最新高一化学笔记优秀名师资料.doc
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1、高一化学笔记第一章 化學反應及其能量變化 第一节 氧化还原反应 一、氧化还原反应的基本概念 概念 从得失氧的角度 从化合价升降的角度 从电子的得失角度 氧化反应 物质得到氧的反应 元素化合价升高的反应 物质失去电子的反应 还原反应 物质失去氧的反应 元素化合价降低的反应 物质得到电子的反应 反应中有元素化合价降低氧化剂 反应中失去氧的物质 反应中得到电子的反应物 的反应物 反应中有元素化合价升高还原剂 反应中得到氧的物质 反应中失去电子的反应物 的反应物 还原剂元素化合价升高后还原剂失去电子后的生成氧化产物 还原剂得到氧后的生成物 的生成物 物 氧化剂元素化合价降低后氧化剂得到电子后的生成还原
2、产物 氧化剂失去氧后的生成物 的生成物 物 二、各组概念间的关系 在反应中表现为发生得到(生成)氧化剂得到电子化合价降低还原反应还原产物 ,反应物, ,实质, ,表现, ,反应类型, ,生成物, 在反应中表现为发生得到(生成)还原剂失去电子化合价升高氧化反应氧化产物 ,三、氧化还原反应电子转移的表示 1(双线桥法【满足得失电子守恒】 表示方法:由氧化剂指向还原产物,标明得xe 例:Fe+2HCl=FeCl+H? 22 由还原剂指向氧化产物,标明失xe 2(单线桥法:由还原剂指向氧化剂,标明得失电子总数xe 例:H+CuO=Cu+HO 22四、氧化性与还原性 1(基本概念: (1)氧化性:物质得
3、到电子的能力或性质 (2)还原性:物质失去电子的能力或性质 2(氧化性、还原性有无的判断【通过化合价判断】 3+元素处于最高价态时,只有氧化性,如Fe、Na、H 2元素处于最低价态时,只有还原性,如S、I、Br、Cl 2+元素处于中间价态时,既有氧化性也有还原性,如Fe、SO、Cl、CO 223(氧化性、还原性强弱的比较 见“氧化还原反应的基本规律”之强弱规律 五、常见氧化剂和还原剂 1(常见氧化剂 ?非金属单质:F、Cl、Br、I、O、S 等 22222?含有较高价态元素的物质:KMnO、KCrO、KClO、HNO、MnO、HSO(浓) 422733224高一化学笔记总结大全(上) 第1页
4、2+3+?某些金属性较弱的高价态离子:Cu、Fe、Ag 等 ?某些过氧化物:HO、NaO 等 22222(常见还原剂 ?所有金属单质:Fe、Cu、Ag、Al、Mg、Zn、Na等 2?非金属阴离子及低价化合物:Cl、I、Br、S、CO、SO、NaCO等 223?某些非金属单质及氢化物:H、C、S、HS、HI、HBr等 22六、氧化还原反应的类型 1(不同物质不同元素之间的氧化还原反应 例:3MnO+6KOH+KClO=3KMnO+KCl+3HO 232422(不同物质相同元素之间的氧化还原反应(即归中反应) 例:KClO+6HCl=KCl+3Cl+3HO 3223(相同物质不同元素之间的氧化还原
5、反应 例:2KClO=2KCl+3O 324(相同物质相同元素的不同价态 例:5NHNO=2HNO+4N+9HO 433225(相同物质相同元素同一价态(即歧化反应) 例:3Cl+6KOH=5KCl+KClO+HO 232七、氧化还原反应中的基本规律及应用 1(物质氧化性、还原性强弱的判断【强弱规律】 ?根据同种元素的化合价判断:一般来说,元素化合价越高,其物质的氧化性越强,还原性越弱。特例:氧化性HClO,HClO,HClO 34?根据元素的活动性判断 1)根据金属活动性判断 K Ca Na Mg Al Zn Fe Si Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 2)根据非金属性判断 F
