高一化学知识点?急求··

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习内容：高一化学（全） 复习范围：第一章～第七章
一、第一章 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.
⑴互不换位规律：
①同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应（即不发生转化）.如SO2与H2SO4.
②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,而是生成中间价态的物质,即高价态+低价态→中间价态（同种元素）.
如：H2S+H2SO4（浓） S↓+SO2+2H2O KClO3+6HCl KCl+3Cl2↑+3H2O
⑵A. 同种元素的不同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,还原性逐渐增强.
如：氧化能力 HClO＞Cl2、FeCl3＞FeCl2
B. 不同物质间氧化性、还原性强弱的判断：
①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HNO3氧化性强.
②酸碱性：一般氧化物含氧酸、氧酸盐的氧化性随溶液酸性增大而增强.如KMnO4、MnO2氧化性在酸性条件下比碱性条件强.
③温度：升温一般有利于反应的进行.如热浓H2SO4氧化性比冷浓H2SO4氧化性强.
如：2Fe+3Cl2 2FeCl3 Fe+2HCl FeCl2+H2↑
Cl2能将Fe氧化至+3价,而HCl只能将Fe氧化为+2价,故氧化能力Cl2＞HCl.
又如：MnO2+4HCl（浓）2 MnCl2+Cl2↑+2H2O 2KMnO4+16HCl（浓） 2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O
同是将浓盐酸氧化为Cl2,MnO2必须在加热条件下才能进行,而KMnO4在常温下即可进行,说明氧化能力KMnO4＞MnO2.
注意：在一个氧化还原反应中氧化剂、还原剂可以是同一种物质,当然,氧化产物和还原产物也可以是同一种物质.此外,氧化还原反应不只一种物质发生氧化还原反应.例如：
2. 金属活动顺序表：K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+
金属硫化物顺序：K2S CaS Na2S MgS Al2S3 BaS (NH4)2S 可溶于水、酸
ZnS FeS（硫化亚铁,无硫化铁）PbS CuS HgS Ag2S 不溶于水、酸
注意：①氢气难于液化.
②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+2NH4Cl=2NH3↑+10 H2O+BaCl2（无离子反应方程式） 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑（无离子反应方程式）
③离子化合物（金属与非金属）的熔点高.如：Na+、K+、NH4+、Cl－、SO32－、SO42、NO3－形成的离子化合物.
化合价的有关规律：
①金属单质在氧化还原的反应中只能作还原剂.
②非金属元素（除氧、氟外）在反应中既可得到电子,亦可失去电子,故既可呈正价,也能显负价.
③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.
④显最高化合价的元素,在反应中只能得电子而不能失电子,故发生氧化还原反应只能降低.相反,显最低化合价的元素,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：
⑴电解质与金属导体的导电性不同,电解质导电含化学变化,金属导电只是物理变化,金属导电性随温度升高而下降,电解质导电性一般随温度升高而增大.
⑵电解质与非电解质的区别：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,KNO3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.
⑶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要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：①离子浓度,如HNO3（稀）＜HNO3（浓）→导电性
②电解质溶液的导电性是由电解质溶液的电荷浓度决定.电荷浓度大,导电性越强.如：一定温度下,单位体积A溶液中Mg2+、SO42－各有N个,B溶液中Na+、Cl－各有N个,C溶液中Na+、Cl－各有N/2个,则三种溶液的导电能力是A＞B＞C.
⑷有些化合物水溶液不能导电,如BaSO4、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：①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.
②HSO4－在任意水溶液中完全电离（HSO4－=H++ SO42－）,而HCO3－、H2PO4－、HPO42－在任意水溶液中不能拆开写成H++CO32－、H++ PO43－等.
③反应物中微溶物（Ag2SO4、CaSO4、Ca(OH)2、MgCO3微溶）处于全溶（澄清或饱和）时,写成离子符号；处于浑浊（乳浊、石灰乳）时,写成分子形式,但在生成物中微溶物一律视为分子形式.
④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：CO2）.
如：PbSO4+2NH4AC=Pb(AC)2+ (NH4) 2SO4 Pb(AC)2难电离.
附：强电解质：①强酸（H2SO4、HNO3、HI、HBr、HCl）等. ②强碱：KOH、NaOH、Ba（OH）2、等.
③大多数盐：NaCl、KNO3、CaCO3等.
弱电解质：①弱酸：H2SO3、H3PO4、HCOOH（甲酸）等. ②弱碱：Cu（OH）2、Fe（OH）3等.
