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高一化学复习汇总
第一章 化学反应及其能量变化
知识结构 化学反应的分类：
离子反应、分子反应

由参加反应的粒子 化合反应

氧化还原反应 由有无电子 化学反应 由反应的 分解反应
非氧化还原反应 得失或转移 物质类型 置换反应

由能量转换 复分解反应

放热反应、吸热反应
第一节 氧化还原反应
一. 有关概念
价降低 得电子 被还原 （还原反应）

氧化剂 + 还原剂 ===== 还原产物 + 氧化产物

价升高 失电子 被氧化 （氧化反应）
㈠ 定义 凡是发生电子转移的化学反应都属于氧化还原反应。
㈡ 实质 有电子的得失或电子对的偏移。
㈢ 特征 有元素的化合价改变。
㈣ 特点 “对立、统一”的规律。
〖记忆〗升(化合价升高)→失(失电子, 电子对偏离)→氧(氧化反应)→还剂(还原剂)；
二. 表示方法 ☆线桥的起始和终结必须对准元素！！！
㈠“双线桥”法
① 箭号方向由“反应物”指向“生成物”；
② 转移电子数，一定要写“得失”。(线桥不代表电子转移的方向,只能说明由“反应
物”变成“生成物”得失电子过程！)
㈡ “单线桥”法
① 箭号方向由“反应物(还原剂)”指向“反应物(氧化剂)”；② 转移电子，只写数目，不写“得失”。
三. 反应类型
㈠ 不同物质，不同元素
㈡ 同种物质，不同元素 —— (有单质生成的“分解反应”)
㈢ 同种物质，同种元素(同种价态)称为“歧化反应”
①Cl2+H2O ②Cl2+OH- ③Na2O2+H2O ④Na2O2+CO2
㈣ 不同物质，同种元素(不同价态) 称为“归中反应”
如 KClO3+6HCl=KCl+3Cl2↑+2H2O
㈤ 物质部分被氧化；部分未被氧化
如 MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O
物质部分被还原；部分未被还原
如 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO↑+ 4H2O
“氧化还原反应”与“基本反应类型”的关系：
⒈ 有单质参加、有单质生成的“化合反应”或“分解反应”属于氧化还原反应；
⒉ “置换反应”一定是氧化还原反应；
⒊ “复分解反应”一定属于非氧化还原反应。
四. 常见的氧化剂、还原剂
物质分类氧化剂\还原剂 单质 氧化物 酸 碱 盐
常见氧化剂 O2, X2, S CuO, CO2Na2O2MnO2 H2SO4, HNO3 × KMnO4,FeCl3, Cu2+
常见还原剂 金属, H2, C CO H2S,HI ,HBr(HCl) × FeCl2
元素的价态和其氧化性、还原性
⒈元素为最高价态时：只有氧化性；如H+只有氧化性。
⒉元素为最低价态时：只有还原性；如Cl-只有还原性。
⒊元素为中间价态时：既有氧化性；又有还原性。
如0价S有氧化性也有还原性。
物质的氧化性、还原性
⒈水只作氧化剂的反应：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑; (盐酸只做氧化剂的反应：Zn+2HCl=ZnCl2+H2↑)
⒉水只作还原剂的反应：2F2+2 H2O=4HF+O2↑ (盐酸只做氧化剂的反应：MnO2 + 4HCl = MnCl2 + Cl2↑+ 2H2O)
⒊水即作氧化剂，又作还原剂的反应： 2H2O=(电解)=2 H2↑+ O2↑
⒋水即不作氧化剂，又不作还原剂的反应：
⑴非氧化还原反应 ① H2O+CO2=H2CO3; ② H2O+CaO=Ca(OH)2
⑵氧化还原反应 ① Cl2+H2O=HCl+HClO; ②2Na2O2+2H2O=4NaOH+ O2↑(盐酸即不作氧化剂，又不作还原剂的反应：NaOH+ HCl=NaCl+ H2O)
五. 氧化性、还原性相对强弱的比较
㈠ 氧化还原反应中：氧化剂氧化性＞氧化产物氧化性; 还原剂还原性＞还原产物还原性
㈡ 碱金属原子的还原性强弱顺序Li ＜Na ＜K ＜Rb ＜Cs ，
碱金属阳离子的氧化性强弱顺序Li +＞Na+ ＞K+＞Rb+ ＞Cs+ ；
卤素原子的氧化性强弱顺序F ＞Cl ＞Br＞ I，
卤素原子的还原性强弱顺序F -＜Cl - ＜Br -＜ I -。

第二节 离子反应
一. 有关概念
㈠ 电离：化合物在水溶液或熔化状态下，能够解离成自由移动离子的过程叫做电离。
㈡ ⒈电解质：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物(因为发生电离)。
⒉非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能够导电的化合物(因为没有电离)。
酸、碱、盐(和水)都是电解质

