。当时的化学家们并不清楚化合价的实质,解释不了为什么不同的元素有不同的化合价,也解释不了为什么有变价。但却发现,化合价是元素性质的异同性以及分类的重要依据之一。例如,碱金属都表现1价,碱土金属都表现2价等等。以化合价等概念为基础的对元素的分类考察后来形成了门捷列夫发现元素周期律的出发点。

原始的化学键概念是为了形象地表达原始的化合价的概念提出的,没有任何结构上的实在含义。例如,为了表达化合价,可以用一根线段表示一价,把相互化合的原子连接起来,并把“—”、“=”和“≡”分别称为单键、双健和叁键。到本世纪初,在原子结构模型的基础上,路易斯(1916年,G.C.Lewis,美国化学家)提出了化学键的电子对理论。他认为,原子相互化合形成化学键的过程可以简单地归结为未成对电子的配对活动。当A原子的一个未成对电子和B原子的一个未成对电子配成一对被双方共用的电子对,就形成一个化学健,这种化学键称为“共价键”。这样,就可以把表示化学健的“—”。改成“:”,以表示一对电子。这种化学符号就是所谓共价键的“电子结构式”。

路易斯的共用电子对理论阐明了化学键的实质。至今仍有重要的意义。几乎与提出共价键的同时;人们还建立了配价键和电价键(即离子键)的概念。当A原子和B原子化合,A原子供出一对电子对而B原子接受这对电子对,形成一对共用电子对,所形成的化学键就称为“配价键”。当A原子和B原子形成化学键时,A原子的未成对电子和B原子的未成对电子配成对,但这对电子并不是共用电子对而是为一方所独有,这样,一方失去电子,变成正离子,另一方得到电子,变成负离子,正负离子以静电引力相互吸引,形成的化学键称为“电价键”或称为“离子键”。

所谓“路易斯结构式”,通常是指如下所示的化学符号:

在路易斯结构式中,线段的意义,如前所述,代表共用电子对,仍称“单键”、“双键”和“叁键”(代表1,2,3对共用电子对)。成对的小黑点则代表未用来形成化学键的“价层电子对”,叫做“孤对电子对”(有时分子里有单个的非共用电子,如NO2)。

对于大多数有机化合物,通过观察便可写出他们的路易斯结构式。这是因为,在大多数有机化合物里,

C、H、O、N、S、卤素等元素的化合价是稳定的,只要掌握它们的化合价,注意到在化合物里每个原子周围的价层电子的总数等于8(所谓“八偶律”),就可以写出它们的路易斯结构式。

对于无机物,写路易所结构式就要困难得多。但大多数情况下,“八偶律”仍是起作用的。从上面已经写出的路易斯结构式里我们很容易发现这一点。但有时八偶律不起作用。主要有两种例外。

①缺电子结构——价电子,包括形成共价键的共用电子对之内,少于8电子的,称为缺电子结构。例如,第3主族的硼和铝,中性原子只有3个价电子,若一个硼原子和其它原予形成3个共用电子对,也只有6个电子,这就是缺电子结构。典型的例子有BCl3、AlCl3(这些化学式是分子式,即代表一个分子的结构)。缺电子结构的分子有接受其它原子的孤对电予形成配价键的能力。例如:

BCl3+:NH3=Cl3B←NH3

能够接受电子对的分子称为“路易斯酸”,能够给出电子对的分子称为“路易斯碱”。路易斯酸和路易斯碱以配价键相互结合形成的化合物叫做“路易斯酸碱对”。

②多电子结构例如,PCl5里的磷呈5价,氯呈1价。中性磷原予的价电子数为5。在PCl5磷原子的周围

的电子数为10,超过8。这种例外只有第3周期或更高周期的元素的原子才有可能出现。

有时,一个分子在不改变其中的原子的排列的情况下,可以写出一个以上合理的路易斯结构式,为解决这一问题,鲍林提出所谓的“共振”的概念,认为该分予的结构是所有该些正确的路易斯结构式的总和,真实的分子结构是这些结构式的“共振混合体”。

四.杂化轨道理论

电子配对法阐明了共价键的本质、特征和类型,但在解释多原子分子的几何形状(或空间构型)方面遇到了困难。例如C原子只有两个成单电子,但能形成稳定的CH4分子,所以电子配对法不能说明甲烷分子为什么是正四面体构型的分子。1931年鲍林提出杂化轨道理论,满意地解释了许多多原子分子的空间构型。

杂化轨道理论认为:

①形成分子时,由于原子间的相互作用,使同一原子中能量相近的不同类型原子轨道,例如ns轨道与np轨道,发生混合,重新组合为一组新轨道.这些新轨道称为杂化轨道。杂化轨道的数目等于参与杂化的原子轨道数目。如一个2s轨道与三个2p轨道混合,可组合成四个sp3杂化轨道;一个2s轨道与二个2p轨道混合,可得三个sp2杂化轨道;一个2s轨道与一个2p轨道混合,可得二个sp杂化轨道。