6、Cl Br I (非金属性减弱) ?根据化学方程式判断:氧化剂+还原剂=氧化产物+还原产物【即强制弱规律】 氧化性比较:氧化剂,氧化产物 还原性比较:还原剂,还原产物 ?根据反应的条件判断 如下列三个反应方程式: 2KMnO+16HCl=2KCl+2MnCl+5Cl?+8HO MnO+4HCl=MnCl+Cl?+2HO 42222222O+4HCl=Cl?+HO 222?结论:氧化性 KMnO,MnO,O 422?归纳:(1)同一种氧化剂作用于不同的还原剂,反应条件越高,氧化剂氧化性就越弱。 (2)同一种还原剂作用于不同的氧化剂,反应条件越高,还原剂还原性就越弱。 ?根据氧化、还原的程度判断
7、如下列两个反应方程式: 3Cl+2Fe=2FeCl S+Fe=FeS 23Fe:0价?+3价 0价?+2价 ? 氧化性:Cl,S 2?外界条件对氧化性、还原性的影响 (1)浓度:浓度越大,氧化性或还原性就越强。如:浓HSO,稀HSO 2424高一化学笔记总结大全(上) 第2页 (2)酸碱性:酸性越强,氧化性就越强;碱性越强,还原性就越强。 (3)温度:温度越高,氧化性或还原性就越强。 2(互不交叉规律 反应前的高价反应物只能对应生成反应后的高价生成物; 反应前的低价反应物只能对应生成反应后的低价生成物。 图示: 反应前 反应后 高价 高价(可以相等,但决不能相交) 低价 低价(可以相等,但决不
8、能相交) 3(先后规律 ?一种还原剂作用于含有多种氧化剂的体系中,首先还原氧化性强的; ?一种氧化剂作用于含有多种还原剂的体系中,首先氧化还原性强的。 +2+3+2+例:Fe H,Cu,Fe Cl I,Fe,Br 24(电子守恒规律及其应用 ?规律:氧化还原反应中,氧化剂得电子总数(化合价降低的总数)等于还原剂失去电子的总数(化合价升高的总数)。 ?规律的应用 ? 用于氧化还原反应的计算 基本思路: 1)指出两组对应关系:氧化剂氧化产物,还原剂还原产物; 2)找出两个变化:1个(mol)氧化剂化合价的变化值(?);1个(mol)还原剂化合价的?M变化值(?); ?M3)找出两个量:氧化剂的分子
9、个数(物质的量)N,还原剂的分子个数(物质的量)N; ?4)建立等式:N?= N? ?M M? 用于氧化还原反应方程式的配平 1(配平的原则:电子守恒和质量守恒 2(配平方法 A(普通配平法步骤: 例: 3 Cu+ 8 HNO= 3 Cu(NO)+ 2 NO?+ 4 HO 3322?正确写出反应物和生成物; ?标出化合价发生了变化的元素的化合价; ?找出化合价的变化值; ?通过求最小公倍数使化合价升降总数相等; ?用观察法配平其他物质,并进行检验。 B(零价配平法 适用范围:适用于两种元素组成的化合物,且其中一种元素的化合价未知或不常见。 配平方法:假设该化合物中每种元素的化合价均为0,再利用
10、普通配平法进行配平。 例: FeC+ HNO= Fe(NO)+ CO?+ HO+ NO 3333222C(逆向配平法 适用范围:适用于歧化反应,或者氧化剂(或还原剂)有多种的反应 配平方法:假设氧化产物就是氧化剂,还原产物就是还原剂,从方程右边向左边配平 例: Cl+ KOH= KCl+ KClO+ HO 232第二节 离子反应 高一化学笔记总结大全(上) 第3页 一、电解质与非电解质 1(基本概念 ?电解质:在水溶液中或在熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质 ?非电解质:在水溶液中或在熔融状态下都不能导电的化合物叫做电解质 ?强电解质:在水溶液中完全电离成离子的电解质 ?弱电解质:在水溶液中
11、部分电离成离子的电解质 2(常见的电解质和非电解质 ?电解质:大多数酸、碱、盐及金属氧化物 ?非电解质:非金属氧化物、绝大多数有机物、部分氢化物(NH、PH) 333(常见的强电解质和弱电解质 ?强电解质 强酸:HCl、HSO、HNO、HI、HBr、HClO、HClO、HIO、HIO 2433434强碱:NaOH、KOH、Ca(OH)、Ba(OH) 22绝大多数盐:NaCl、NaHCO、NHClPb(CHCOO)除外 3432活泼金属的氧化物:NaO、AlO、MgO 223?弱电解质 弱酸:HCO、CHCOOH、HClO、HF、HS、HSO、HPO、HSiO 2332233423弱碱:NH?H