③少数盐：（CH3COO）2Pb等. ④水：H2O
5. 判断离子溶液中能否大量共存：
⑴生成难溶物或微溶物：Ca2+与CO32－、SO42－、OH－,Ag+与Cl－、Br－、I－等.
⑵生成气体或挥发性物质：H+和CO32－、HCO3－,NH4+与OH－等.
⑶生成难电离物质： H+离子与弱酸根离子：F－、ClO－、S2－、HS－、、SO32－、HCO3－、CO32－、PO43－、HPO42－等不共存,OH－离子与弱碱的离子：NH4+、Mg2+、Al3+、Fe3+、Fe2+等.
⑷发生氧化还原反应：具有较强氧化性的离子（如MnO4－、ClO－、NO3－、Fe3+等）与具有较强还原性的离子（如I－、S2－、Fe2+、SO32－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NO3－与I－、S2－与SO32－、ClO－与Cl－ 等离子,在碱性或中性溶液中可共存,但在酸性条件下不共存.
⑸形成配位化合物：如Fe3+与SCN－离子因反应生成[Fe（SNH）]2+离子而不可共存.
⑹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Al3+与HCO3－、Fe3+与PO43－等不共存.
注意：①阴离子与阴离子之间也不能共存,如HCO3－与OH－.
②无色溶液不存在MnO4－、Fe3+、Fe2+、Cu2+.
6. 含热量少的物质稳定性高：反应物→生成物+热,则生成物的热稳定性比反应物强.
注意：①放热反应：燃烧、酸碱中和、金属单质和酸.
②吸热反应：加热的分解反应、与碳反应、氢氧化钡晶体（Ba（OH）2•8H2O）与氯化铵晶体反应等.
7. ⑴燃料的充分燃烧条件：过量的空气；扩大与空气的接触面.
⑵燃料的不充分燃烧：有害健康；浪费燃料.
注意：①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.
②防止SO2污染大气的方法之一：加生石灰脱硫： SO2+CaO CaSO3 2CaSO3+O2 2CaSO4
二、第二章 碱金属
1. ⑴钠在空气中的缓慢氧化过程及现象：切开金属钠,呈银白色（钠的真面目）→变暗（生成Na2O）→变白色固体（生成NaOH）→成液（NaOH潮解）→结块（吸收CO2成NaCO3﹒10H2O）→最后粉末（变为Na2CO3风化）.
⑵钠与水（加酚酞）反应有四个现象：浮在水上（比水轻）；熔化成闪亮的小球,发出嘶响（反应放热,钠熔点低）；迅速游动（产生氢气）；溶液呈红色（生成NaOH遇酚酞变红）.
注意：①Na的制法：2NaCl（熔触） 2Na+Cl2↑
②Na2O2与H2O反应,Na2O2既是氧化剂,也是还原剂. 这是非氧化还原反应.
2. 钠与盐溶液反应：
⑴钠与硫酸铜溶液反应：
先：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 后：2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4
总反应方程式：2Na+ CuSO4+2H2O= Cu(OH)2↓+Na2SO4+ H2↑
⑵钠与氯化铵溶液反应：2Na+2NH4Cl=2NaCl+2NH3↑+ H2↑
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）,只是不能置换盐溶液中的金属（钠要先与水反应）.
如：2Na+CuSO4=Cu+Na2SO4 （×） 4Na+TiCl4(熔融)=4NaCl+Ti （√）
注意：自然界中的元素有两种形态：游离态、化合态.
注意：①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.
②通常的合金多呈固态,而钠钾合金却是液态.
③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）.
④钾的化合物大多可作肥料,但K2O、KOH却不可作肥料.
⑤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.

主要是上学期化学实验，主族元素和浓度计算啊，下学期我们班讲得快直接把有机讲完了

1 氨 铵盐
　　
　　了解氨气的物理性质及铵盐的性质。掌握氨的化学性质、氨的实验室制法及铵离子的检验方法。
　　
　　2 氮和磷
　　
　　掌握氮族元素性质的相似性、递变性。掌握氮气的分子结构、物理性质、化学性质、重要用途。熟悉自然界中氮的固定的方式和人工固氮的常用方法，了解氮的固定的重要意义。
　　
　　3 氮族元素
　　...