㈢ ⒈强电解质：在水溶液里能够全部电离的电解质。强电解质溶液中没有电解质分
子，只有离子，这些离子之间不反应，能够共存！
强酸、强碱、大部分盐是强电解质

⒉弱电解质：在水溶液里只能够部分电离的电解质。弱电解质溶液中既电解质分
子，又有离子(少量)，这些离子之间不能够大量共存！
弱酸、弱碱、水是弱电解质

二. 离子反应 ① 在水溶液里；② 有电解质参加或生成的反应。
㈠ 反应类型:
⒈离子互换的复分解反应(☆复分解反应发生的条件)
⒉离子参加的置换反应 ；
⒊离子之间的氧化还原反应
㈡ 反应特点:⒈反应速度快;⒉一定的离子之间发生反应，不受其它离子存在的影响;⒊整个电解质溶液不显电性。
㈢ 离子共存
阳离子 不能大量共存的离子 阴离子 不能大量共存的离子
H+ OH-, ClO-, HCO3-, CO32- OH- H+, Mg2+ Fe3+ Cu2+ Ag+
Ca2+ CO32-,SO42- Cl- Ag+
Ba2+ CO32-,SO42- *ClO- H+,
Mg2+ OH- ,CO32- SO42- Ba2+, Ca2+,Ag+
Fe3+ OH-, HCO3- H+,
Cu2+ OH-, CO32- CO32- H+, Ca2+Mg2+, Cu2+ Ag+
Ag+ OH-, Cl-, CO32- ,SO42-
①H+, OH-,不共存； ②H+不与“弱酸根离子”共存；③OH-不与“弱碱”的金属阳离子共存 ；④能生成难溶盐的阴、阳离子之间不能共存。
㈣ 盐在水中的“溶解性表”
①钾、钠、铵、硝盐都溶； ②氯化物除银、亚汞； ③硫酸（盐）不溶是钡、铅；④碳、磷、氢硫（亚硫和硅）多不溶 ——　溶的只有钾、钠、铵。

三. 离子方程式
㈠ 书写:　
⒈书写原则 ① 必须遵守客观事实，不能主观臆造；② 必须遵守质量守恒；③ 必须符合电荷守恒。
⒉书写步骤 ① “写” ② “拆” ③ “删” ④ “查” (1.查“书写原则”是否
违背 ；2.查“步骤②” 该拆的是否已拆;不该拆的是否仍用化学式表示。)
㈡ 离子方程式和化学方程式：
⒈ 离子方程式的基础是化学方程式
⒉ 离子方程式能表示离子反应的实质
如 酸和碱的中和反应的实质是 H+ + OH— == H2O 的反应
⒊ 化学方程式只能表示一个具体的化学反应，离子方程式能表示同一类所以的离子
反应。
如 H+ + OH— == H2O 的反应，可以表示所有只发生强酸和强碱的同一类的离子反应。（也就是说，在离子方程式中H+ 代表的是强酸；OH—代表的是强碱）

第三节 化学反应中的能量变化
凡是有新物质的生成的变化，叫做化学变化(也叫做化学反应)。

用原子 — 分子论解释“化学变化是：
旧分子破坏 （原子重新组合） 新分子生成

从能量角度分析旧分子破坏需要能量； 新分子生成放出能量。
根据“能量守恒定律”则：

吸收的能量 释放的能量

放出热量
反 应 物 生 成 物
的 的
总 能 量 总 能 量


吸收的能量 释放的能量
吸收热量
反 应 物 生 成 物
的 的
总 能 量 总 能 量

⑴ 放热反应的定义：放出热量的化学反应。
∵反应物的总能量 ＞ 生成物总能量，∴该反应为放出热量。
点燃
如 ① C + O2 == CO2 ； ② 一切中和反应都是“放热反应”
③ 铝和盐酸的反应
⑵ 吸热反应的定义：吸收热量的化学反应。
∵反应物的总能量 ＜ 生成物总能量，∴该反应为吸收热量。

高温 高温
如① C + CO2 == 2CO ； ②C + H2O（g）== H2 + CO③ 氢氧化钡和硝酸铵的反应（此反应属于“复分解反应”）

三大化石燃料：煤、石油、天然气。
燃料充分燃烧 ⑴ 要有足够的空气；⑵ 要有足够的接触面。

焦炭在高温下与水蒸气反应：
高温
C（s）+H2O（g）== H2（g）+CO（g）

水煤气
【英文代号】固体（ s ）；液体（ l ）；气体（ g ）；溶液（ aq ）。

第二章 碱金属
知识结构
锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）统称为碱金属。
Na2O
NaCl Na NaOH Na2CO3 NaHCO3
Na2O2
第一节 钠
一. 知识 钠的主要化性 Na — (氧化剂) → Na+
(还原性) O2，Cl2 (氧化产物)
S，(H2)
H2O，H+
★注意：钠与水、酸的反应
2e—
：
2Na + 2H2O ==== 2NaOH + H2↑ 2Na + 2H2O ==== 2Na+ + 2OH—+ H2↑
（既是氧化还原反应） （此反应也是离子反应——离子方程式）

2Na + 2HCl === 2NaCl + H2↑ 2Na + 2H+ ==== 2Na+ + H2↑
（比与水反应剧烈） （此反应也是离子反应——离子方程式）
*金属钠的制法 Na+— (强还原手段) → Na
(弱氧化性) 电解 (还原产物)
二. 实验
㈠ 性质的实验： ① Na在空气中的燃烧；② Na在Cl2中的燃烧；③ Na和H2O的反应；
㈡ 了解的实验： *Na和CuSO4溶液的反应；

三. 计算
㈠ 碱金属跟水的反应：2R+2H2O=2ROH+H2↑(R表示碱金属)
㈡ 碱金属跟酸的反应：2R+2H+=2R++H2↑(R表示碱金属)
㈢ 有关天平平衡的计算。
第二节 钠的化合物
一. 知识
㈠ 钠的氧化物

