【强烈推荐】高中化学总复习一(高一化学知识要点).doc.pdf
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1、复习内容:高一化学(全)复习范围:第一章 ?第七章 一、第- 章化学反应及其能量的变化 1.氧化还原反应的标志(特征):元素化合价的升降反应. 氧化还原反应的本质:有电子转移(或偏离)的反应. 互不换位规律: 同种元素的相邻价态的粒了不发生氧化还原反应(即不发生转化). 如S02与H2SO4. ? ? 含同一元素的高价化合物和低价化合物反应时,该元素的价态互不换位,而是生成屮间价态的物质,即高 价态+低价态 f 中间价态(同种元素) . 如:H2S+H2SO4(浓) =S I +SO2+2H2O KCIO3+6HCI = KC1+3C12 t +3H2O ? ? ? ? ? A.同种元索的不同
2、价态物质氧化性与还原性强弱的判断: 一般说来,同种元素从低价态到高价态的氧化性(得电子能力)逐渐增强,还原性逐渐减弱;从高价态到低 价态的氧化性逐渐减弱,述原性逐渐增强. 如:氧化能力HC10C12、FeCl3FeCl2 ? ? ? ? ? ? ? B.不同物质间氧化性、述原性强弱的判断: 浓度:增大氧化剂或还原剂浓度,其氧化性或还原性也增大,如浓HNO3比稀HNCh氧化 性强. 酸碱性:一般氧化物含氧酸、氧酸盐的氧化性随溶液酸性增人而增强. 如KMnCU、M11O2氧 化性在酸性 条件下比碱性条件强 . 温度:尹温一般冇利于反应的进行. 如热浓H2SO4氧化性比冷浓H2SO4氧化性强 . 如
3、:2Fe+3Cb=2FeCl3Fe+2HCl=FeCl2+H2 f ? ? ? ? ? CI2能将Fe氧化至+3价, 而HC1只能将Fe氧化为+2价, 故氧化能力C12HC1. 乂如:MnO2+4HC (浓) 2=_MnCl2+CI2 t +2H2O 2KMnO4+16HCl (浓) = 2KCl+2MnCl2+5Cl2 f +8H2O _同是将浓盐酸氧化为CI2, MnO2必须在加热条件下才能进行,而KMnO4在常温下即口J进 行,说明氧化 能力KMnO4MnO2. 注意:在一个氧化还原反应屮氧花剂、述原剂可以是同一种物质,当然,氧化产物和述原产物也可以是同一种 物质. 此外,鈕錨原颅殛不只
4、一种物质发生氧化还原反应?例如: 2.金属活动顺序表:K* Ca?+ Na中Mg?* A严Fe” H; Cu2+ Fe 3+ Ag+ 金属硫化物顺K2S CaS Na2S MgS A12S3 BaS (NHS nJ*溶于水、酸 ZnS FeS (硫化亚铁,无硫化铁)PbS CuS HgS AgpSi不溶于水、酸注意:氢气难于液化 . 反应方程式不都有离子离子反应,因为离子反应就必须在水中进行?如:Ba (OH) 2 ?8H2O+2NH4C1=2NH3 t +10 H2O+BaCl2(无离子反应方程式)2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2 t (无离子反应方程式) 离了化合物(金屈与非金
5、屈)的熔点高. 如:Na K NH4 Cl SO32_ SO4 NO3一形 成的离子化合物 . 3.常见元素的化合价 元 素 常见价特殊价 H+1-1 (NaH. CaH2) 0 -2-1 (H2O2、Na2O2) c +2、+4 4( CH4)、 1 (C2H2)、 2 (C2H6O), 0 (C2H4O2) N 3(NH3)、+2(NO)、+4(NO2)、 +5 (HNO3) -2 (N2H4 ). +1 (N2O)、+3 (NaNO2) Fe+2、+3 +8/3 (Fe3O4)( 既有+2 价Fe, 又有+3价 Fe) Cu+2+1 (C112O、C112S) Cl -1. +1 (HC