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1 氨 铵盐
　　
　　了解氨气的物理性质及铵盐的性质。掌握氨的化学性质、氨的实验室制法及铵离子的检验方法。
　　
　　2 氮和磷
　　
　　掌握氮族元素性质的相似性、递变性。掌握氮气的分子结构、物理性质、化学性质、重要用途。熟悉自然界中氮的固定的方式和人工固氮的常用方法，了解氮的固定的重要意义。
　　
　　3 氮族元素
　　
　　了解氮族元素的相似性和递变规律 ;掌握氮气的化学性质 ;了解磷的性质;了解氮气和磷的用途; 增强环保意识。
　　
　　4 二氧化硫
　　
　　在常温下，二氧化硫为无色，有刺激性气味的气体，溶于水后溶液显酸性。它既有氧化性又有还原性。
　　
　　5 硅和二氧化硅
　　
　　重点掌握硅和二氧化硅的物理和化学性质，以及它们的用途。
　　
　　6 化学反应及其能量变化
　　
　　了解化学反应中的能量变化，了解放热反应和吸热反应。理解燃料充分燃烧的条件，增强节约能源及环保等意识。
　　
　　7 化学键
　　
　　理解离子键，共价键的概念，能用电子式表示离子化合物和共价化合物的形成。了解化学键的概念和化学反应的本质。
　　
　　8 环境保护
　　
　　了解造成环境污染的主要途径，认识环境保护的重要性，以及保护环境的措施。
　　
　　9 碱金属元素
　　
　　了解碱金属的性质及其递变规律。能运用原子结构的初步知识分析碱金属性质递变的原因。
　　
　　10 离子反应
　　
　　掌握电解质、非电解质的概念,了解强、弱电解质的电离。了解离子反应和离子方程式的涵义。掌握离子反应发生的条件和离子方程式的书写方法。
　　
　　11 硫酸
　　
　　掌握稀硫酸与浓硫酸的异同. 掌握浓硫酸的性质.
　　
　　12 卤族元素
　　
　　掌握卤族元素性质变化规律。了解卤化银的性质,用途及碘与人体健康等。
　　
　　13 氯、溴、碘的性质 氯离子的检验
　　
　　认识氯、溴、碘的单质及几种卤化物的性质。认识卤素间的置换反应。学习氯离子的检验方法。
　　
　　14 氯气
　　
　　识记氯气的物理性质、化学性质、反应现象、制取方法和主要用途；理解燃烧的概念，以及“发光、火焰、烟、雾”等实验现象的含义；掌握实验室制取氯气的反应原理和操作方法；掌握氯离子的检验原理和操作方法；能用化学用语表示或解释氯气的化学性质，并会用扇闻法闻气味。
　　
　　15 钠与钠的化合物
　　
　　了解钠的重要化合物的性质、用途及一些金属元素的焰色反应。掌握过氧化钠、碳酸钠和碳酸氢钠的相互转化规律及性质的不同点。
　　
　　16 气体摩尔体积
　　
　　使学生在理解气体摩尔体积,特别是标准状况下,气体摩尔体积的基础上,掌握有关气体摩尔体积的计算。
　　
　　17 碳族元素
　　
　　认识碳族元素性质的规律性和递变性。了解Si、Ge、Pb的一些特殊性质。
　　
　　18 碳族元素与无机非金属材料
　　
　　运用元素周期率知识来学习碳族元素的性质及其递变规律。运用元素周期律知识学习同族元素及其化合物性质的方法，并运用这些方法学习硅和二氧化硅。.对无机非金属材料有大致印象。对化学与生产、生活实际的联系有进一步认识。认识化学在现代社会、现代科技中的重要作用。
　　
　　19 物质的量
　　
　　了解物质的量及其单位,了解物质的量与微观粒子数之间的关系。了解学习物质的量这一物理量的重要性和必要性。了解阿伏加德罗常数的涵义。了解摩尔质量的概念。
　　
　　20 物质的量浓度
　　
　　正确地理解物质的量浓度的概念;会应用物质的量浓度的概念进行简单的计算。
　　
　　21 硝酸
　　
　　掌握硝酸的化学性质(酸性、不稳定性、氧化性); 了解硝酸的用途。
　　
　　22 氧化还原反应
　　
　　能运用化合价升降或电子转移的原理，理解和描述有关氧化还原反应的概念和术语。学会用化合价变化和电子转移的观点判断氧化还原反应，并能用“线桥法”表示电子转移的方向和数目。