Na2O(Na与O2常温反应生成) Na2O2(Na与O2点燃或加热反应生成)
碱性氧化物 过氧化物 (具有氧化性，漂白性)
⒈ Na2O+ H2O=2NaOH　　　　 ⒈ 2Na2O2+ 2H2O=4NaOH+ O2↑(放热)
⒉ Na2O+ CO2= Na2CO3 ⒉ 2Na2O2+ 2CO2=2Na2CO3 + O2↑
⒊ Na2O+2HCl=2 NaCl+ H2O ⒊ 不要求掌握Na2O2与酸的反应
(以上反应均是非氧化还原反应) (以上反应均是“歧化反应”)

㈡ 氢氧化钠 （俗称：苛性钠；烧碱；火碱）具有碱的通性。
⒈向氢氧化钠溶液中逐渐通入二氧化碳。
①2NaOH+CO2= Na2CO3+ H2O
＋②Na2CO3+ H2O+CO2=2 NaHCO3
③NaOH+CO2= NaHCO3
⒉ 向硫酸溶液中逐滴加入氢氧化钠溶液。
①H2SO4+NaOH=NaHSO4+H2O
＋②NaHSO4+NaOH= Na2SO4+H2O
③H2SO4+2NaOH= Na2SO4+2H2O
⒊ 向氢氧化钠溶液中滴加稀硫酸
①2NaOH +H2SO4= 2H2O+Na2SO4
＋②Na2SO4+H2SO4= 2NaHSO4
③H2SO4+NaOH=NaHSO4+H2O
【小结】⒈中和反应：⑴ 酸过量（碱不足）生成酸式盐；
⑵ 酸不足（碱过量）生成正盐。
⒉ 酸式盐 + 碱 == 正盐 + 水
⒊ 正盐 + 酸（与正盐相应的酸） == 酸式盐

㈢ 碳酸钠与碳酸氢钠
碳酸钠(俗称：纯碱，苏打) 碳酸氢钠(俗称：小苏打)
1.Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑； NaHCO3+HCl=2NaCl+ +CO2↑
(后者与盐酸反应要比前者与盐酸反应剧烈！)
Na2CO3不与NaOH反应！ ； NaHCO3+NaOH= Na2CO3+ H2O
2. 2NaHCO3+ Ca(OH)2=CaCO3↓+2H2O+Na2CO3；
Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH； NaHCO3+ Ca(OH)2= CaCO3↓+H2O +NaOH；

3. Na2CO3+ CaCl2= CaCO3↓+2 NaCl； NaHCO3与CaCl2不反应！ (BaCl2)
(常用上述反应鉴别Na2CO3 与NaHCO3溶液)
△
4. Na2CO3稳定(受热不分解)； 2NaHCO3= Na2CO3+ H2O+CO2↑
(常用上述反应鉴别Na2CO3 与NaHCO3的固体)

【转化】 （溶于水，通入过量CO2）
Na2CO3 NaHCO3
（1.固体加热；2.溶液加NaOH溶液）
★注意：以上1～4中那些是“离子反应”，请写出“离子方程式” 。

二. 实验
㈠ 性质实验
⒈Na2O2与H2O的反应(放热) ⒉Na2CO3与NaHCO3分别跟HCl反应，其速度不同。
⒊NaHCO3受热分解——生成CO2的反应
㈡ 了解的实验
Na2O2与CO2 的反应(放热)

三. 计算（选学）
㈠ 根据化学方程式进行的有关“差量”的计算；
㈡ 根据化学方程式进行的有关“多步”的计算；
㈢ 根据化学方程式进行的有关“混合物”的计算。

第三节 碱金属元素
一. 知识





相似性 差异性(递变规律)
㈠ 原子结构：原子最外电子层都是1个电子 随核电荷数的递增，原子半径递增。

㈡ 元素性质： 均为活泼金属元素 随核电荷数的递增，金属性递增。

㈢ 单质物性： 银白色，金属光泽，质软 随核电荷数的递增，熔沸点逐渐降低，
有延展性，导电和热的良 密度(变化趋势)增大。
导体，密度小，熔沸点低
㈣ 单质化性： 均为活泼金属，显还原性 Li Na K Rb Cs Fr
★随核电荷数的递增，(原子)还原性递增。
Li+ Na+ K+ Rb+ Cs+ Fr+
★随核电荷数的递增，碱金属的阳离子的氧化性递减

二. 实验
㈠ 性质实验 对比K 和Na在空气中的燃烧的剧烈程度；与水反应时的剧烈程度。
㈡ 焰色反应 ① 只掌握钾和钠的焰色反应； ② 焰色反应的操作步骤。
第三章物质的量 小结
《四个新概念、四个新公式》
【一】
概念: 物质的量；摩尔；1摩物质的量的确定。
内容：物质的量是一个基本物理量；摩尔是物质的量的单位；
凡含有阿伏加德罗常数个构成粒子的物质的量为1摩尔。
公式1： N N
n = —— = ———————
NA 6.02×1023/mol
推论： n1 N 1
—— = ——
n2 N 2
单位与符号：物质的量的符号：n ；物质的量的单位：摩尔(简称 摩)。
摩尔的符号：mol。粒子数的符号：N ；阿伏加德罗常数的符号：NA 。
【二】
概念：摩尔质量。
内容：单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量；（当前可认为：每摩物质的质量克数，叫做物质的摩尔质量）
公式2： m
M = —— ；
n
推论： m1 n1 M1 m1 n1 M2
M同：— = — ；n同：— = — ； m同：— = —
m2 n2 M2 m2 n2 M1
单位与符号：摩尔质量的符号：M ；摩尔质量的单位：g/mol(当前主要应用)