12、O,所有不溶性的碱 32其他:HO 24(电解质的电离 1)电离的定义:电离是指电解质在水分子作用下离解成为自由移动的离子的过程 2)强电解质的电离:完全电离,用“=”连接 +例:NaCl=Na+Cl NaHCO=Na+HCO 33+2+NaHSO=Na+H+SO(水溶液) NaHSO=Na+HSO 44443)弱电解质的电离:部分电离,用“ ”连接 +2例:HCO H + HCO,HCO H + CO 【多元弱酸电离应分步写】 233333+ Al(OH) Al + 3OH 3二、离子反应 1(定义:凡是有离子参加或者生成的反应都叫做离子反应 2(实质:总是有某种离子的浓度发生改变 3(离子
13、反应的类型及发生的条件 2+2?复分解反应型(离子互换型) 如:CuSO+BaCl=CaCl+BaSO? Ba+SO=BaSO? 444224发生的条件:A(有难溶物生成 B(有弱电解质生成C(有易挥发的物质或气体生成 +2+?氧化还原反应型:遵循强弱规律 如:Zn+HCl=ZnCl+H? Zn+2H=Zn+H? 2224(离子方程式 1)定义:用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的方程式 2)意义:?体现了离子反应的实质;?体现了化学反应的质量守恒、电荷守恒;?体现了同一种类型的反应的规律。 3)离子方程式基本书写步骤 ?正确写出化学式 ?改写化学式:a、将易溶于水的强电解质改写成离子;
14、b、单质、气体、氧化物、难溶物和弱电解质均保留化学式? 高一化学笔记总结大全(上) 第4页 ?删去方程式两边相同的离子 ?检查电荷、质量是否守恒 三、常见离子的检验 离子符号 检验试剂及方法 现象及结论 OH pH试纸、紫色石蕊试剂 pH试纸变蓝、石蕊试剂变蓝 Cl 加入硝酸银溶液和稀硝酸 生成白色沉淀,不溶于稀硝酸 2CO 先加入氯化钡溶液,再加入稀盐酸 生成白色沉淀;溶于稀盐酸 3HCO 同上 无沉淀生成;溶液与稀盐酸反应生成CO 322SO 先加入稀盐酸,再加入氯化钡溶液 无明显现象;有白色沉淀生成 42SO 加入稀盐酸 产生有刺激性气味的气体 3+H pH试纸、紫色石蕊试剂 均变红 2
15、+Mg 氢氧化钠 生成白色沉淀 2+Cu 氢氧化钠 生成蓝色沉淀 3+Fe 氢氧化钠 生成红褐色沉淀 生成白色絮状沉淀,后迅速变为灰绿色,2+Fe 氢氧化钠 最后变成红褐色 产生有刺激性气味的气体,该气体可以使+NH 氢氧化钠 4湿润的红色石蕊试剂变蓝 四、写离子方程式时对微溶物的处理 ,澄清液:拆写成离子。如少量通入石灰水CO,2反应前, ,浊液:保留化学式。如少量通入石灰乳CO,2,反应后:均保留化学式,五、有关过量问题 2+1(氧化还原反应中,已知还原性:I,Fe,Br ?在FeI溶液中通入少量Cl 22?在FeI溶液中通入过量Cl 22?在FeBr溶液中通入少量Cl 22 ?在FeBr
16、溶液中通入过量Cl 22?当FeBr溶液中有一半Br变成Br时 222(CO(或SO)通入Ca(OH) 222?将少量的CO(或SO)通入Ca(OH)溶液中 222?将过量的CO(或SO)通入Ca(OH)溶液中 2223(酸式盐与碱的反应 ?在NaHCO溶液中滴入少量的Ca(OH)溶液 32?在NaHCO溶液中滴入过量的Ca(OH)溶液 32?在NaHSO溶液中滴入Ba(OH)溶液至中性 ,42继续滴加Ba(OH)溶液至过量 。 22刚好完全沉淀 ?在NaHSO溶液中滴入Ba(OH)溶液至SO424高一化学笔记总结大全(上) 第5页 六、关于离子共存问题 1(解题要求:认真阅读题干,注意“无色