②杂化轨道的电子云一头大,一头小,成键时利用大的一头,可以使电子云重叠程度更大,从而形成稳定的化学键。即杂化轨道增强了成键能力。

③杂化轨道可以分为等性杂化和不等性杂化。等性杂化是所组合的一组杂化轨道的成分都相同的杂化。如甲烷中的C原子所生成的四个sp3杂化轨道,每个杂化轨道各含1/4的s轨道成分,3/4的p轨道成分。不等性杂化是所组合的一组杂化轨道的成分不全相同的杂化,如氨分子中的N原子所生成的四个sp3杂化轨道中,一个杂化轨道含0.3274的s轨道成分,0.6726的p轨道成分;其余三个杂化轨道各含0.2242的s轨道成分,0.7758的p轨道成分。

杂化有多种方式,视参加杂化的原子以及形成的分子不同而不同。

①sp3杂化——这是原子最外层的1个s轨道和3个p轨道发生的杂化。杂化以后形成四个等价的sp3杂化轨道。碳原子在与氢原子形成甲烷分子时就发生了sp3杂化。发生杂化时,碳原子的2s轨道和3个2p轨道发生混杂,形成4个能量相等的杂化轨道,碳原子最外层的4个电子分别占据1个杂化轨道。

每一个sp杂化轨道的能量高于2s轨道能量而低于2p轨道能量;杂化轨道的形状也可以说介于s轨道和p轨道之间。

3

四个sp杂化轨道在空间均匀对称地分布——以碳原子核为中心,伸向正四面体的四个顶点。这四个杂化轨道的未成对电子分别与氢原子的1s电子配对成键,这就形成了甲烷分子。

3

杂化轨道理论不仅说明了碳原子最外层虽然只有2个未成对电子却可以与4个氢原子形成共价键,而且很好地说明了甲烷分子的正四面体结构。

在形成H2O、NH3分子时,O、N原子实际上也发生了sp3杂化。与C原子杂化不同的是N、O原子最外层电子数分别为5个和6个,因而四个sp3杂化轨道里必然分别有1个和2个轨道排布了两个电子。这种已经自配对的电子被称为孤对电子。N和O的未成对电子分别与H原子的1s电子结合就形成了NH3分子和H2O分子。

篇三:高中化学竞赛辅导资料

化学竞赛辅导资料

( 全 初

赛 专辑 ) 国

第一节原子结构与化学键

一.原子核外电子的排布

现代原子结构理论认为,电子在原子核外高速运动,而且没有一定的轨道,所以,电子在核外运动时就像一团带负电荷的云雾笼罩着带正电荷的原子核,因此,通常把核外电子的运动比喻为电子云。原子结构理论进一步指出,核外电子是在不同层上运动,这些层叫做电子层;电子层又分为若干亚层;亚层还有不同的轨道;而在每个轨道中运动的电子还有两种不同的自旋。电子层、亚层、轨道、自旋四个方面决定了一个核外电子的运动状态。

不同元素的原子核外有不同数目的电子,这些电子是怎样在原子核外不同的电子层、亚层和轨道中排布的?原子结构理论指出,电子在原子核外的排布遵循三条规律,即泡利不相容原理、能量最低原理和洪特规则三条规律可以写出不同元素的电子排布式。

以上是对核外电子运动和排布的概括叙述。这一部分内容还应着重了解以下几点:

1.关于电子云的含义

电子云是一个形象的比喻,是用宏观的现象去想象微观世界的情景,电扇通常只有三个叶片,但高速转起来,看到的却是一团云雾,像是叶片化成了云雾;电子在核外运动速度极高,而且没有一定的轨迹,因而可以在想象中“看”到电子的运动“化”成了云雾,一团带负电荷的云雾。因此电子云不是实质性的云雾,不能理解为由无数电子组成的云雾。应该指出,氢原子核外只有一个电子,也仍可以用电子云来描述。

电子云常用由许多小黑点组成的图形表示。小黑点密集的地方表示在该处的单位体积内,电子出现机会较多(或称为几率密度较大)。电子云图中单独一个小黑点没有任何意义。

2.关于电子层、亚层、轨道的意义

①电子层——表示两方面意义:一方面表示电子到原子核的平均距离不同,另一方面表示电子能量不同。K、L、M、N、O、P??电子到原子核的平均距离依次增大,电子的能量依次增高。

②亚层——也表示两方面意义:一方面表示电子云形状不同,s电子云是以原子核为中心的球形,p电子云是以原子核为中心的无柄哑铃形,d和f电子云形状更复杂一些;另一方面,表示能量不同,s、p、d、f电子能量依次增高。

③轨道——在一定的电子层上,具有一定的形状和伸展方向的电子云所占据的空间,称为一个轨道。关于轨道的含义可以这样理解。轨道是指一个立体的空间;是原子核外电子云所占据的特定的空间;这个空间的大小、形状分别由电子层、亚层决定。除了s电子云是球形外,其余亚层的电子云都有方向,有几个方向就有几个特定空间,即有几个轨道。所以,轨道可以说是原子核外每个s亚层和其余亚层的每个方向上的电子云所占据的特定的空间。每一个原子核外都有许多电子层、亚层,因此,每个原子核外都有许多轨道。

p、d、f亚层的电子云分别有3个、5个和7个伸展方向。因而分别有3、5、7个轨道:3个p轨道 、5个 d轨道和7个f轨道。它们的能量完全相同;电子云形状也基本相同。

