高一化學下學期知識點

1、硫（1）硫與金屬反應，顯弱氧化性（比氧和氯都弱），生成低價金屬硫化物Fe + S FeS (黑色)(不溶于水，能溶于稀酸)2Cu + S Cu2S (黑色) (既不溶于水，也不溶于稀酸) Hg + S HgS (黑色) 用硫粉處理散落的汞滴（2）S + O2 SO2 (刺激性氣味，能使品紅溶液褪色，具有漂白性。能和堿反應，是酸性氧化物。+4價的S既有還原性（主要），又有氧化性)（3）H2S及其還原性H2 + S H2S (無色臭雞蛋味氣體，能溶于水，水溶液顯弱酸性) H2S具有還原性2H2S + SO2 3S + 2H2O (兩氣體混合有黃色粉末和水珠生成)2H2S + O2 2 S +2 H

2、2O (氫硫酸在空氣中久置變質)2H2S + O2 (不足) 2 S +2 H2O ； 2H2S +3 O2 (充足) 2 SO2 +2 H2O （4）硫酸的工業(yè)制法 4FS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 （硫鐵礦石要粉碎） 或 S + O2 SO2 2SO2 + O2 2SO3（反應中SO2顯還原性）（利用熱交換器，充分利用熱能。） （注意反應條件的具體選擇，利用化學反應的速率和平衡移動的知識。） SO3 + H2O H2SO4 (實際生產中用98.3%的濃硫酸吸收SO3，避免生成酸霧) ( 計算關系： FeS2 2H2SO4 或S SO2 )若煤和石油等含硫物質燃燒產生的SO

3、2進入大氣，會形成酸雨（pH<5.6，主要成分是H2SO4）（5）濃硫酸特性： ()脫水性：指將有機物中的H、O元素按水的組成(21)比脫去。濃硫酸能使蔗糖碳化()吸水性；濃硫酸可以作干燥劑，但不能干燥NH3、H 2S等。()強氧化性：常溫下能使鐵、鋁鈍化C +2H2SO4 (濃) CO2 + 2SO2 +2H2O ( 濃硫酸有強氧化性)Cu 2H2SO4 (濃) CuSO4 + SO2 +2H2O ( 濃硫酸有強氧化性，同時顯示了酸性)（6）SO42檢驗（先滴加 HCl后滴加BaCl2）Ba2+ + SO42 BaSO4( 白色，不溶于水和酸，X光不能透過，醫(yī)學上作“鋇餐”)氮：（1）

4、氮氣與金屬反應 3Mg + N2 Mg3N2（2）大氣固氮 N2 +O2 2NO（固氮即是游離態(tài)的氮單質變成化合態(tài)的氮化合物）合成氨（人工固氮，工業(yè)制氨氣） N2+ 3H2 2NH3（注意合成氨反應條件的具體選擇，利用化學反應的速率和平衡移動的知識。） （3）實驗室制氨氣2 NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3 +2H2O （4）氨氣溶于水 NH3 + H2O NH3 ·H2O （一水合氨是弱堿） 氨水受熱分解NH3 ·H2O NH3 + H2O（5）銨鹽受熱分解NH4Cl NH3 + HCl（NH3 +HCl NH4Cl (氨氣和氯化氫氣體相遇有白煙產

5、生)） NH4HCO3 NH3 +H2O +CO2（碳銨要陰天深施的原因）（6）NH4+ + OH NH3 + H2O（銨態(tài)氮肥不能與堿性物質混用的原因） ( 銨根離子的檢驗，生成的氣體能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍)（7）硝酸的工業(yè)制法4NH3 + 5O2 4NO +6 H2O 2NO + O2 2NO23NO2 + H2O 2HNO3 + NO( 計算關系： NH3 HNO3 )（8） 2NO2 (紅棕色) N2O4 (無色) 鐵和鋁的單質在冷的濃硫酸和濃硝酸中鈍化屬于化學變化離子檢驗離子名稱和符號所加試劑或方法現(xiàn)象相關反應的離子方程式銨根離子NH4+氫氧化鈉溶液并加熱和濕潤的紅色石蕊試紙濕潤