【三】
概念：气体摩尔体积。
内容：单位物质的量的气体所占据的体积叫做气体摩尔体积；（当前可认为：在标准状况下,1摩任何气体的体积都约是22.4 L，也就是说，在标准状况下气体摩尔体积为22.4 L/ mol）
公式3： V(g) SPT V(g)
n(g)= —— ==== —————
Vm 22.4L/mol
单位与符号：气体摩尔体积的符号：Vm ；气体摩尔体积的单位：L/mol(当前主要应用)；气体的密度的单位：g/L。

【阿伏加德罗定律】
内容：在同温同压下，相同体积的任何气体里含有相同的分子数。
推论：同T、同P下 同T、同P下，同V(g)
V(g)1 n(g)1 m(g)1 M(g)1 ρ(g)1
—— = —— ——— = ——— = ——— =ρ相
V(g)2 n(g)2 m(g)2 M(g)2 ρ(g)2
【气态物质相对分子质量】
⑴在标准状况下：M g / mol =ρg/L×22.4L/mol⑵在同温同压下，M 未知 = M 已知 ×ρ相

【四】
概念：物质的量浓度。
内容：以单位体积溶液里所含有溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量, 叫做溶质B
的物质的量浓度。（当前可认为：每升溶液里所含溶质B的物质的量，叫做溶质B的物
质的量浓度）
公式4： nB
cB = ——
V
推论：cB同时： V(aq)同时： nB同时：
nB1 VB1(aq) cB1 nB1 cB1 VB2(aq)
—— = ——— ； —— = —— ； —— = ————
nB2 VB2(aq) cB2 nB2 cB2 VB1(aq)

单位与符号：物质的量浓度的符号：cB ；物质的量浓度的单位：mol/L；
溶液的体积的单位：L；溶液的密度的单位：g/mL 。
【溶质的质量分数】
内容：用溶质的质量与溶液的质量的比，表示溶液组成的物理量。
公式：
mB ,
ω= ———×100%
m(aq)
【ω与cB之间的换算】
1.已知ωB和ρ，求：cB ？ 取溶液100g, 则mB = 100ωg
nB 100ωg ÷MB g / mol 100ω×ρ×103
cB= — = —————————— = ———————— mol / L
V 100g ÷ρg / mL÷1000 mL / L 100× MB
ω×ρ×103
cB = —————— mol / L
MB
2.已知cB和ρ，求：ωB ？ 取溶液1L, 则nB = c mol
m B cB×MB g / mol
ωB = ——— = ——————————————×100%
m(aq) 1L×1000 mL / L×ρg / mL
cB×MB
ωB = ——————100%
ρ×1000

【溶液稀释公式】 【混合物摩尔质量计算】
c(浓溶液)×v(浓溶液)=c(稀溶液)×v(稀溶液) m混
〖推论〗c(浓溶液) v(稀溶液) M 混 = ——
————— = ————— n混
c(稀溶液) v(浓溶液)

【本章知识体系】 气体的体积(L)

× S
SPT 22.4 P 同温,同压
×ρ(g / L ) (L·mol –1) T 阿氏定律

物质的质量 ×M(g / mol) 物质的量 ×NA (mol—1) 物质粒子数
(g) (mol) (1)
× × 观 化
ω cB 查 学
(mol / L) 式

溶液的质量 ×ρ(g/mL) 溶液的体积 粒子中的粒子
(g) (L) (1)

化学方程式涵义的扩展 点燃
2H2(g) + O2(g) === 2H2O(l)
粒子数比 2 ： 1 ： 2
（扩大NA） 2NA ： NA ： 2NA
物质的量比 2 mol ： 1 mol ： 2 mol
气体（扩大Vm） 2 ： 1 ×


第四章 卤族元素
一. 知识重点和网络
盐(无氧酸盐)←—氢化物←—单质 —→氧化物—→氧化物的水化物—→盐(含氧酸盐)
NaCl HCl Cl2 (Cl2O7) HClO NaClO
Ca (ClO) 2
NaClO
NaCl HCl Cl2 HClO
Ca (ClO) 2
㈠ 卤素原子结构
《相似》原子最外电子层上是7个电子
《递变》按F,Cl,Br,I的顺序, 原子的电子层数递增(2,3,4,5), 原子的半径依次增大。
㈡ 卤素元素性质
《相似》 ⒈化学反应中, 卤素原子易得1个电子(达到稳定结构), 表现典型的非金属性, 即较强的氧化性。
⒉卤素最高正化合价为+7价(F元素除外), 负价为 -1价。其它化合价为+5
价, +3价, +1价。
《递变》⒈按F,Cl,Br,I的顺序, 随原子的半径依次增大, 原子核对最外电子层上的电
子的吸引能力逐渐减弱；卤素的非金属性逐渐减弱, 卤素原子的氧化性逐渐减弱。
⒉ ⑴ F Cl Br I ⑵ F - Cl - Br - I –
①非金属性 逐渐减弱 ④离子失电子能力 逐渐增强
②原子得电子能力 逐渐减弱 ⑤离子的还原性 逐渐增强
③原子(或单质)的氧化性 逐渐减弱