　　
　　23 氧化还原反应方程式的配平
　　
　　掌握用化合价升降法配平氧化还原反应方程式。
　　
　　24 氧族元素
　　
　　掌握氧族元素性质的相似性和递变规律。掌握氧族元素性质递变与原子结构的关系。掌握氧族元素与卤族元素相似性、差异性及其原因。
　　
　　25 氧族元素与环境保护
　　
　　了解二氧化硫的物理性质和用途．掌握二氧化硫的化学性质(跟氧气、水的反应和漂白性等)了解酸雨的形成及危害二氧化硫对空气的污染和保护、改善环境的重要性，提高环保意识。
　　
　　26 有关化学方程式的计算
　　
　　掌握有关反应物、生成物质量的计算；从定量角度理解化学反应，并掌握解题格式。
　　
　　27 元素周期表
　　
　　了解元素周期表的结构以及周期，族等概念。理解同周期，同主族元素性质的递变规律，并能运用原子结构理论解释这些递变规律。了解原子结构，元素性质及该元素在周期表中的位置三者之间的关系，初步学会运用周期表。
　　
　　28 元素周期律
　　
　　了解元素原子核外电子排布、原子半径、主要化合价与元素金属性、元素非金属性的周期性变化。了解两性氧化物和两性氢氧化物的概念。
　　
　　29 原子结构
　　
　　掌握原子核的构成。了解构成原子的粒子之间的关系。会根据原子、阴阳离子中的质子数与核外电子数之间的关系进行有关的计算。
　　
　　第一单元 卤 素
　　
　　第一节 氯气
　　
　　一、氯原子结构：氯原子的原子结构示意图为＿＿＿＿＿＿由于氯原子最外层有＿＿＿＿个电子，容易＿＿＿（得或失）＿＿＿个电子而形面8个电子稳定结构，因此氯元素是活泼的非金属元素。
　　
　　二、氯元素的性质
　　
　　1、 氯气是＿＿＿＿色有＿＿＿＿＿气味的气体，＿＿＿毒，可溶于水，密度比空气＿＿。
　　
　　2、 氯气的化学性质:点燃 与金属反应 2Na + Cl2===2NaCl (＿＿＿色烟)
　　
　　点燃 Cu +Cl2===CuCl2 (_______色烟)
　　
　　点燃H2＋Cl2===2HCl (_______色火焰)或光照
　　
　　与非金属反应 2P＋3Cl2===2PCl3 PCl3+Cl2===PCl5 (________色烟雾)
　　
　　Cl2+H2O===HCl+HClO(有强氧化性的弱酸，漂白性)
　　
　　与化合物反应 2Cl2+2Ca(OH)2===CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O（漂白粉，有效成份是＿＿＿＿）Ca(ClO)2+CO2+H2O==CaCO3↓+2HClO（这个反应证明HClO是弱酸的事实）
　　
　　Cl2+2NaOH====NaCl+NaClO+H2O
　　
　　氯气的用途：消毒、制盐酸、漂白粉、农药等
　　
　　AgBr用作感光片AgI用作人工降雨
　　
　　练习：指出以上反应中氧化剂和还原剂，并用单线或双线桥表示电子转移情况。
　　
　　三、氯气的制法
　　
　　1、 药品：浓盐酸和二氧化锰
　　
　　2、 原理：MnO2+4HCl===MnCl2+2H2O+Cl2↑
　　
　　(求氧化剂和还原剂的物质的量之比为＿＿＿＿＿＿，当有2mol氯气生成时，有＿＿＿＿＿HCl被氧化，有＿＿＿mol电子转移)
　　
　　3、 装置类型：固＋液――
　　
　　4、 收集方法：用＿＿＿排空气法或排饱和食盐水法收集。
　　
　　5、 检验：使湿润的KI淀粉试纸 变 蓝（思考其原因是什么
　　
　　6、 余气处理：多余的氯气通入＿＿＿＿溶液中处理吸收，以免污染环境。
　　
　　第二节 氯化氢
　　
　　一、氯化氢的性质
　　
　　1、物理性质：是一种＿＿＿色有＿＿＿＿气味的氯体，＿＿＿溶于水（1 ：500 体积比）密度比空气大。
　　
　　2、化学性质：HCl 溶于水即得盐酸，盐酸是一种强酸，具有挥发性和腐蚀性。
　　
　　3、氯化氢的实验室制法
　　
　　药品：食盐（NaCl）和浓H2SO4