3.能级的概念

在电子层、亚层、轨道和自旋这四个方面中,与电子能量有关的是电子层和亚层。因此,将电子层和亚层结合起来,就可以表示核外电子的能量。核外电子的能量是不连续的,而是由低到高象阶梯一样,每一个能量台阶称为一个能级。因此,1s、2s、2p??分别表示一个能级。

4.氢原子和多电子原子核外的能级

有同学认为,氢原子只有一个电子,因而只能有一个电子层。其实,正确的说法是,氢原子像其

它所有原子一样,可以有许多电子层,电子层又分为若干亚层和轨道。只是在通常条件下,氢原子的这一个电子处于能量是低的1s轨道,这种状态叫基态;当电子从外界吸收能量以后,氢原子的这一个电子可以跃迁到能量较高的能级。氢原子核外能级由低到高的顺序是:1s<2s<2p<3s<3p<3d <4s<4p<4d<4f<5s??

但是,对核外有多个电子的原子来说,核外能级的顺序就与氢原子不同了。一般来说,多电子原子核外能级由低到高的顺序是:1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p??这种现象叫做能级交错现象。

5.电子排布式和轨道表示式

根据原子核外排布电子的三条规律,可以写出各种元素核外电子的排布情况。核外电子排布情况有两种表示方法:电子排布式和轨道表示式。

①写电子排布式时,先按由低到高的顺序排列出核外电子的能级,然后根据泡利不相容原理和能量最低原理向各个能级填充电子。错误的电子排布式不是违背了泡利不相容原理,就是违背了能量还低原理。例如将某元素原子的电子排布式写为1s22s22p33s1就是违背了能量最低原理,写成1s22s32p3就是违背了泡利不相容原理。

电子排布式中最有意义的是外层电子的排布,内层可以用所谓“原子实”代替。原子实是该元素电子排布式中相当于上周期惰性气体原子的部分。例如:Cl元素的电子排布式的略写式为[Ne]3s23p5。连原子实也不写的电子排布式叫做原子的特征电子排布或价电子排布。对个副族元素来说,特征电子排布就是最外层电子排布加上外层d电子(或f电子)排布。中学课本上称为外围电子排布。

②轨道表示式是用方框或圆圈表示轨道,在每个轨道内用向上、向下的箭头表示自旋不同的电子。写轨道表示式要特别注意不要违背洪待规则。

6.关于洪特规则的特例

洪待规则是电子在等能量轨道上排布时遵循的规律。它指出电子在等能量轨道(如三个p轨道)上排布时,将尽可能占满所有轨道,并且自旋方向相同。这样排布的原因是这种排布使整个原子的能量最低。将洪特规则推广开来,人们总结出,当等能量轨道半满(p3、d5、f7)、全满(p6、d10、f14)以及全空(p0、d0、f0)时,都可使原子整体能量处于相对较低的状态。这是洪特规则的特例。正因为如此,铬的特征电子排布变为3d54s1(而不是3d44s2)。

二.周期表中元素性质的递变规律

中学化学课本中对元素的金属性和非金属性,元素的化合价,原子半径等的递变规律作了较为详细的说明,这里再补充几个元素的性质。

1.电离势

对于多电子原子,使处于基态的气态原子变成+1价气态阳离子所需要的能量,称为第一电离势,常用符号I1表示。以+1价的气态阳离子再失去一个电子变成+2价的气态阳离子所需要的能量称为第Ⅱ电离势,用I2表示,依次类推,有第Ⅲ电离势I3等等。

电离势特别是第一电离势反映了单个原子失去电子能力的大小。元素的原子电离势越小,说明它越容易失去电子,其金属性越强。

对于多电子原子来说,各级电离势的大小顺序是I1<I2<I3??,这是因为离子的电荷正值越大,离子半径越小,失去电子越困难,需要的能量越高。

电离势数值的大小,主要取决于原子的核电荷数、原子半径以及原子的电子层结构。因此在周期表中,各元素的电离势,特别是第一电离势I1必然也呈周期性变化。一般说来,同一周期的元素电子层数相同,从左到右核电荷数增大,原子半径减小,核对外层电子的引力增大,因此越靠右的元素,

越不易失去电子,电离势也就越大。对于同一族来说,最外层的电子数相同,但自上而下,电子层数增多,原子半径增大起主要作用,半径越大,核对外层电子的引力越小,越容易失去电子,电离势就越小。因此元素第一电离能的周期性变化也是元素原子结构周期性变化的必然结果。

在同一周期里,从左到右元素的第一电离势虽然从总体上讲是增大趋势,但却不是直线增大的。例如,第三周期的镁、磷、氮的第一电离势就显得“反常”的高,这分别与3p0、3p3、3P6的稳定结构相联系。

2.一个基态的气态原子获得一个电子成为负一价气态阴离子时所放出的能量称为该元素的电子亲核势(即第一电子亲核势)。用符号E表示。一般的说,在同一周期中,从左到右电子亲核势增大;在同一族中,从上到下电子亲核势减小。