㈢ 卤素单质构成和物性
《相似》卤素单质化学式为“双原子分子” 通式为X2。
《递变》按F,Cl,Br,I的顺序
⒈ 单质颜色逐渐加深(淡黄绿、黄绿、暗红、紫黑)。
⒉ 单质的熔点和沸点逐步升高。
㈣ 卤素单质化性
《相似》 《递变》按F,Cl,Br,I的顺序
⒈ X2 + H2 = 2HX ⒈ ⑴卤素与H2反应由易到不易
　 ⑵卤化氢稳定性由很稳定到不稳定
⒉ X2 + H2O (OH-) = HX + HXO ⒉ 按Cl,Br,I的顺序, 和水反应逐渐减弱
⒊ X2跟金属反应生成金属卤化物 ⒊ X2的氧化性逐渐减弱(举例 )
⒋ 卤素之间置换反应由易到难
㈤ 卤素单质制备(M-P147)
《相似》∵X – 只具有还原性, 所 《递变》∵按Cl -,Br -,I -的顺序, 其离子的还
以用氧化法制备X2。 原性逐渐增强, 制备由难渐易。
㈥ 一些概念和知识
⒈燃烧：任何发热, 发光的剧烈的化学反应, 都可以叫做“燃烧”。
*注意 ① 燃烧不一定有氧气参加；② 燃烧不一定有火焰。
⒉氯水和液氯：⑴ 新制的氯水； ⑵ 久置的氯水；⑶ 液态氯。
⒊Cl 与Cl –的关系(从结构和性质两个方面比较)
⒋“萃取”利用溶质在互不相溶的溶剂中的溶解度不同, 用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液里提取出来的方法。
萃取剂必须具备的条件：①与原溶剂互不相溶；②溶质在萃取剂中的溶解度比原溶剂中大；③萃取剂与原溶质、溶剂均不反应。
溶剂溶质 水 CCl4(下层) 苯或汽油（上层） 酒精（不分层）
Cl2 淡黄绿 × × ×
Br2 黄→橙 橙→橙红 橙→橙红 橙
I2 黄→褐 紫红→紫 紫红 褐
⒌可逆反应：注意概念中的两个“同”字!!
⒍I2的显色反应
⒎漂白粉, 漂粉精，漂白性（活性炭、Na2O2、HClO）
㈦ 注意基础知识
⒈复分解反应中：酸 + 盐 —→ 新酸 + 新盐 的反应发生条件：
⑴ “强酸制弱酸”—— 即有‘难电离’ 的弱酸生成复分解反应能够发生。
[实例] 2 NaClO + H2O + CO2 == Na2CO3 + 2HClO
⑵ “难挥发酸制挥发性酸”—— 即有“挥发性酸”生成且能挥发出去，则复分解反应能够发生。
[实例] 见后——卤素氢化物的制备
⒉置换反应：
⑴非溶液中的置换反应 △
非金属 + 金属氧化物 = 金属 + 非金属氧化物
⑵在溶液中的置换反应 规律：
① 金属 + 酸溶液 = 盐 + H2↑ （应用金属活动性顺序表：活泼的能置换不
② 金属 + 盐溶液 = 金属 + 盐 活泼，反之则不行。）
③ 非金属 + 盐溶液 = 非金属 + 盐 （卤素之间的置换）
④ 非金属 + 无氧酸溶液 = 非金属 + 无氧酸
⑤ F2 + 2H2O = 4 HF + O2
⒊氧化还原反应：
① 歧化反应
② 归中反应
③ 部分被氧化, 部分未被氧化；部分被还原, 部分未被还原。
⒋ 反应条件对化学反应的影响(温度、光、浓度、酸碱性等)


㈧ 卤化氢：
HF HCl HBr HI
色, 态 均为无色有刺激性气味的气体
稳定性 ——逐渐降低—→
溶解性 极易溶于水(遇水蒸气有酸雾)
溶液名称 氢氟酸 氢氯酸 氢溴酸 氢碘酸
酸性 中强酸 均为强酸, ——且酸性逐渐增强—→
还原性 ——逐渐增强—→
毒性 有剧毒 × × ×
制取 ① NaX+H2SO4(浓)=NaHSO4+HX↑(X=F, Cl)② NaX+H3PO4(浓)=NaH2PO4+HX↑(X=Br, I)
㈨ 卤化银：
AgF AgCl AgBr AgI
色, 态 无色 白色 淡黄色 黄色
溶水性 可溶 难溶 难溶 难溶
溶稀硝酸 × 难溶 难溶 难溶
感光性 不易分解 易分解 易分解 易分解

二. 化学实验
本章有10几个化学演示实验和一个学生实验。要重视实验, 且通过化学实验能对本章知识的学习打好基础。
㈠ 物质性质的实验
㈡ 物质制备的实验
㈢ 物质鉴定的实验
㈣ 物质除杂、提纯的实验(萃取、分液以及过滤、洗气、干燥等)

三. 根据有关化学方程式的计算
㈠ 重视根据有关化学方程式的计算的解题格式
㈡ 有关“过量的计算”
㈢ 有关“多步反应的计算”
㈣ 有关“氧化还原反应的计算”和“离子反应的计算”
㈤ 有关“混合物的计算”
㈥ 应用“量差法”、“守恒法”“关系式法”进行计算