　　
　　原理：用高沸点（或难挥发性）酸制低沸点酸（或易挥发性）（与制硝酸的原理相同）微热 NaCl+H2SO4=====NaHSO4+HCl↑
　　
　　强热 总式：2NaCl+H2SO4====Na2SO4+2HCl↑NaCl+NaHSO4====Na2SO4+HCl↑
　　
　　（上述说明了条件不生成物不同，要注意反应条件）
　　
　　装置类型：固＋液――收集方法：用向上排空法收集 检验：用 湿润的蓝色石蕊 试纸 余气处理：将多余的气体通入 水 中即可
　　
　　第四节 卤族元素
　　
　　1、 原子结构特征：最外层电子数相同，均为7个电子，由于电子层数不同，原子半径不，从F――I原子半径依次增大，因此原子核对最外层的电子的吸引能力依次减弱，从外界获得电子的能力依次减弱，单质的氧化性减弱。
　　
　　2、 卤素元素单质的物理性质的比较（详见课本24面页）
　　
　　物理性质的递变规律：从F2→I2，颜色由浅到深，状态由气到液到固，熔沸点和密度都逐渐增大，水溶性逐渐减小。
　　
　　3、 卤素单质化学性质比较（详见课本28页）
　　
　　相似性：均能与H2发生反应生成相应卤化氢，卤化氢均能溶于水，形成无氧酸。
　　
　　暗 光
　　
　　H2＋F2===2HF H2+Cl2===2HCl
　　
　　加热 持加热
　　
　　H2+Br2===2HBr H2+I2====2HI
　　
　　均能与水反应生成相应的氢卤酸和次卤酸（氟除外）
　　
　　2F2＋2H2O＝＝4HF＋O2
　　
　　X2+H2O====HX+HXO (X表示Cl Br I)
　　
　　递变性：与氢反应的条件不同，生成的气体氢化物的稳定性不同，
　　
　　HF＞HCl＞HBr＞HI,无氧酸的酸性不同，HI＞HBr＞HCl＞HF.。与水反应的程度不同，从F2 → I2逐渐减弱。注意：萃取和分液的概念
　　
　　1、 在溴水中加入四氯碳振荡静置有何现象？（分层，下层橙红色上层无色
　　
　　2、 在碘水中加入煤油振荡静置有何现象？（分层，上层紫红色，下层无色）
　　
　　卤离子的鉴别：加入HNO3酸化的硝酸银溶液，
　　
　　Cl-：得白色沉淀。
　　
　　Ag+ + Cl- ===AgCl↓ Br-：得淡黄色沉淀
　　
　　Ag+ + Br- ====AgBr↓ I： 得黄色沉淀
　　
　　Ag+ + I- ====AgI↓
　　
　　第三章 硫 硫 酸
　　
　　一、硫的物性
　　
　　淡黄色的晶体，质脆，不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳
　　
　　二、硫的化学性质
　　
　　1、 与金属的反应
　　
　　2Cu+S===Cu2S（黑色不溶于水） Fe+S=====FeS（黑色不溶于水）
　　
　　（多价金属与硫单质反应，生成低价金属硫化物）
　　
　　2、 与非金属的反应
　　
　　点燃
　　
　　S＋O2=====SO2 S＋H2=====H2S
　　
　　第二节 硫的氢化物和氧化物
　　
　　一、硫的氢化物―――硫化氢
　　
　　1、 硫化氢的的理性质
　　
　　H2S是一种具有臭鸡蛋气味、无色、有剧毒的气体，能溶于水，常温常压1体积水能溶解2.6体积的硫化氢。
　　
　　2、 硫化氢的化学性质:热不稳定性 H2S====H2+S
　　
　　点燃
　　
　　可燃性 2H2S＋3O2===2H2O+2SO2 （完全燃烧）(火焰淡蓝色) 2H2S＋O2===2H2O+2S （不完全燃烧）
　　
　　还原性 SO2＋2H2S＝2H2O＋3S
　　
　　3、 氢硫酸
　　
　　硫化氢的水溶液是一中弱酸，叫氢硫酸，具有酸的通性和还原性。
　　
　　二、硫的氧化物
　　
　　1、 物理性质：二氧化硫是一种无色有刺激性气味有毒的气体，易溶于水，常温常压1体积水可溶解40体积的二氧化硫；三氧化硫是一种没有颜色易挥发的晶体，熔沸点低。
　　
　　2、 化学性质