3.电负性

电离能可表达中性原子对外层电子的控制能力,电子亲和势可表达中性原子对外加电子的吸引能力。有些化学家结合分子的性质来研究这两个值,而导出一种用来表明原子对它和其它原子间形成化学键的共用电子的引力大小的标度,称它为电负性。电负性高表明此原子对共用电子的吸引力强;电负性低表明这种引力弱。运用电负性的观点可以看出:

①金属的电负性低,电负性越低金属越活泼。由此可见最低电负性的元素在周期表的左下角。周期表向左,向下则元素的电负性渐低。

②非金属的电负性高,最高电负性的元素应出现在周期表的右上方(未计稀有气体),氟的电负性最高。

③在主族元素中同族元素越向下电负性越低。在副族元素中电负性的变动不大。

④在同周期内,电负性按由左至有渐高。在长周期的过渡元素的中部有升高趋势,其后反有降低(但至p区的ⅦA升至很高)。

电负性差与成键两元素原子间单键的离子性百分率有关,电负性差越大成键时离子性越强,反之越弱。因此周期表里左下与右上的元素间化合物一般是离子化合物。非金属间电负性差不大而形成共价化合物。

非金属元素的化合物中,电负性也可表明元素氧化值的正、负。电负性大的元素氧化值为负;电负性小的元素氧化值为正。这给判断价态的正、负也带来了便利。

三.路易斯结构与共振理论

早在19世纪50年代,Frankland在考察元素相互化合的原子比时就提出了最原始的化合价的概念。把氢的化合价定为1,则和氢形成HCl,H2O,NH3,CH4的氯,氧,氮,碳的化合价便为1,2,3,4。它们彼此相互化合时,也会呈现这种化合价的相互关系,例如,碳和氯的化合物(CCl4)里的原子比为1:4,因为氯和氢化合价相同,所以CH4和CCl4符合同一个通式AB4;而碳和氧的化合物(CO2)里的原子比为1:2;因为氧的化合价是2,一个氧原子可以相当2个氢原子等等。当时的化学家们并不清楚化合价的实质,解释不了为什么不同的元素有不同的化合价,也解释不了为什么有变价。但却发现,化合价是元素性质的异同性以及分类的重要依据之一。例如,碱金属都表现1价,碱土金属都表现2价等等。以化合价等概念为基础的对元素的分类考察后来形成了门捷列夫发现元素周期律的出发点。

原始的化学键概念是为了形象地表达原始的化合价的概念提出的,没有任何结构上的实在含义。例如,为了表达化合价,可以用一根线段表示一价,把相互化合的原子连接起来,并把“—”、“=”和“≡”分别称为单键、双健和叁键。到本世纪初,在原子结构模型的基础上,路易斯(1916年,G.C.Lewis,美国化学家)提出了化学键的电子对理论。他认为,原子相互化合形成化学键的过程

可以简单地归结为未成对电子的配对活动。当A原子的一个未成对电子和B原子的一个未成对电子配成一对被双方共用的电子对,就形成一个化学健,这种化学键称为“共价键”。这样,就可以把表示化学健的“—”。改成“:”,以表示一对电子。这种化学符号就是所谓共价键的“电子结构式”。

路易斯的共用电子对理论阐明了化学键的实质。至今仍有重要的意义。几乎与提出共价键的同时;人们还建立了配价键和电价键(即离子键)的概念。当A原子和B原子化合,A原子供出一对电子对而B原子接受这对电子对,形成一对共用电子对,所形成的化学键就称为“配价键”。当A原子和B原子形成化学键时,A原子的未成对电子和B原子的未成对电子配成对,但这对电子并不是共用电子对而是为一方所独有,这样,一方失去电子,变成正离子,另一方得到电子,变成负离子,正负离子以静电引力相互吸引,形成的化学键称为“电价键”或称为“离子键”。

所谓“路易斯结构式”,通常是指如下所示的化学符号:

在路易斯结构式中,线段的意义,如前所述,代表共用电子对,仍称“单键”、“双键”和“叁键”(代表1,2,3对共用电子对)。成对的小黑点则代表未用来形成化学键的“价层电子对”,叫做“孤对电子对”(有时分子里有单个的非共用电子,如NO2)。

对于大多数有机化合物,通过观察便可写出他们的路易斯结构式。这是因为,在大多数有机化合物里,C、H、O、N、S、卤素等元素的化合价是稳定的,只要掌握它们的化合价,注意到在化合物里每个原子周围的价层电子的总数等于8(所谓“八偶律”),就可以写出它们的路易斯结构式。

对于无机物,写路易所结构式就要困难得多。但大多数情况下,“八偶律”仍是起作用的。从上面已经写出的路易斯结构式里我们很容易发现这一点。但有时八偶律不起作用。主要有两种例外。

①缺电子结构——价电子,包括形成共价键的共用电子对之内,少于8电子的,称为缺电子结构。例如,第3主族的硼和铝,中性原子只有3个价电子,若一个硼原子和其它原予形成3个共用电子对,也只有6个电子,这就是缺电子结构。典型的例子有BCl3、AlCl3(这些化学式是分子式,即代表一个分子的结构)。缺电子结构的分子有接受其它原子的孤对电予形成配价键的能力。例如:

BCl3+:NH3=Cl3B←NH3

能够接受电子对的分子称为“路易斯酸”,能够给出电子对的分子称为“路易斯碱”。路易斯酸和路易斯碱以配价键相互结合形成的化合物叫做“路易斯酸碱对”。

②多电子结构例如,PCl5里的磷呈5价,氯呈1价。中性磷原予的价电子数为5。在PCl5磷原子的周围的电子数为10,超过8。这种例外只有第3周期或更高周期的元素的原子才有可能出现。

有时,一个分子在不改变其中的原子的排列的情况下,可以写出一个以上合理的路易斯结构式,为解决这一问题,鲍林提出所谓的“共振”的概念,认为该分予的结构是所有该些正确的路易斯结构式的总和,真实的分子结构是这些结构式的“共振混合体”。

四.杂化轨道理论

电子配对法阐明了共价键的本质、特征和类型,但在解释多原子分子的几何形状(或空间构型)方面遇到了困难。例如C原子只有两个成单电子,但能形成稳定的CH4分子,所以电子配对法不能说明甲烷分子为什么是正四面体构型的分子。1931年鲍林提出杂化轨道理论,满意地解释了许多多原子分子的空间构型。

杂化轨道理论认为:

①形成分子时,由于原子间的相互作用,使同一原子中能量相近的不同类型原子轨道,例如ns

篇四:2014年高一化学竞赛辅导选拔考试以及答案

高一化学竞赛辅导选拔考试

注意事项:①考试时间:90分钟 试卷满分:150分

②可能用的相对原子质量:H—1 C—12O—16 Na—23 Al—27 S—32 Fe—56 Cu—64 I—127

Ba—137

第Ⅰ卷(选择题)共100分

(本题包括50小题,每小题2分,每题有一个或两个选项符合题意)

1.某学生交给老师的实验报告上有以下四个数据:①用量筒量取5.13 mL盐酸;②用托盘天平称取11.7g氯化钠固体;③有广泛PH试纸(PH值由1——14)测得某溶液的PH值为2.2;④用250 mL容量瓶配制250 mL 0.2 mol/L的NaOH溶液。其中测量数据合理的是()。

A、①② B、②④C、①③ D、①④

2. 下列说法正确的是( )。

A.日常生活中常用无水乙醇杀菌消毒 B.绿色食品是不含任何化学物质的食品

C.为保证饮食卫生大力提倡使用一次性筷子

D.燃煤时加入适量的石灰石,可减少废气中的二氧化硫

3.下列属于非电解质的是()。

A.Cl2 B.NH3C.CH3COOH D.C6H5ONa

根据以上数据,磷原子的半径可能是( )

A.0.80×10-10mB.1.10×10-10m C.1.20×10-10mD.0.70×10-10m

5.下列描述正确的是( )。

A.1 mol Na2O2参加化学反应总是转移1 mol电子B.1 mol Cl2参加化学反应总是转移2 mol电子

C.1 mol固体Na218O2与足量CO2反应后,固体质量增重26gD.金属钠应保存在CCl4中

6.下列离子方程式书写正确的是()。

A.小苏打中加入过量的石灰水Ca2++2OH-+2HCO3=CaCO3↓+CO32+2H2O --

B.氧化铁可溶于氢碘酸Fe2O3+6H+=2Fe3++3H2O

C.NaHSO4与Ba(OH)2溶液反应至溶液呈中性:Ba2++2OH+2H++SO42=BaSO4↓+2H2O --

D.电子工业上用30%的氯化铁溶液腐蚀敷在印刷线路板上的铜箔:2Fe3++Cu==2Fe2++Cu2+

7.(NH4)2SO4在高温下分解,产物是SO2、H2O、N2和NH3,在该反应的化学方程式中,化学计量数由小到大的产物分子依次是( )。

A. SO2、H2O、N2、NH3 B. N2、SO2、H2O、NH3

C. N2、SO2、NH3、H2O D. H2O、NH3、SO2、N2

8.今有一混合物的水溶液,只可能含有以下离子中的若干种:K、NH4、Cl、Mg2、Ba2、CO32、SO42++-++-

-,现取三份100 mL溶液进行如下实验:

(1)第一份加入AgNO3溶液有沉淀产生

(2)第二份加足量NaOH溶液加热后,收集到气体0.04 mol

(3)第三份加足量BaCl2溶液后,得干燥沉淀6.27 g,经足量盐酸洗涤、干燥后,沉淀质量为2.33 g。根据上述实验,以下推测正确的是( )。

A、 K一定存在 B、 100 mL溶液中含0.01 mol CO32 +-

C、 Cl可能存在 D、 Ba2一定不存在,Mg2可能存在 -++

9.已知氧化还原反应:2Cu(IO3)2+24KI+12H2SO4 = 2CuI↓+13I2+12K2SO4+12H2O

其中1 mol氧化剂在反应中得到的电子为( )。

A.10 mol B.13 mol C.12 molD.11 mol

10.NaHCO3和Na2CO3·10H2O晶体的混合物10g,溶于水制成200mL溶液,其中c(Na+)=0.50 mol/L。若将

10g的这种混合物,加热到质量不变为止,减少的质量为( )。

A、5.3g B、4.7g C、5.0g D、4.0g

11.将ag CuO和Fe2O3的混合物分成两等份,向其中一份中加入bmL cmol/L的稀盐酸正好完全反应;另

一份在加热的条件下用H2还原,反应完全时用去H2d L(折算成标准状况)。则d等于()。

A、11.2bc×10-3 B、22.4bc×10-3

C、22.4(3a-4bc×10-3) D、22.4(3a-4bc)×10-3

12.将一定质量的Zn、Fe、Mg、Al混合物与足量稀H2SO4反应,生成H22.8 L(标况),原混合物的质量

可能为( )。

A、2gB、4g C、8g D、10g

13.工业上以CuO和H2SO4为原料制备CuSO4·5H2O晶体。为确保制备过程中既不补充水,也无多余的水

分,所用硫酸溶液溶质的质量分数应为()。

A.45.8% B.57.6%C.72.3% D.无法确定

14.已知反应(1)2NaI+MnO2+3H2SO4=2NaHSO4+MnSO4+2H2O+I2和反应(2)2NaIO3+5NaHSO3=

2Na2SO4+3NaHSO4+H2O+I2均可得到I2,下列有关说法正确的是()。

A.NaI和NaIO3在一定条件下能反应生成I2

B.氧化性:MnO2>IO3>I2>SO42>Mn2 --+

C.两个反应中生成等量的I2时转移的电子数相等

D.I2在反应⑴中是氧化产物,在反应⑵中是还原产物

15.下列各组物质的无色溶液

高中化学竞赛初赛辅导

,不用其它试剂即可鉴别的是()。

①KOHNa2SO4AlCl3 ②NaHCO3BaCl2H2SO4

③HClNaAlO2 NaHSO4 ④Ca(OH)2Na2CO3BaCl2

A.①②B.②③ C.①③④ D.①②④

16.下列各组离子一定能大量共存的是()。

A.在含有大量AlO2的溶液中:NH4、Na、Cl、H

B.在强碱溶液中:Na、K、CO32、NO3 ++---++-+

C.在pH=12的溶液中:NH4、Na、SO42、Cl ++--

D.在c(H+)=0.1 mol·L1的溶液中:K、I、Cl、NO3 -+---

17.锌与很稀的硝酸反应生成硝酸锌、硝酸铵和水。当生成1mol硝酸锌时,被还原的硝酸物质的量为()。

A.2 mol B.1 molC.0.5 mol D.0.25 mol

18.设NA为阿伏加德罗常数,下列说法正确的是( )。

A.23 g Na在氧气中完全燃烧失电子数为0.5NA

B.由CO2和O2组成的混合物中共有NA个分子,其中的氧原子数为2NA

C.标准状况下,11.2 L SO3所含分子数为0.5NA

D.室温下,8g甲烷含有共价键数为2NA

19.某无色气体可能含有CO2、CO、H2O蒸气,H2中的一种或几种,依次进行如下处理(每一处处理均

反应完全):①通过碱石灰,气体体积变小;②通过赤热的氧化铜时,固体变为红色;③通过无水CuSO4

粉末时,粉末变成蓝色;④通过澄清石灰水时,石灰水变浑浊,由此可以确定混合气体中()。

A、一定含有H2O蒸气、CO2、可能含有H2、COB、一定含有H2O蒸气、CO,可能含有H2、CO2

C、一定含有CO、CO2,可有含有H2、H2O蒸气D、一定含有H2、CO,可能含有H2O蒸气、CO2.

20.A是一种常见的单质,B、C为中学常见的化合物,A、B、C均含有元素X。它们有如下的转化关系(部

分产物及反应条件已略去):下列判断正确的是()。

A.X元素可能为Al B.X元素一定为非金属元素

C.反应①和②互为可逆反应 D.反应①和②一定为氧化还原反应

21.下列各组物质的稀溶液混合,再加入适量硫酸溶液,静置后,颜色没有明显改变的是()。

A.酚酞溶液、NaOH、KNO3 B.Ba (NO3)2、NaNO3、CuCl2

C.FeCl2、KSCN、NaNO3 D.品红溶液、Na2SO3、KCl

22.有一种碘和氧的化合物可以称为碘酸碘,其中碘元素呈+3、+5两种价态,这种化学式和应当具有的

性质为()。

A、I2O4 强氧化性 B、I3O5 强还原性 C、I4O9 强氧化性D、I4O7 强还原性

23.下列制取物质的方案正确的是()。

A.用生锈的铁与稀H2SO4反应制绿矾B.铜先被氧化成CuO,再与稀H2SO4反应制CuSO4

C.过量的Fe与Cl2加热反应制FeCl2D.MnO2与稀盐酸反应制Cl2

24.下列离子方程式书写正确的是()。

---A.碳酸氢钙溶液中加入了少量氢氧化钠溶液:HCO3+OH==CO32+H2O

-B.氯化铁溶液中通入硫化氢气体:2Fe3++S2=2Fe2++S↓

-C.次氯酸钙溶液中通入二氧化硫:Ca2++2ClO+H2O+SO2==CaSO3↓+2HClO

-D.氯化亚铁溶液中加入硝酸:3Fe2++4H++NO3==3Fe3++2H2O+ NO↑

25.1998年美国科学家合成出具有极强爆炸力的―N5‖,已知它是带电荷的呈V形构型,5个氮原子最外层

n?都满足8电子结构,且含2个N?N,可将其视为―N5‖,则n值为()