第五章 物质结构 元素周期律 小结
一. 知识结构
㈠物质结构
原子序数
质子
性质变化 表现
核电荷数 元素 元素周期律 周期表
原子核 规律 形式
原子 中子 质量数 同位素
运动状态(特殊性) 电子云
核外电子 各层最多容纳2n2个电子
最外层≤8个电子 结构简图
物 排布规律 表示方法
质 (分层) 次外层≤18个电子 电子式
结 能量最低原理
构 离子晶体
离子键 – 离子化合物
原子晶体
分子形成 化学键 共价键 – 共价化合物 晶体类型
分子晶体
金属键 – 金属单质及合金
极性分子 金属晶体
分子 分子极性
非极性分子
分子间作用力(范德华力) 影响物理性质
《注意》
1. 区别 ①”同位素”与”核素”的概念；
②“同位素”与”同素异形体”的概念。
2.掌握有关”原子质量”的5个不同概念。
〈会求〉 ①相对原子质量; ②元素的相对原子质量; ③质量数。
3.掌握原子或简单离子半径的比较。
①原子 A B a. 同周期比较 ②离子 a. 同主族比较
半径 b. 同主族比较 半径 b. 掌握比较”相同电子层结构”离子
大小 c. B ＜ C 大小 大小的规律。(2e- 结构; 10e- 结构
比较 C D d. A,D不好比 比较 18e- 结构)
③了解r(Fe) ＞r(Fe2+) ＞r(Fe3+); r(Cl)＜ r(Cl—)
4.有关”相同质子数或相同电子数”微粒。
如: 10e—的微粒。有原子(Ne),分子(CH4, NH3, H2O, HF),离子:阴,阳离子(O2—; F—; Na+;Mg2+; Al3+)复杂离子( OH—,NH4+ )
5.关于元素属性的问题：
设:元素原子的电子层数为m,最外层电子数为n
① m≥n ,一般为金属; ② m＜n, 一般为非金属及稀有气体。
6.有关物质与化学键型的问题
① 只有非极性键：同种元素的非金属单质；
② 只有极性键: 一般不同非金属元素的共价化合物；
③ 既有极性键, 又有非极性键的物质: H2O2 , C2H2；
④ 只有离子键的物质: CaO, NaH；
⑤ 既有离子键, 又有非极性键的物质: Na2O2；
⑥ 既有离子键, 又有极性键的物质: NaOH；
⑦ 有离子键, 有极性键, 还有配位键的物质: NH4Cl；
⑧ 无化学键的物质是稀有气体；
*⑨金属键的概念：在金属晶体中,自由电子与金属阳离子之间的强烈作用, 叫做”金属键”。金属键只存在与金属单质和合金里。
7.具有特殊结构的元素
① 没有中子的原子是H(氕-普氢)；
② 最外层电子数是次外层电子数3倍的元素是O；
③最外层电子数是次外层电子数2倍的元素是C; 最外层电子数=次外层电子数的元素是Be, Ar。

重要的物质的电子式 ‥ ‥
㈠单质 H :H ∶N┇┇N∶ ∶ Cl ∶ Cl ∶
‥ ‥
㈡氢化物 H H H
‥ ‥ ‥ ‥
H∶C∶H H∶N∶H H∶O∶ H ∶ F ∶
‥ ‥ ‥ ‥
H
㈢氧化物 ‥ ‥ ‥
Na+ [∶ O ∶ ]2－ Na+ Na+ [∶ O ∶ O ∶]2－ Na+
‥ ‥ ‥
‥ ‥ ‥ ‥ ‥
H∶O∶H H∶O∶O∶H ∶O∶∶C∶∶O∶
‥ ‥ ‥
㈣氢氧化物 ∶O∶
‥ ‥ ∷ ‥
Na+ [ ∶ O ∶ H ]－ H ∶ O ∶ C ∶ O ∶H
‥ ‥ ‥
㈤盐 ‥ ‥ ‥ H
[ ∶Cl ∶]－ Mg2+ [ ∶Cl ∶]－ Na+ [ ∶S∶ ]2－ Na+ ‥ ‥
‥ ‥ ‥ [ H ∶N∶ H ]+ [ ∶Cl ∶]－
‥ ‥
二. 元素周期律 元素周期表 H
横排：周期 元素
数目
n=1 2
实质(由量变到质变) 　　　　 n=2 8 短周期
n=3 8
n=4 18
核外 元素 n=5 18 长周期
原子 引 电子 决 性质 归 元素 编 元素 结 n=6 32
序数 排布 的 周期 周期 n=7 不完全
递增 起 周期 定 周期 纳 律 排 表 构 纵行：族 表示
变化 变化 主族 ⅠA ～ ⅦA
副族 ⅠB ～ ⅦB
Ⅷ族 Ⅷ
元素在周期表 0族 0
的位置（元素 (注意：主、副族在表中排列顺序)
所在周期和族） ①质子数=原子序数
①同周期元素性质的递变 ②电子层数=周期序数
②同主族元素性质相似及递变 ③最外层电子数=主族族序数
元素的性质 原子的结构
　 （元素的　①质子数决定元素种类 （核电荷数,
金属性和 ②最外层电子数 决 得、失电子难易 电子层数,
非金属性） 原子半径　　 元素主要化性 原子半径）
③价电子数 定 元素化合价