　　
　　二氧化硫是一种酸性氧化物，与水直接化合生成亚硫酸，是亚硫酸的酸酐，二氧化硫具有漂白作用，可以使品红溶液腿色，但漂白不稳定。
　　
　　SO2＋H2O ==== H2SO3 (这是一个可逆反应，H2SO3是一种弱酸，不稳定，容易分解成水和二
　　
　　氧化硫。)
　　
　　3、 二氧化硫的制法 Na2SO3+H2SO4===Na2SO4+H2O+SO2↑
　　
　　第三节 硫酸的工业制法――接触法
　　
　　一、方法和原料
　　
　　方法：接触法
　　
　　原料：黄铁矿（主要成份是FeS2）、空气、水和浓硫酸
　　
　　二、反应原理和生产过程
　　
　　步骤 主要反应 主要设备
　　
　　点燃
　　
　　二氧化硫制取和净化 4FeS2+11O2===2Fe2O3+8SO2 沸腾炉
　　
　　二氧化硫氧化成三氧化硫 2SO2＋O2===2SO3 接触室
　　
　　三氧化硫氧吸收硫酸生成 SO3+H2O=H2SO4 吸收塔
　　
　　思考：1、为什么制得二氧化硫时要净化？（为了防止催化剂中毒）
　　
　　2、为什么吸收三氧化硫时用浓硫酸作吸收剂而不用水呢？（用水吸收时易形酸雾，吸收速度慢，不利于吸收，而用浓硫酸吸收时不形成酸雾且吸收干净，速度快。）
　　
　　第四节 硫酸 硫酸盐
　　
　　一、浓硫酸的物理性质
　　
　　98.3％的硫酸是无色粘稠的液体，密度是1.84g/mL,难挥发，与水以任意比互溶
　　
　　二、浓硫酸的特性
　　
　　脱水性 与蔗糖等有机物的炭化 吸水性―用作干燥剂 强氧化性
　　
　　2H2SO4(浓)+Cu===CuSO4+2H2O+SO2↑（此反应表现H2SO4(浓)具有氧化性又有酸性）
　　
　　H2SO4(浓)＋C＝CO2↑＋H2O＋2SO2↑（此反应只表现H2SO4(浓)的氧化性）
　　
　　注：H2SO4(浓)可使铁、铝发钝化，故H2SO4(浓)可铁或铝容器贮存
　　
　　四、 硫酸盐
　　
　　1、硫酸钙CaSO4 石膏CaSO4.2H2O 熟石膏2CaSO4.H2O(用作绷带、制模型等)
　　
　　2、硫酸锌ZnSO4 皓矾ZnSO4.7H2O（作收敛剂、防腐剂、媒染剂 ）
　　
　　3、硫酸钡BaSO4，天然的叫重晶石，作X射线透视肠胃内服药剂，俗称钡餐。
　　
　　4、 CuSO4.5H2O, 蓝矾或胆矾，FeSO4.7H2O,绿矾
　　
　　五、硫酸根离子的检验
　　
　　先加盐酸酸化后加氯化钡溶液，如果有白色沉淀，则证明有硫酸根离子存在。
　　
　　第六节 氧族元素
　　
　　一、氧族元素的名称和符号:氧（O） 硫（S） 硒（Se） 碲（Te） 钋（Po）
　　
　　二、原子结构特点
　　
　　相同点：最外层都有6个电子；
　　
　　不同点：核电荷数不同，电子层数不同，原子半径不同
　　
　　三、性质的相似性和递变性（详见课本91页）
　　
　　1、 从O→Po单质的熔点、沸点、密度都是逐渐升高或增大
　　
　　2、 从O→Po金属性渐强，非金属性渐弱。
　　
　　3、 与氢化合通式：H2R，气体氢化物从H2O→H2Se的稳定性渐弱
　　
　　4.与氧化合生成RO2型或RO3型的氧化物，都是酸酐，元素最高价氧化物水化物的酸性渐弱。
　　
　　硫的用途：制硫酸、黑火药、农药、橡胶制品、硫磺软膏 SO2用于杀菌消毒、漂白
　　
　　第四章 碱金属
　　
　　第一节 钠
　　
　　一、碱金属 :锂、钠、钾、铷、铯、钫原子的最外电子层上都只有一个电子，由于它们的氧化物溶解于水都是强碱，所以称这一族元素叫做碱金属。
　　
　　二、钠的物理性质:钠质软，呈银白色，密度比水小，熔点低，是热和电的良导体。
　　
　　三、钠的化学性质
　　
　　1、 与非金属反应
　　
　　4Na+O2====2Na2O (Na2O不稳定)
　　
　　2Na+O2====Na2O2 (Na2O2稳定)
　　
　　2Na+Cl2===2NaCl
　　