6、的紅色石蕊試紙變藍色NH4+ + OH- NH3 + H2O硫酸根離子SO42-稀鹽酸（硝酸）和氯化鋇（硝酸鋇）溶液白色沉淀Ba2+ + SO42- BaSO4 物質的量濃度表示溶液濃度的物理量。用單位體積的溶液里所含溶質的物質的量來表示?？梢越庾x成1升溶液中所含溶質的物質的量。 符號：C 單位：mol/L 表達式： C（A）mol/L = = 物質的量濃度溶液的配制步驟：1.計算 2.稱量（或量取） 3.溶解 4.轉移 5.洗滌 6.定容 7.搖勻物質的量濃度溶液的配制所用主要儀器：電子天平（或量筒）、小燒杯、玻璃棒、容量瓶（標示有溫度、容量和刻度線）、膠頭滴管。物質的量濃度和質量百分比濃度

7、的換算 C（A）mol/L =溶液稀釋的濃度計算：C (濃) V (濃) =C (稀) V（稀）（稀釋前后溶質的量不變）反應速率和平衡1. 化學反應速率單位時間內反應物濃度的減少或生成物濃度的增加。 反應物（或生成物）濃度的變化量（mol/L） 化學反應速率（v）= - 反應時間（min或S） C 數學表達式：v = 單位：mol/(L min ) mol/(L s) t 用不同物質表達的化學反應速率之比等于化學方程式中的系數比。2. 影響化學反應速率的因素。決定化學反應速率的主要因素是反應物的性質。影響化學反應的速率：(1)濃度：在其它條件不變時，增大反應物濃度，化學反應速率加快；反之則慢。

8、注意：固體，純液體的濃度均可視作常數(2)壓強：在其它條件不變時，增大氣體反應體系壓強，化學反應速率加快；反之則慢。(3)溫度：其它條件不變時，升高溫度，反應速率加快。（所有反應速率都加快）(4)催化劑：使用正催化劑，能加快化學反應速率；反之則反。未特殊指明時，均指正催化劑。3.可逆反應：在同一條件下，同時向正、逆反應方向進行的反應。N2+3H2 2NH34.化學平衡狀態(tài)：在一定條件下的可逆反應里，正反應速率和逆反應速率相等，反應混合物中各組分的質量分數保持不變的狀態(tài)。特征是：逆：研究對象可逆反應。等：V(正)V(逆)O動：化學平衡是動態(tài)平衡。雖然V(正)V(逆)，但正、逆反應仍在進行，其反應

9、速率不等于零。定：各組分的量一定。（不是固定的方程式中的比例，也不是相等的意思）變：外界條件改變，平衡也隨之改變。5.外界條件對化學平衡的影響。 (1)濃度：其它條件不變時，增大反應物濃度或減小生成物濃度都使平衡向正反應方向移動。 減小反應物濃度或增大生成物濃度都會使平衡向逆反應方向移動。注意：固體和純液體增加和減少，不影響濃度， 從而不影響化學反應速率，也不影響化學平衡。(2)壓強：其它條件不變時，增大壓強，會使平衡向氣體分子數（體積）縮小的方向移動。 減小壓強，會使平衡向氣體分子數（體積）增大的方向移動。注意：若反應前后氣體體積無變化，改變壓強，能同時改變正、逆反應速率，但仍然保持V正V逆

10、，平衡不移動。(3)溫度：在其它條件不變時，升高溫度，平衡向吸熱反應方向移動。降低溫度，平衡向放熱反應方向移動。勒夏特列原理(即平衡移動原理)：如果改變影響平衡的一個條件，平衡就向能夠減弱這種改變的方向移動。注意：勒夏特列原理的適用范圍是：化學平衡，電離平衡，溶解平衡，水解平衡等。催化劑：只影響速率，不影響平衡。原因是：催化劑能同等程度地加快正、逆反應速率，因此不影響化學平衡，但可大大地縮短反應達到平衡所需的時間。電解質溶液 1.電解質和非電解質電解質: 凡是在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠導電的化合物叫做電解質。常見有：酸、堿、鹽、金屬氧化物等非電解質:凡是在水溶液里和熔化狀態(tài)下都不導電的化合物叫

11、做非電解質。常見有：非金屬氧化物、大多數有機物（eg:酒精、蔗糖）等2.強電解質和弱電解質強電解質弱電解質定義在水溶液中或熔化狀態(tài)能全部電離成離子的電解質在水溶液中只有部分電離成離子的電解質物質類別強酸：HCl（HBr 、HI）、H2SO4、HNO3強堿：NaOH、KOH、Ba（OH）2 、 Ca（OH）2大多數鹽弱酸、弱堿離子濃度（同溫、同濃度時）大小導電能力（同溫、同濃度時）強弱電離程度完全（不可逆）部分（可逆）電離平衡不存在電離平衡，用“ ” 存在電離平衡，用“”溶液中溶質微粒離子分子（多）、離子（少）電離方程式NaOH Na+OH-H2SO4 2H+SO42-NH3·H2ON