元素的金属性：元素在周期表中的位置→原子最外层电子数及原子半径→原子失电子能力→元素金属性→原子的还原性(单质的还原性)→金属阳离子的氧化性→单质置换水(或酸)中氢的能力→最高氧化物的对应水化物碱性；
元素非金属性：元素在周期表中的位置→原子最外层电子数及原子半径→原子得电子能力→元素非金属性→原子的氧化性(单质的氧化性)→非金属阴离子的还原性→单质跟氢气反应的能力→非金属气态氢化物的稳定性→最高氧化物的对应水化物酸性。
元素的负价 = 元素最高化合价 – 8
原子序数为奇数(或偶数), 则该元素在周期表中的主族序数及最高正化合价必为奇数(或偶数)。在判断两种元素构成化合物, 其原子序数之差时,用到: “两奇数(或两偶数)的和或差必为偶数; 奇数与偶数的和或差必为奇数”的数学规律。
常见元素性质特点
⒈ 最活泼的金属是Cs, 最活泼的非金属是F(F元素无最高价氧化物的水化物, 其气态氢化物最稳定); 最强的含氧酸是HClO4 (最强的无氧酸是HI), 最强的碱是CsOH。
⒉ 地壳中含量最多的元素是O, 含量最多的金属元素是Al。
⒊ 最轻的元素是H, 它有3种核素H(氕 – 普氢), D(氘 – 重氢), T(氚 – 超重氢), 其中H中没有中子; H原子既能形成阳离子H+, 又能形成阴离子H—, 它在周期表中的位置: 可在ⅠA族, 也可在ⅦA族。
⒋ 常温下呈液态的非金属单质是Br2(液溴); 金属单质是Hg(汞)。
⒌ 最高正价与负价绝对值相等的元素在ⅣA族。
⒍ 最高正价与负价绝对值之差为2、4、6的元素分别在ⅤA, ⅥA, ⅦA族。
⒎ 形成化合物种类最多的元素是C(碳), 自然界最硬的矿石是 – 金刚石, 气态氢化物中含氢质量分数最大的CH4
⒏ 元素的气态氢化物能和它的氧化物在常温下反应生成该元素单质的元素是S。
⒐气态氢化物水溶液呈碱性,其气态氢化物能和最高氧化物的水化物起反应的元素是N
⒑ 在短周期元素中, 常温下能跟水反应生成气体的有: F 、Li、 Na元素; 氧化物和氢氧化物均具有两性的元素是Al。
⒒ 常见的能形成同素异形体的元素是C Si P O S。
⒓ 能形成A2B2型化合物的元素有H O Na C(H2O2 Na2O2 C2H2等)
三. 周期表中同周期、同主族元素性质递变规律
㈠
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅦA 0
第1周期 非金属性逐渐增强 非 金 2He
第2周期 Li Be 金 属 性 逐 渐 增 强 B 属 性 F 10Ne
第3周期 Na Al 金属性 Si 逐 渐 Cl 18Ar
第4周期 K Ge 逐渐增 As 增强 Br 36Kr
第5周期 Rb Sb 强 Te I 54Xe
第6周期 Cs Po At 86Rn
第7周期 Fr 118X
主要化合价 +1 +2 +3 +4- 4 +5- 3 +6除氧元素以外- 2 +7除氟元素以外- 1 0
㈡
同周期元素(从左到右) 同主族元素(从上到下)
电子层结构 电子层相同(最外层电子数递增) 最外层电子数相同(电子层数递增)
原子半径 由大到小 由小到大
核对外层电子引力 由小变大 由大变小
原子 失e－能力 由强变弱 由弱变强
得e－能力 由弱变强 由强变弱
元 金属性 由强变弱 由弱变强
素 非金属性 由弱变强 由强变弱
置换水或酸中的氢 由易到难 由难到易
单质
跟H2反应 由难到易 由易到难
气态氢化物稳定性 由不稳到稳定 由稳定到不稳
最高价氧化 (碱性)物的水化物 (酸性) 由强到弱 由弱到强
由弱到强 由强到弱
主要化合价 +1 ,+2, +3, +4, +5, +6, +7, 0 - 4, - 3, - 2, - 1 相同 (同主族元素具有相似的 化学性质)

四. 第2、3周期非金属气态氢化物；最高化合价氧化物及其水化物
ⅠA ⅡA ⅢA ⅣA ⅤA ⅥA ⅧA
第二周期 CH4 NH3 H2O HF
Li2O BeO × CO2 N2O5 × ×
LiOH Be(OH)2 × H2CO3 HNO3 × ×
第三周期 SiH4 PH3 H2S HCl
Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7
NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3H3AlO3HAlO2·H2O H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4
五. 关于含氧酸的命名
㈠ (正)某酸 ； 偏某酸 ㈡ 高某酸 某酸 亚某酸 次某酸
H3AlO3 HAlO2 HClO4 HClO3 HClO2 HClO
H3PO4 HPO3 HMnO4 H2MnO4
H4SiO4 H2SiO3 H2SO4 H2SO3
HNO3 HNO2
第六章 硫和硫的化合物 环境保护