17、”“酸性”“碱性”“共存”“不共存”及限定条件。 2(离子不共存的几种类型 ?离子间生成沉淀、气体或弱电解质时,不能共存 ?无色溶液中不能存在有色离子 2+3+2+常见有色离子:MnO(紫红色)、Cu(蓝色)、Fe(黄色)、Fe(浅绿色) 4?离子间因发生氧化还原反应而不能共存 +3+2氧化性离子:MnO、CrO、ClO、NO(H)、ClO(H)、Fe 4273322+2还原性离子:I、S、HS、SO、HSO、Fe 33?酸性溶液中氢氧根、弱碱根、弱酸根和弱酸酸式根不能存在 如: ?强碱性溶液中弱碱离子、多元弱酸的酸式离子不能存在 弱碱离子: 酸式离子: 3+?离子间反应生成络合离子时不能共存
18、,如Fe与SCN反应生成血红色络合离子 3(溶解性巧记口诀 钾钠铵盐硝酸盐,都能溶在水中间;碳酸磷酸两种盐,溶者只有钾钠铵; 盐酸难溶银亚汞,硫酸难溶是钡铅;碱溶钾钠铵和钡,注意钙盐常是微。 第三节 化学反应中的能量变化 一、放热反应与吸热反应 1(基本概念 ?放热反应:反应中向外界体系放出热量的反应。 ?吸热反应:反应中从外界体系吸收热量的反应。 2(两种反应中的能量变化 放热:反应物总能量,生成物总能量。 吸热:反应物总能量,生成物总能量 3(常见的吸热、放热反应 A(放热反应 (1)金属与酸的反应,如:2Al+6HCl=2AlCl+3H 32(2)酸碱中和反应,如:2NaOH+HSO=N
19、aSO+2HO 24242(3)所有的燃烧反应,如:2CO+O=2CO 22B(吸热反应 (1)碳与二氧化碳反应、碳与水蒸气反应:C+CO=2CO ;C+HO(g)=CO+H(水煤气) 222? (2)常见的分解反应,如:NHHCONH+CO+H2O 43 32 二、燃料的充分燃烧 1(能源的分类: ?不可再生能源:煤、石油、天然气、太阳能;?可再生能源:水能、风能、地热能、潮汐能。 2(燃料充分燃烧的条件:?燃烧时要有适当过量的空气;?燃料与空气要有足够大的接触面。 第二章 鹼金屬 第一节 钠 高一化学笔记总结大全(上) 第6页 一、钠的物理性质 银白色,质软,有金属光泽;密度比水小,比煤油
20、大;熔点、沸点较低;是热和电的良导体。 二、钠的化学性质 1(与非金属反应 ?钠与氧气反应: 4Na+O=2NaO (白色固体) 222NaO+O= NaO 22224Na+2O= 2NaO (淡黄色粉末;现象:黄色火焰,产生黄色的烟) 222?钠与氯气反应:Cl+2Na=2NaCl (现象:黄色火焰,产生白烟) 2?钠与硫单质反应:2Na+S=NaS(爆炸) 2?钠与氢气反应:2Na+H=2NaH 22(与水反应 (1)反应原理:2Na+2HO=2NaOH+H? 22(2)现象及解释 现象 解释 钠浮在水面上 钠的密度比水小 钠块迅速熔化成光亮的小球 反应放热;钠的熔点低 小球不停地游动 反
21、应产生气体推动其游动 滴加酚酞试剂后变成红色 反应生成氢氧化钠,使溶液显碱性 3(与盐反应 ?钠与盐溶液的反应:钠先与水反应,生成的氢氧化钠再与盐反应 例: ?钠与熔化状态下的盐反应 例: +4(与酸反应:直接考虑钠与H的反应 例: 三、钠在自然界的存在和主要用途 1(钠的存在:仅以化合态存在,如:NaCl、NaCO、NaSO等 23242(钠的主要用途: ?用来制取过氧化钠等化合物 ?钠和钾的合金在常温下呈液态,是原子反应堆的导热剂 ?利用其还原性冶炼金属(钛、锆、铌等) ?应用于电光源,如用于强照明的高压钠灯 3(钠的制备:2NaCl(熔)=2Na+Cl? 2第二节 钠的化合物 一、氧化钠
22、和过氧化钠 氧化钠 过氧化钠 高一化学笔记总结大全(上) 第7页 化学式 NaO NaO 222氧素化合价 ,2 ,1 类别 碱性氧化物 过氧化物 色、态 白色固体 淡黄色粉末 与水反应 NaO+HO=2NaOH 2NaO+2H O=4NaOH+O? 222222与CO反应 NaO+CO=NaCO 2NaO+2CO=2NaCO+O 22223222232与盐酸反应 NaO+2HCl=2NaCl+HO 2NaO+4HCl=4NaCl+O?+2HO 222222过氧化钠的用途: ?做供氧剂:2NaO+2CO=2NaCO+O(潜水艇制氧原理) 222232+22?做强氧化剂:NaO+SO=NaSO
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