12、H4+OH-多元弱酸分步電離:H2CO3H+HCO3-，HCO3-H+ CO32-3.影響電離程度的因素： 通常在同條件下電解質越弱，電離程度越小。溫度越高，電離平衡向正方向移動，電離程度越大。因電離過程是一個吸熱過程。溶液越稀，電離平衡向正方向移動，電離程度越大。因電離過程是在水分子的作用下。因為，對于同一種弱電解質，在不同濃度、不同溫度時，電離程度不同。所以，由電離程度比較不同弱電解質的強弱，只有在相同濃度、相同溫度的條件下才能比較。4.水的離子積（1）水是極弱的電解質，存在著電離平衡。H2OH+OH-加熱或加入能水解的鹽，可以促進水的電離。加入酸或堿，可以抑制水的電離。水的離子積常數Kw

13、 =C H+·COH-。25時，Kw10-14，Kw只隨溫度的升高而增大。無論是中性、酸性、堿性的稀溶液中都有CH+·COH-Kw。（2）PH的意義、定義、計算公式意義：表示溶液酸堿性的強弱。定義：用H+物質的量濃度的負對數來表示的數值。公式：pH=-lgC(H+)（3）溶液酸堿性與PH的關系；任何溫度下： 中性溶液C(H+)=C(OH-) 酸性溶液C(H+) C(OH-)堿性溶液C(H+)C(OH-) 常溫時： 中性溶液C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L pH =7酸性溶液C(H+)1×10-7 mol/L pH7堿性溶液C(H+)1&#

14、215;10-7 mol/L pH75.鹽類的水解（水解一般是是微弱的，可逆的）實質：在溶液中鹽的離子跟水所電離出來的H+或OH-結合成弱電解質而破壞水的電離平衡使溶液中H+、OH-濃度發(fā)生變化，使鹽溶液顯示一定的酸堿性。規(guī)律：無弱不水解，有弱就水解，越弱越水解，兩弱雙水解（程度比單水解強）。溶液酸堿性：誰強顯誰性。外界影響因素： 濃度：溶液越稀，水解程度越大。溫度：水解是吸熱反應，升溫有利于水解。酸堿度：加酸對強酸弱堿鹽的水解有抑制，對弱酸強堿鹽的水解有促進作用； （即：+酸抑制呈酸性的水解， 促進呈堿性的水解） 加堿對強堿弱酸鹽的水解有抑制，對弱堿強酸鹽的水解有促進作用。（即：+堿抑制呈堿

15、性的水解， 促進呈酸性的水解） 6.電解質溶液中的離子濃度大小比較時：首先考慮電離（先看強弱，再看比例），其次考慮水解（先看是否水解，再看水解程度）。7.電解池(1)電解和電解池使電流通過電解質溶液而在陰陽兩極引起氧化還原反應的過程叫做電解。這種把電能轉變?yōu)榛瘜W能的裝置叫做電解池。電解池由連接成閉合回路的直流電源、電極、電解質溶液構成(2)電解池兩極的確定和電極反應(電解CuCl2溶液)陽極：接直流電源的正極。陽極吸引陰離子（帶負電），在陽極上發(fā)生氧化反應 。陰極：接直流電源的負極。陰極吸引陽離子（帶正電），在陰極上發(fā)生還原反應。 (3)電解原理的應用：電解氯化銅溶液：CuCl2 Cu + C

16、l2 （陽極） 電解飽和食鹽水制Cl2(陽極)和H2（陰極）、NaOH溶液（陰極附近）。2NaCl+2H2O2NaOH+H2+Cl28、離子反應和離子方程式離子反應：有離子參加或生成的反應。離子反應發(fā)生的條件（離子互換反應中）：（1）生成難溶物質，如Cu(OH)2、BaSO4、AgCl等沉淀。 （2）生成氣態(tài)物質，如：CO2、SO2等氣體。 （3）生成難電離物質，如弱酸、弱堿、水等。離子反應的實質是：離子濃度減少的過程離子方程式：用實際參加反應的離子符號表示離子反應的式子意義：離子方程式不僅可表示一定物質間的某個反應，而且可表示所有同一類型的離子反應。離子方程式的書寫：寫 改 刪 查1、寫出化學方程式。2、把易溶于水強電解質改寫成離子形式，難溶物質、弱電解質以及氣體等仍用化學式表示。3、刪去方程式兩邊形式相同的離子4、整理方程式并檢查兩邊各元素的原子個數和電荷總數是否相等判別離子方程式的正誤的方式：1、查反