一. 知识体系

H2S S SO2 SO3

FeS H2SO3 H2SO4

Na2S Na2SO3 Na2SO4

NaHS BaSO3 BaSO4

二.氧族元素 (O, S, Se, Te)
相似性 递变性(随核电荷数递增)
⒈原子最外层电子相同=6 ⒈原子电子层数递增; 原子半径递增
⒉元素主要化合价相同: -2, +4, +6 ⒉原子得电子能力逐渐减弱; 失电子能力逐渐增强(即原子的氧化性逐渐减弱; 原子的还原性逐渐增强)元素的非金属性逐渐减弱; 金属性逐渐减弱
⒊ ⑴单质跟H2的反应 ⑵气态氢化物通式为H2R ⑶最高氧化物(RO3)对应水化物的通式为H2RO4(除O以外) ⑷氧化物RO2, 对应水化物H2SO3 ⒊ ⑴单质跟H2反应由易到难 ⑵气态氢化物稳定性由强到弱 ⑶最高氧化物水化物的酸性逐渐减弱; ……(除O以外) ⑷非金属之间的置换
三. 四种非金属元素之间, 非金属性的比较
O F F＞O＞S; F＞Cl＞S;
S Cl
四.单质
㈠同素异形体(注意区别”同位素”)
O2和O3 ; 红磷与白磷 ; 金刚石与石墨及C60 ; S 8和S 2 等
㈡ 放电
O2 O3 O3是强氧化剂, 具有强氧化性, 可作”漂白剂””消毒剂”
△
H2O
五.氢化物 区别 ”过氧化氢”与”双氧水” 极性键,极性分子
㈠H2O与H2O2分子组成与分子结构的不同(会画电子式) H2O2 非极性键,
2H2O2 = MnO2= 2H2O + O2↑ 极性键, 极性分子

㈡H2S 和 氢硫酸
H2S(纯净物) 硫化氢(H2S的水溶液) 思考
无色有臭鸡蛋气味的气体1：2.6溶水, 比空气重, 有剧毒 具有还原性, 挥发性的二元弱酸 ⒈⑴向一定量的氢氧化钠溶液中, 缓慢的通入H2S, 可能发生的反应有……⑵向一定量的氢硫酸中, 不断的滴入氢氧化钠溶液, 可能发生的反应有……⒉如何吸收H2S尾气 ⒊氢硫酸露置空气中, 很快变质的原因
⒈可燃性 点燃⑴2H2S+O2=2SO2+2H2O⑵2H2S+O2=2S+2H2O ⒈酸的通性⑴H2S+2NaOH=Na2S+2H2OH2S+NaOH=NaHS+H2O⑵H2S+CuSO4=CuS↓+H2SO4
⒉还原性⑴2H2S+SO2=3S+2H2O⑵H2S+H2SO4=S+2H2O+SO2 ⒉还原性 ⑴2H2S+O2=2S↓+2H2O ⑵H2S+Br2=S↓+2HBr
H2S的实验室制法 ⒋实验室制H2S用何装置 如何收集 FeS+2HCl=FeCl2+H2S↑ 所用硫酸能否是浓FeS+H2SO4=FeSO4+H2S↑ 硫酸 能否用浓硫 酸来干燥H2S
六.氧化物
SO2(亚硫酐) SO3(硫酐) 思考
无色, 有刺激性气味, 比空气重的气体.1：40溶于水, 易液化(-10℃) 无色, 晶体
酸酐性质⒈SO2+H2O H2SO3 SO3+H2O=H2SO4
⒉Ca(OH)2+SO2=CaSO3↓+H2OCaSO3+H2O+SO2=Ca(HSO3)2 ⒊2NaHCO3+SO2=Na2SO3+H2O+2CO2↑ × CO2也有相同反应,那如何来鉴别CO2,SO2
还原性 ⒈2SO2+O2=(催化剂, 加热)=2SO3⒉Br2+ SO2+2H2O=2HBr+H2SO4⒊SO2使KMnO4溶液褪色 × 如何除去CO2中SO2
氧化性 2H2S+SO2=3S+H2O ×
特 性 使”品红溶液”褪色
物理变化 活性炭(吸附作用)
漂白 化学变化 永久性漂白 HClO, Na2O2, H2O2,O3等
暂时性漂白 SO2

酸雨: PH＜5.6 (造成酸雨污染物是SO2, NOx ;污染源主要是 化石燃料的燃烧,含S矿石的冶炼,硫酸厂,磷肥厂等)

七.硫酸 是一种难挥发、强氧化性(脱水性、吸水性)的二元强酸。浓硫酸为98%(1.84g/ml)
H2SO4=H++HSO4-
＋)HSO4-= H++SO42-
H2SO4=2H++SO42-
浓硫酸 稀硫酸 思考
酸的通性⒈CuO+H2SO4=CuSO4+H2O 等 酸的通性⒈Fe2O3+3H2SO4=Fe2(SO4)3+3H2O⒉Zn+H2SO4=ZnSO4+H2↑⒊稀硫酸不与铜反应 (略) ⒈过量的铜和浓硫酸反应,被氧化的硫酸与未被氧化的硫酸的物质的量关系 ⒉过量的锌和浓硫酸反应方程式.
特性 ⒈强氧化性Cu+2H2SO4=CuSO4+2H2O+SO2↑C+2H2SO4=CO2↑+2H2O+SO2↑钝化 ⒉脱水性(使碳水化合物碳化) ⒊I(不能干燥H2S,HI,HBr ;也不能干燥NH3)
稀释浓硫酸的操作

八.硫酸盐
⒈BaSO4 重晶石 ;
生石膏 CaSO4·2H2O
⒉石膏 ;
熟石膏 2CaSO4·H2O
⒊胆矾 CuSO4·5H2O
⒋绿矾 FeSO4·7 H2O ;
⒌皓矾 ZnSO4·7 H2O ; ⒍芒硝 Na2SO4·10H2O

九.SO42-离子的检验 (防止SO32-,Ag+离子的干扰)
① 加稀HCl,酸化溶液;
再加入BaCl2溶液。

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