　　2Na+S====Na2S ( 发生爆炸)
　　
　　2、与化合物反应r/>　　
　　2Na+2H2O====2NaOH+H2↑(现象及原因：钠浮于水面，因钠密度比水小；熔成小球，因钠熔点低；小球游动发出吱吱声，因有氢气产生；加入酚酞溶液变红，因有碱生成)
　　
　　Na与CuSO4溶液的反应
　　
　　首先是钠与水反应2Na+2H2O====2NaOH+H2↑
　　
　　然后是2NaOH+ CuSO4===Cu(OH)2↓+Na2SO4(有蓝色沉淀)
　　
　　注：少量的钠应放在煤油中保存，大量的应用蜡封保存。
　　
　　第二节 钠的化合物
　　
　　一、钠的氧化物（氧化钠和过氧化钠）
　　
　　Na2O+H2O===2NaOH (Na2O是碱性氧化物)
　　
　　2 Na2O2+2H2O===4NaOH＋O2↑ （ Na2O2不是碱性氧化物、Na2O2是强氧化剂，可以用来漂白）
　　
　　2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3+O2↑(在呼吸面具或潜水艇里可用作供氧剂
　　
　　二、钠的其它重要化合物1、硫酸钠 芒硝（Na2SO4.10H2O） 用作缓泻剂
　　
　　2、碳酸钠 Na2CO3 用作洗涤剂
　　
　　3、碳酸氢钠 NaHCO3 作发孝粉和治胃酸过多
　　
　　注：碳酸钠和碳酸氢钠的比较
　　
　　水溶性：Na2CO3 比NaHCO3大
　　
　　与HCl反应速度NaHCO3 比Na2CO3快
　　
　　热稳定性NaHCO3受热易分解Na2CO3不易分解
　　
　　2 NaHCO3＝Na2CO3＋H2O＋CO2↑（常用此法除杂）
　　
　　第三节 碱金属元素
　　
　　一、物理性质（详见课本107页）
　　
　　银白色，柔软，从Li→Cs熔沸点降低
　　
　　二、性质递变规律Li Na K Rb Cs
　　
　　原子半径渐大，失电子渐易，还原性渐强，与水反应越来越剧烈，生成的碱的碱性渐强。
　　
　　三、焰色反应
　　
　　1、 定义：多种金属或它们的化合物在灼烧时火焰呈特殊的颜色
　　
　　2、 用品：铂丝、酒精灯、试剂
　　
　　3、 操作：灼烧→蘸取试剂→放在火焰上观察火焰颜色→盐酸洗净→灼烧。注：焰色反应可用来鉴别物质 记住：钠――黄色 钾――紫色（透过蓝色钴玻璃）
　　
　　第六章 氮和磷 第一节 氮族元素
　　
　　一、周期表里第VA族元素氮（N）、磷（P）、砷（As）、锑（Sb）铋（Bi）称为氮族元素。
　　
　　二、氮族元素原子的最外电子层上有5外电子，主要化合价有＋5（最高价）和－3价（最低价）
　　
　　三、氮族元素性质的递变规律（详见课本166页）
　　
　　1、密度：由小到大 熔沸点：由低到高
　　
　　2、 氮族元素的非金属性比同期的氧
　　
　　族和卤族元素弱，比同周期碳族强。
　　
　　3、 最高氧化物的水化物酸性渐弱，碱性渐强。
　　
　　第二节 氮 气
　　
　　一、物理性质
　　
　　氮气是一种无色无味难溶于水的气体，工业上获得的氮气的方法主要是分离液态空气。
　　
　　二、氮气分子结构与化学性质
　　
　　1、 写出氮气的电子式和结构式，分析其化学性质稳定的原因。
　　
　　2、 在高温或放电的条件下氮气可以跟H2、O2、金属等物质发生反应
　　
　　高温压 放电
　　
　　N2＋3H2===2NH3 N2+O2===2NO
　　
　　催化剂 点燃 N2+3Mg====Mg3N2
　　
　　三、氮的氧化物
　　
　　1、氮的价态有＋1、＋2、＋3、＋4、＋5，能形成这五种价态的氧化物：N2O （笑气）、NO、 N2O3 NO2 N2O4 N2O5
　　
　　3、 NO在常温常压下极易被氧化，与空气接触即被氧化成NO2
　　
　　2NO ＋O2 ＝ 2NO2
　　
　　无色不溶于水 红棕色溶于水与水反应
　　
　　4、 NO2的性质
　　
　　自身相互化合成N2O4 2NO2====N2O4(无色)