6、1O). +3. +5. +7 +4 (C102) S 2、+4. +6 -1 (FeS2). +2 (Na2S2O3) 注意:化合价的有关规律: 金属单质在氧化还原的反应中只能作还原剂. 非金屈元素(除氧、氟外)在反应中既可得到电了,亦可失去电了,故既可呈止价,也能显负价 . 氟的非金属性很强,没有正化合价;氧与氟结合时,显正价,但无最高价+6价. 显最高化合价的元素,在反应屮只能得电子而不能失电子,故发生氧化还原反应只能降低. (1)屯解质与金属导体的导屯性不同,电解质导屯含化学变化,金属导屯只是物理变化,金属 导电性随逼戦卜鬲和丁陟,里解厦导里性二舉曜逼度廿鬲顾増木. 电解质与非电解质的
7、区别:电解质必须满足三个条件:一是纯净物、二是化合物、三是在水溶液里或溶化状 态下能电离 ?如:KNO3是电解质,KNCh溶液并不是电解质, 只是电解质溶 液. 混合物如溶液既不是电解质, 也不是非电解质 . 而蔗糖、酒精是纯净的化合物是非电解质. 强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液导电性强,如浓度非常稀的盐酸的导电性可能比浓度较大的醋 酸溶液导电性弱,但是同浓度,同温度,强电解质溶液的导电性一定耍比弱电解质溶液导电性强 ?不能从导电 能力强弱来判断强电解质和弱电解质,应根据电解质是部分电离还是完全电离来判断. 注意:离子浓度,女HHNOs (稀)BC. 有些化合物水溶液不能导电,如Ba
8、SO4 AgCl溶液等 ?是因为它们的溶解度小,其水溶液测不出导电性, 但只要溶解的部分就完全电离,在熔融状态下,它们也能完全电离,所以BaSO4 AgCl等难溶盐不仅是电解 质,而且是强电解质 . 注意:浓硫酸不能电离,只能写成分子形式,而浓硝酸与浓盐酸因浓度没那大,仍具备电离条件,可写成离 子. HSCU一在任意水溶液屮完全电离(HSO4JH+SO4“), rfn HCO3 H2PO4-、HPO42_在任意 水溶液中 不能拆开写成H +CO32_ H+PO 广等. 反应物中微溶物(AgzSCU、CaSO4 Ca(OH)2 MgCCh微溶)处于全溶(澄清或饱和)时, 写成离 子符号;处于浑浊
9、(乳浊、石灰乳)时,写成分子形式,但在生成物屮微溶物一律视为分子形式 . 复分解反应发生条件:有难溶物生成或难电离的物质生成或有挥发性生成物质(如:C02). 如:PbSO4+2NH4AC=Pb(AC)2+ (NH4)2SO4 - Pb(AC)2难电离 . 附:强电解质:强酸(H2SO4、HNO3X HI、HBr、HC1)等. 强碱:KOH、NaOH、 相反,显最低化合价的元索,在反应中只能升高. 4.电解质:在水溶液中或在熔融状况下能够导电的化合物. 附: 强电解质、非 电解质、氧化剂、还原剂: 化合物 电解质 就电解质 弱电解质 非电解质 Ba (OH) 2、等. 大多数盐:NaCk KN
10、O3、CaCO3等. 弱电解质:弱酸:H2SO3、H3PO4、HCOOH (甲酸)等 . 弱碱:Cu (OH) 2、 Fe (OH) 3等. 少数盐:(CH3COO) 2Pb等. 水:出0 5.判断离子溶液中能否大量共存: 生成难溶物或微溶物:Ca?+与CO32_ SO/、OH -, Ag+ 与C、B、1一等 . 生成气休或挥发性物质: T和CO3= HCOs-, NH与OFT等. (3)生成难电离物质 :If离子与弱酸根离子 :F C1O S?、HS_SO32_ HCO3-、CO3U POj-、HPO42“等不 共存,OH_离子与弱碱的离子:NH4: Mg 2 Al ” 、Fe 3+ Fe?