A.1 B.2 C.3 D.4

26.下列说法正确的是: ( )

A.相同质量的热水比冷水含有更多的热量

B.化学反应限度大,该反应的速率也大

C.在相同条件下,分子破裂为原子所吸收的能量与相应原子结合成分子所放出的能量数值相同

D.化石燃料的开采与使用,有利于节能减排与保护环境

27.秤取160 g CuSO4(160 g/mol)250 g CuSO4·5H2O(250 g/mol)分别溶于水时,前者释热66 kJ/mol,后者

吸热11 kJ/mol。则CuSO4(s) + 5H2O(l) = CuSO4·5H2O (s) 的热效应是( )

A.释热77 kJ/mol B.释热55 kJ/mol

C.吸热77 kJ/mol D.吸热55 kJ/mol

++----28.从某些性质看,NH3和H2O,NH4和H3O,OH和NH2,N3和O2两两相当,据此判断下列反应方

程式正确的是 ( )

① 3 2

4

2

2O

③ 3Mg(NH2)23N2④ NH42A.仅①正确 B.②④正确 C.全部正确 D.正确①②④

29.NaH是离子化合物,与H2O反应,有气体生成,现有NaH与Al粉的混合物m g投入足量水中,全部溶解,生成n g H2。则原混合物中Al粉的最大质量为: ( )

24???m?n?g5? B

.? A.(36n–2m)g C.(2 n–m)g D.(24 m–5n)g

30.以葡萄糖为燃料的微生物燃料电池如图所示。关于该电池的叙述正确的是:()

A.该电池能够在高温下工作 -+B.电池的负极反应为: C6H12O6+6H2O–24e= 6CO2↑+24H

C.放电过程中,将生成的CO2和水随时排出,保持电解质浓度恒定

D.在电池反应中,每消耗1mol O2, 理论上能生成标况下CO2 22.4/6 L 31. 在密闭容器中盛有H2、O2、Cl2三种气体, 电火花点燃后,三种气体都

正好反应完全,冷却到室温,所得溶液得质量分数为25.26%,则原混合气体

中三者得物质的量之比为 ( ) 质子交换膜

(A)6:3:1 (B)9:6:1(C)13:6:1(D)15:8:1

32. 将a%的酒精和(100-a)%的乙醇溶液等体积混合后所得乙醇溶液的质量分数可能是( )

A大于50% B小于50% C小于或等于50% D大于或等50%

33.碘是一种与人的生命活动密切相关的元素,已知碘单质能溶于NaOH或KI溶液,反应方程式分别为:

I2+6OH-=5I-+IO3-+3H2O(HIO不稳定,易发生歧化反应)和I2+I-=I3-,溴化碘(IBr)是一种的卤素互化物,

具有与卤素单质类似的性质,下列反应方程式正确的有: ( )

A.IBr加入Na2S溶液中产生白色浑浊: IBr+ S2-=I-+Br-+S↓

B.IBr加入KI溶液中: IBr+I-=Br-+I2

C.IBr加入NaOH溶液中: IBr+2OH-=I-+BrO=+H2O

+D IBr加入AgNO3溶液中: 3IBr+5Ag+3H2O=3AgBr↓+2AgI↓+IO3-+6H+

34. 若NA表示阿伏加德罗常数,在3(NH4)2SO4

N2 + 4NH3↑+ 3SO2↑+6H2O中,当有NA个电子转移

时,以下说法正确的是:: ( )

A.有1/2 mol(+6价S)被还原B.有 1/3 mol SO2生成

C.有1/3 mol(-3价N)被氧化D.有2/3 mol (NH4)2SO4分解

35.某稀溶液中含有Fe(NO3)3 、Cu(NO3)2 、HNO3,若向其中逐渐加入

铁粉,溶液中Fe2+浓度和加入铁粉的物质的量之间的关系如下图所示。

则稀溶液中Fe(NO3)3、Cu(NO3)2、HNO3物质的量浓度之比为: ( )

A.1:1:1B.1:3:1 C.3:3:8D.1:1:4

36. 在11P+15CuSO4+24H2O=5Cu3P+6H3PO4+15H2SO4的反应中,当有1

摩尔的CuSO4被还原时,则被氧化的P为( )

A.2/5摩 B1/5摩 C.11/15摩 D.1/3摩

37. 工业上用 NaOH 溶液吸收制取 HNO3 的尾气 NO 和 NO2 ,反应的化学方程如下:NO + NO2 + 2

NaOH = 2 NaNO2 + H2O 2 NO2 + 2 NaOH = NaNO2 + NaNO3 + H2O某次实验中,将 40 mL 的 NO 和

60 mL 的 NO2 一起通入足量的 NaOH 溶液中充分吸收后,剩余气体的体积为: ( )