　　
　　3NO2＋H2O====2HNO3+NO↑（NO2在此反应中既作氧化剂又作还原剂）
　　
　　四、氮的固定
　　
　　将空气中的游离的氮转化为化合态的氮的方法统称为氮的固定。分为人工固氮和自然固氮两种。请各举两例。
　　
　　第三节 氨 铵盐
　　
　　一、氨分子的结构
　　
　　写出氨分子的分子式＿＿＿＿＿电子式、＿＿＿＿＿、结构式＿＿＿＿＿＿＿＿，分子的空间构型是怎样的呢？（三角锥形）
　　
　　二、氨的性质、制法
　　
　　1、 物理性质：无色有刺激性气味极溶于水的气体，密度比空气小，易液化。
　　
　　2、 化学性质：
　　
　　与水的作用：（氨溶于水即得氨水）NH3+H2O====NH3.H2O====NH4++OH-
　　
　　NH3.H2O===== NH3↑+H2O
　　
　　与酸的作用 : NH3＋HCl=== NH4Cl
　　
　　NH3+HNO3=== NH4NO3 2NH3+H2SO4=== (NH4)2SO4
　　
　　3、制法：2NH4Cl+Ca(OH)2====CaCl2+2NH3↑+H2O
　　
　　三、氨 盐
　　
　　1、 氨盐是离子化合物，都易溶于水，受热都能分解，如
　　
　　NH4Cl=== NH3↑＋HCl↑
　　
　　2、 与碱反应生成NH3
　　
　　NH4＋＋OH－=== NH3↑+H2O
　　
　　3、 NH4＋的检验：加入氢氧化钠溶液，加热，用湿的红色石蕊试纸检验产生的气体。
　　
　　第四节 硝 酸
　　
　　一、硝酸的性质
　　
　　1、 物理性质：纯净的硝酸是无色易挥发有刺激性气味的液体，98％以上的硝酸叫发烟硝酸。
　　
　　2、 化学性质：不稳定性，见光或受热分解 4HNO3 ===2H2O+4NO2↑+O2↑
　　
　　(思考：硝酸应怎样保存？)
　　
　　氧化性：①硝酸几乎能氧化所有的金属（除金和铂外），金属被氧化为高价，生成硝酸盐。如Cu+4HNO3（浓）===Cu(NO3)2+2NO2↑+H2O
　　
　　3Cu+8HNO3（稀）===3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O（表现硝酸有酸性又有氧化性）
　　
　　②能氧化大多数非金属，如
　　
　　C+4HNO3 ===CO2↑+4NO2↑+2H2O（只表现硝酸的氧化性）
　　
　　③在常温与铁和铝发生钝化
　　
　　④ 1体积的浓硝酸与3体积的浓盐酸的混合酸叫做“王水”，“王水”的氧化性相当强，可以氧化金和铂
　　
　　二、硝酸的工业制法
　　
　　1氨的氧化
　　
　　催化剂
　　
　　4NH3＋5O2====4NO+6H2O
　　
　　2、硝酸的生成
　　
　　2NO＋O2＝2NO2 3NO2＋H2O＝2HNO3＋NO
　　
　　注：
　　
　　尾气处理：用碱液吸叫尾气中氮的氧化物
　　
　　要得到96％以上的浓硝酸可用硝酸镁（或浓硫酸）作吸水剂。
　　
　　第六节 磷 磷酸
　　
　　一、白磷与红磷性质比较
　　
　　色态 溶解性 毒性 着火点 红磷 红棕色粉末 水中、CS2中均不溶 无 较高2400C
　　
　　白磷白色（或淡黄）蜡状固体 不溶于水但溶于CS2 有毒 低400C
　　
　　二、磷酸（纯净的磷酸为无色的晶体）
　　
　　冷水 P2O5＋H2O====2HPO3 （偏磷酸，有毒）
　　
　　热水 P2O5＋3H2O====2H3PO4 （磷酸，无毒，是中强酸，具有酸的通性）
　　
　　注： 区分同位素与同素异形体的概念，常见互为同素异形体的物质有
　　
　　红磷 与白磷 氧气和溴氧 金刚石和石墨

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化学方程式 理解 记忆

已经发给你了 高一的化学已经六七年没有碰了，如果你有什么实际问题的，我或许还能帮助你，你问第三单元的知识点，我真的帮不了你，再说了各省的