11、4?等 . 发生氧化还原反应:具有较强氧化性的离子(如MnOJ、C1CT、NO3、Fe?+等)与具有较 强述原性的离 子(如厂、S?一、FC2 SO3P等)不能共存 . 注意:有些离子在通常情况下可共存,但在某些特殊情况下不共存. 如NO?一与厂、S?一与S03? 二cio与ci ?等离了,在碱性或中性溶液中可共存,但在酸性条件下不共存. 形成配位化合物:如F尹与SCK离子因反应生成Fe (SNH)广离子而不可共存 . 弱酸的酸根与弱碱的阳离子因易发生双水解反应而不共存?如AF+与HCO3_ FJ+与PO?-等不共存 . 注意:阴离子与阴离子之间也不能共存,如HCO3一与0H:无色溶液不存在M
12、nO4 Fe 3 Fe2 Cu2+. 6.含热量少的物质稳定性高:反应物一生成物+热,则生成物的热稳定性比反应物强. 注意:放热反应:燃烧、 酸碱中和、金属单质和酸. 吸热反应:加热的分解反应、与碳反应、氢氧化领晶体(Ba (OH)2 - 8H2O)与氯化钱晶休反应等 . 7.燃料的充分燃烧条件:过量的空气;扩大与空气的接触面. 燃料的不充分燃烧:有害健康;浪费燃料. 注意:防止温室效应的措施:减少化石燃料的直接燃烧,大量植树造林,防止森林破坏. 防止SO2污染大气的方法Z-:加生石灰脱硫 2 SO2+CaO_CaSO3 2CaSO3+O2 2CaSO4 二、第二章碱金属 1.钠在空气中的缓慢
13、氧化过程及现象:切开金属钠,呈银白色(钠的真面目)一变暗(生成Na?。) ?变口 色固体(生成NaOH)-成液(NaOH潮解) ?结块(吸收CO?成NaCCh ? IOH2O)- 最后粉末(变为Na2CO3风化) . 钠与水(加酚猷)反应有四个现象:浮在水上(比水轻);熔化成闪亮的小球,发岀嘶响(反应放热,钠熔 点低);迅速游动(产生氢气);溶液呈红色(生成NaOH遇酚瞰变红) . 注意:Na的制法:2NaCl (熔触)=2Na+Cl2 t ?Na2O2与H2O反应,Na2O2既是氧依魁H也琵还原剂 . 化还原反应 . 2.钠与盐溶液反应: 钠与硫酸铜溶液反应:先:2Na+2H2O=2NaOH
14、+H2T 2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2i+Na2SO4 总反应方程式:2Na+ CUSO4+2H2O= Cu(OH)2l+Na2SO4+ H2? 钠与氯化鞍溶液反应:2Na+2NH4Cl=2NaCl+2NH3t+ H2t 注意:钠能置换出酸中的H2,也能置换出盐中的金属(钠在熔融状态下),只是不能置换盐 T这是非氧 后: 溶液中的金属(钠要先与水反应). 如:2Na+CuSO4=Cu+Na2SO4(X)4Na+TiCl4(熔融)=4NaCl+Ti ( V) 注意:自然界中的元索有两种形态:游离态、化合态. 2.碱金属特点: 元素名 称锂钠钾艳 符号LiNaKRbCs 核电荷数 311
15、193755 原子结构示 意图 0 单质密度 外) 与水反应程度 越来越剧烈 氢氧化性 碱性增强? 注意:碱金属单质的密度一般随核电荷数增大而递增,但K的密度比Na小. 通常的合金多呈固态,而钠钾合金却是液态. 碱金属单质一般跟水剧烈反应,但Li跟水反应缓慢(LiOH溶解度小) . 钾的化合物大多可作肥料,但也0、KOH却不可作肥料 . 碱金属单质因其活动性强,多保存在煤油中,而Li却因密度比煤油更小,只能保存在液体石蜡中 . 碱金屈的盐一般都易溶于水,但Li2CO3却微溶 . 一般说,酸式盐较正盐溶解度大,但NaHCOs却比NaCO3溶解度小(还有KHCO3K2CO3). 氧化钠 与过氧化钠