A.40 mL B.60 mL C.20 mLD.0 mL

38. 在M、N两种元素组成的某种化合物中,M和N的质量比是3:1,又知M和N的原子量之比是12:1,则下列式子中,能够表示此化合物的化学式的是: ( )

AMN4 B MN3 CMN D M2N

39. 取含有 0.02 mol 的硫酸溶液, 先投入 0.24 g 镁粉, 再滴入 NaOH 溶液, 当使溶液中的镁离子全部转

化为沉淀时, 需要NaOH 的物质的量为 : ( )

A. 0.02 molB. 0.03 molC. 0.04 mol D. 0.01 mol

40. 在天平两个托盘上,各放置盛有100ml 2mol/L盐酸的烧杯,调节天平平衡后,分别加入下列各组物

质,待充分反应后,天平仍保持平衡的是:

A.5克镁和5克铁B 0.1摩镁和0.1摩钠C 10克镁和10克铁D 1摩镁和1摩铁

41.“轻轨电车”是一种交通工具。当电车启动时,电车电刷跟导线的接触点上,由于摩擦会产生高温,因

此接触点上的材料应该具有耐高温、能导电的性质。你认为该接触点上材料的选用较为合适的是

()

A.金刚石 B.铝 C.石墨 D.铁

42.下列离子组能大量共存的是()

---+ A.含大量H+的溶液中:I、Cl、NO3、Na

-+-- B.含AlO2的溶液中:Na、K+、NO3、HCO3

+++-- C.含大量Al3的溶液中:K、Na、NO3、ClO

----+ D.含大量OH的溶液中:CO32、Cl、F、K

43.P4S3的结构研究表明,该分子中没有不饱和键,且各原子的最外层均达到了8电子结构。在该分子中含

有的共价键个数是 ()

A.7个 B.8个 C.9个 D.10个

44.在元素周期表的主族元素中,甲元素与乙、丙、丁三种元素上下、左右相邻,丙元素的原子序数等于甲、乙两种元素的原子序数之和,四种元素原子的最外层电子数之和为20。下列说法正确的( )

A.甲、乙、丙、丁四种元素均为短周期元素

B.甲的气态氢化物的稳定性强于乙的气态氢化物

C.甲的含氧酸的酸性弱于丙的含氧酸

D.元素丁形成的化合物比元素乙形成的化合物多

45.水解是物质与水发生反应形成新物质的反应。下列说法不正确的是()

A.CaO2的水解产物是Ca(OH)2和H2O2 B.Mg3N2的水解产物是两种碱

C.PCl3的水解产物是HClO和PH3 D.CaC2的水解产物之一是C2H2

46.高氯酸是很强的酸,沸点130℃。质量分数为60%的溶液加热不分解,浓度增高就不稳定,受热易分解,

热、浓的高氯酸溶液遇有机物爆炸。为使市售70%高氯酸进一步浓缩,采取的措施正确的是()

A.加入浓硫酸后常压蒸馏 B.各仪器连接处的橡胶塞应塞紧防止漏气

C.加入浓硫酸减压蒸馏 D.各仪器连接处必须用磨口玻璃

47.向300mL KOH溶液中缓慢通入2.24L(标准状况下)CO2气体,充分反应后,在减压蒸干溶液,得到

11.9g白色固体。则下列说法中正确的是 ( )

A.此白色固体为KOH和K2CO3的混合物B.此白色固体中含有K2CO3 6.90g

-C.原KOH溶液中的物质的量浓度是0.500 mol·L1D.此白色固体KHCO3

48.碱性电池具有容量大,放电电流大的特点,因而得到广泛应用。锌-锰碱性电池以氢氧化钾溶液为电

解液,电池总反应式为:Zn+2MnO2+2H2O=Zn(OH)2+2MnOOH,下列说法错误的是 ( )

A.电池工作时,锌失去电子

--B.电池正极的电极反应式为:2MnO2+2H2O+2e=2MnOOH+2OH

C.电池工作时,电子由正极通过外电路流向负极

D.外电路中每通过0.2 mol 电子,锌的质量理论上减少6.5 g

49.工业上利用氢气在氯气中燃烧,所得产物再溶于水的方法制盐酸,流程复杂且造成能量浪费。有人设想

利用原电池原理直接制备盐酸的同时,获取电能,假设这种想法可行,下列说法肯定错误的是( )

A.两极材料都用石墨,用稀盐酸作电解质溶液

B.通入氢气的电极为原电池的正极

C.电解质溶液中的阳离子向通氯气的电极移动

--D.通氯气的电极的反应式为Cl2+2e===2Cl

50.对于锌—铜—稀H2SO4组成的原电池装置中,当导线中有1 mol电子通过时,理论上的两极变化是( )

①锌片溶解了32.5 g ②锌片增重32.5 g ③铜片上析出1 gH2 ④铜片上析出1 mol H2

A.①③B.①④

C.②③ D.②④

第II卷(非选择题)共30分

篇五:高中化学竞赛(初赛)辅导计划(高一)

高中化学竞赛(初赛)辅导计划(高一)

高安中学胡浪华

教学建议:先易后难、先慢后快、灵活安排,严格按大纲要求控制深度和广度。

高一(上)化学竞赛培训计划表

高一(下)化学竞赛培训计划表