16、: 名称Na2ONazCh 颜色口色淡黄色 类别碱性氧化物过氧化物(不是碱性氧化物) 生成条件钠常温时与氧气反应钠燃烧或加热吋与氧气反应 注意:过氧化物是强氧化剂,有漂白性. 碱金屈单质在空气或氧气屮燃烧时,生成过氧化物 (是离子化合物, 如Na2O2是一与Na+ 之间的化合物) 甚至比过氧化物更复杂的氧化物(例如:K在燃烧时生成KO?超氧化钾) , 而Li只生成Li2O. 3.关于焰色反应: 焰色反应采用煤气灯较理想,若用酒精灯焰,则要使用外焰的侧面(因为焰心的颜色偏黄). 蘸取待测物 的金屈丝,最好用钳丝,也可用铁丝,餌丝代替,每次使用金屈丝时,必须在火焰上烧至无色,以免对实验现 象造成干
17、扰 . 金属丝在使用前要用稀盐酸将其表面物质洗净,然后在火焰上烧至无色,这是因为金属氯化物灼烧时易气化 而挥发,若用硫酸洗涤金属丝,由于硫酸盐熔沸点高而难以挥发,故不用硫酸. 观察钾的焰色反应时,要透过蓝色钻玻璃,因为钾屮常混冇钠的杂质,蓝色钻玻璃可以滤去黄光 . 碱性氧化物 T大部分是金屈氧化物 4-成盐氧化嗚酸性氧化物 T酸性氧化物与碱反应两性氧化物TA12O3既可与酸反应,也可马或反应 注意:酸性氧化物一定是非金属氧化物.(X)(应把“一定”改为“可能”,如酸性氧化物 MnO2) 碱性氧化物不一定都是金属氧化物. (V)(如:AI2O3是两性氧化物) 三、第皂章物质的量 1 ?阿伏加德罗
18、常数:12g ,2C 原子所含的碳原子数,实验测得值为6.02x1 Omor 1,号为心 . 推论:相同物质的量的任何物质中都含有相同数目的粒子;粒子数目相同,则其物质的量相同,这与物质的存 在状态无关 . (粒子是微观粒子,不是灰尘颗粒等宏观粒子) 注意:“物质的量”不能用“摩尔数”代替. 物质的量只适合于微观粒子. 2.在标准状况下,lmol任何气体的体积都约等于22.4L. 标准状况,既0 C和101.325kPa,气体的物质的量为lmol,只有符合这些条件的气体的体积才约是22.4L. 所说的标准状况指的是气体本身所处的状况,而不指其他外界条件的状况. 例如,“ImolH.O (g)在
19、标准状 况下的体积为22.4L”是错谋的,因为在标准状况下,我们是无法得到气态水 的. lmol任何气体的体积若为22.4L,它所处的状况不一定就是标准状况. 如:25 C, lOlKpa 吋,11.2L氧气有 0.5mol. (X) (25 C不是标准状况下的温度,所以氧气的物质的量不等于0.5mol) 阿伏加德罗定律重要公式一气态方程:PV-nRT M = NA ?叫 (真实质量)=22.4(L/mol )p (只适合气体) 1 molNc含有6.02 X 10 24 个电子,即1 molNc 含有1 molXlO个电子 . 某元素一个原子的质量为eg, 个叱原子的质量为bg,阿伏加德罗常
20、数为心,该元素的 J 丄) 12 U 2.平均摩尔质量的求算方法: 已知混合物质的总质量加(混)和总物质的量H (混):M(混) =巴 n 已知标准状况下混合气体的密度 (混):由P = -= M ymol ) =2L(g/L)= M (混)=22A P V 22.4( L/mol) 22.4 (混) 已知同温同压下混合气体的密度 (混)是一种简单气体A的密度(A)的倍数d (也常 叫相对密度法): =哄二翌理即有: M(混)=dXM (A) Q(A) M(A) . 已知混合物各成分的摩尔质量和在混合休系内的物质的量 的分数或体积分数 : M(混)=Ma XA %+Mb XB %+Mc XC%
21、 相对原了质量为 2a ?NA或 某混合气体有相对分子质量分别为Mi. M?、M3,对应的质量分数分别为叫、勺 则其平均相对分子质量为:厉二- ! - ? ? + “3 + M M2 M3 3.关于溶液浓度: 溶液稀释定律:对于己知质量分数溶液稀释 溶质的质量稀释前后不变,即=叫?. 对于已知物质的量的浓度的稀释 溶质的物质的量稀释前后不变,即5%=巾叫? 物质的量的浓度c与溶质质量分数的换算: . 料=匕比. c= = 四四 (的单位g ) M VM 溶解度S与溶质的质量分数Q的换算 ?.?“ 一100% S 二如 S + 100 1一力 溶解度与物质的量浓度的换算 S 仙。1/L2巴巴J0
22、00S (溶解度)恥/H1L )(的单位-3) V(L) S + 100 g_3 M(100 + S) P 附:溶解度定义:在一定温度下,某同态物质在100g溶剂里达到饱和状态时所溶解的质量. 关于物质的量的 浓度c的混合的计算 c混V混之*+巾匕+。3岭+?5 匕(等式两边只是溶质的物质的量相等,两边溶液的体积之和不一定等) 电荷守恒:正负电荷的代数和为零. 正电荷X它的物质的量X所带电荷的多少 =负电荷X它 的物质的量 X所 带电荷的多少 . 4.关于体积: 某溶液(体积为齐)和另一溶液(体积为卩)混合时,只有当溶液的溶质相同且浓度也相同时,卩总=%+ “2, 只要有一项不同 就U总“+#
23、2? (如果题目忽略体积变化时,则v=v1+v2) 气体溶于水,需考虑体积变化. 要用密度计算体积 . 溶质为休积的水溶液的物质的量的浓度计算:标准状况下,将VL的气体(摩尔质量是M g ? mol1)溶于 1L的水中,若溶液的密度p (g/mL),则浓度 c = JL = ooo % 22400 + VM 特别地,标准状况下任何装有可溶于水的气体的容器,倒扌II在水中,形成溶液的体积都等于可溶性气体的 体积,冃形成溶液的物质的量浓度为无论容器中充入的是HC1气体, 22.4 还是其他易溶于水的气体(如:NH3、HBr、SO2),其浓度均为丄 ML.(可令容器为xL,气 22.4 体体积就为X
24、L,得C=/L=224=_L) V X 224 5.溶液所含溶质微粒数目的计算: 若溶质是非电解质,则溶质在溶液中以分了形式存在. 例如:lmol蔗糖,有巧个溶质分了 ? ? ? ? 存在. 若溶质是强碱、强酸或可溶性盐时,溶质在溶液屮是以阴阳离子存在,而不存在溶质分子. 例如:ImolCaCb 溶液含2mol CF, lmolCa 2+. 6.浓度与密度的变化关系:两种不同质量分数的溶液等体积相混合,若溶液的密度大于 ? ? ? lg- cm- 3,则混合溶液质量分数大于它们和的一半,溶液的质量分数越大,其浓度就越大; 若溶液的密度小于lg - cm-3,则混合溶液质量分数小于它们和的一半,
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