高一下学期化学期末复习要点.docx

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高一下学期化学期末复习要点

高一下学期化学期末复习要点

一、硫、氮单质及化合物

（一）硫单质：

黑火药的使用：

S+2KNO3+3CK2S+3CO2↑+N2↑

1.硫的物理性质：

硫是淡黄色晶体，脆，不溶于水，微溶于酒精，易溶于CS2。

2.硫的化学性质：

（1）氧化性（）：

①加热硫粉和铁粉的混合物，燃烧生成黑色难溶固体：

Fe+SFeS ②将铜丝伸入硫蒸气中，燃烧生成黑色固体：

2Cu+SCu2S。

由上可得：

硫和变价金属反应时，一般会生成低价金属硫化物。

特例：

硫与汞反应：

Hg+SHgS（黑色）（该反应可除地上散落的汞）。

由Fe、Cu与Cl2的反应，可得出氧化性的强弱顺序：

Cl2＞S，所以硫是一种较不活泼的非金属元素。

③硫和炭在高温时、硫蒸气和氢气在加热时也可发生反应：

（2）还原性（）：

硫在空气中燃烧发出淡蓝色的火焰；在纯氧中燃烧发出明亮的蓝紫色火焰。

反应都是：

S+O2 SO2   

（二）硫化氢：

1.物理性质：

无色、臭鸡蛋气味的气体，剧毒，密度比空气略大，能1∶2.6溶于水，得弱酸性的氢硫酸。

2.化学性质：

H2S中S显－2价，是硫元素的最低价，因此发生氧化还原反应时，其化合价只能升高，表现还原性。

（1）H2S的燃烧：

在空气中点燃H2S气，并在火焰上方罩一干燥的洁净小烧杯，可观察到燃烧发出淡蓝色火焰，小烧杯内壁有水珠，且出现黄色固体，这是因为O2不充足；H2S若在充足的O2中燃烧，会发出淡蓝色火焰，并产生有刺激性气味的气体。

化学方程式：

2H2S＋O2（不足） 2S＋2H2O    2H2S＋3O2（充足） 2SO2＋2H2O

（2）可被卤素单质氧化：

H2S＋X2→S↓＋2HX（X2—指Cl2、Br2、I2）如：

H2S＋I2→2HI＋S↓

（3）将分别盛有H2S和SO2气体的两集气瓶口对口并抽去玻璃片使之混合，可观察到瓶壁上有淡黄色固体生成。

此反应电子转移的方向和数目表示为：

，其中氧化剂是SO2，还原剂是H2S，氧化产物、还原产物都是S，氧化产物、还原产物物质的量之比为2:

1。

（4）不稳定性：

受热易分解H2SH2＋S

3.氢硫酸及盐：

（1）氢硫酸是一种易挥发的二元弱酸，其酸性比碳酸还弱，具有酸的通性。

可用NaOH溶液吸收多余H2S，以防污染环境。

（2）CuS、PbS、Ag2S都是既难溶于水，又难溶于稀的强酸（如稀HNO3）的黑色物质，所以可用CuSO4溶液除H2S，用湿润的Pb（NO3）2试纸验证H2S的存在（观察试纸是否变黑）。

H2S＋CuSO4→CuS↓＋H2SO4    H2S＋Pb（NO3）2→PbS↓＋2HNO3

4.实验室常用FeS与稀H2SO4或稀HCl反应制取H2S气体，装置可与实验室制H2或CO2的制法相同。

 FeS+2HCl→FeCl2 +2H2S↑

（三）二氧化硫：

1.SO2的物理性质：

无色、有剌激性气味的气体，有毒，密度比空气大，易液化（沸点较高）。

易溶于水（1:

40），溶于水形成亚硫酸，显中等（弱）酸性。

2.SO2的化学性质：

（1）与水反应：

SO2 +H2OH2SO3，生成的亚硫酸是一种不稳定的弱酸。

（2）弱氧化性：

2H2S+SO2→3S↓+2H2O

（3）较强还原性：

①被氧气氧化：

2SO2 +O22SO3；②被卤素单质X2（Cl2、Br2、I2）氧化：

使溴水褪色Br2+SO2+2H2O→H2SO4+2HBr；③被KMnO4氧化：

使KMnO4溶液紫色褪去。

（4）漂白性：

二氧化硫能使红色品红溶液褪色，但当加热时，溶液又重新变成红色。

3.亚硫酸及其盐的主要化学性质：

比SO2更强的还原性，易被氧化。

4.酸雨：

（1）判断标准：

PH＜5.6的雨水

（2）酸雨的成因：

主要是由煤、石油产品燃烧生成的SO2造成的，SO2+H2O→H2SO3，2H2SO3+O2→H2SO4或2SO2+O22SO3，SO3+H2O→H2SO4

（3）酸雨的危害及防护：

（了解）。

（四）硫酸：

1.稀硫酸的化学性质：

酸的通性（强酸） H+的弱氧化性（如与金属置换氢气）。

2.浓硫酸的特性：

（1）难挥发性：

是一种高沸点、难挥发性酸，利用此性质可制取HF、HCl、HNO3。

（2）吸水性：

浓硫酸能吸收空气中的水分，在实验室中常用浓硫酸来干燥不与它起反应的气体。

（3）脱水性（炭化）：

在200mL烧杯中放入20g蔗糖，加入几滴水，搅拌均匀。

然后再加入15mL98%的浓硫酸，迅速搅拌。

现象：

蔗糖逐渐变黑，体积膨胀，形成疏松多孔的海绵状的炭。

（4）强氧化性：

浓硫酸与铜反应：

Cu＋2H2SO4（浓）CuSO4＋SO2↑＋2H2O，浓硫酸也与木炭反应：

C＋2H2SO4CO2＋2SO2↑＋2H2O。

注意：

Al和Fe在冷的浓硫酸中会发生钝化，所以可以用铁或铝的容器盛装浓硫酸。

3.硫酸根离子的检验：

先用盐酸把溶液酸化，以排除CO32-、SO32-、Ag+等可能造成的干扰，再加入BaCl2溶液，根据是否有白色沉淀出现来判断原溶液中是否有SO42-存在。

4.几种重要的硫酸盐：

硫酸盐

结晶水合物

俗称

色态

主要用途

硫酸钙

CaSO4·2H2O

生石膏、石膏

白色固体

制粉笔、模型、雕像、石膏绷带、调节水泥凝固时间

2CaSO4·H2O

熟石膏

白色固体

硫酸钡

——

重晶石

白色固体

白色颜料、医用“钡餐”

硫酸铜

CuSO4·5H2O

胆矾

蓝色晶体

制农药（玻尔多液）、电解精炼铜

硫酸铝钾

KAl（SO4）2·12H2O

明矾

无色晶体

净水剂

（五）氮气：

1.氮气化学性质：

很强的稳定性，可从结构上（电子式：

、结构式：

）去分析。

（1）与氧气的反应：

N2+O22NO 2NO+O2→2NO2   3NO2+H2O→2HNO3+NO（可解释“雷雨发庄稼”）。

NO为无色无味难溶于水的气体，NO2是红棕色有刺激性气味的气体，二者都有毒，是大气污染物。

（2）与氢气的反应（工业制氨）：

N2+3H22NH3（注意反应条件、可逆反应）。

（3）与活泼金属的反应：

N2＋3MgMg3N2

2.氮的固定：

把游离态的氮转变为化合态氮的方法，叫氮的固定，又分为天然固氮和人工固氮。

（六）氨：

1.氨的分子结构：

三角锥形，电子式：

。

2.氨的物理性质：

无色有刺激性气味的气体，易液化，极易溶于水（1：

700）（可用喷泉实验验证）

3.氨的化学性质：

（1）氨与水反应：

NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH- （在喷泉实验中，烧瓶内溶液变红，说明氨溶于水后呈碱性。

）

（2）与酸反应：

NH3+HCl→NH4Cl（分别蘸有浓氨水与浓盐酸的玻璃棒靠近，会出现白烟。

）

氨同样能跟其它酸化合生成铵盐。

如：

NH3+HNO3→NH3NO3    2NH3+H2SO4→（NH4）2SO4

（3）与氧气反应：

4NH3+5O2 4NO+6H2O此反应可如右图装置进行实验：

现象：

插入时红热铂丝保持红热，瓶内或瓶口出现红棕色气体，液面可能有白雾。

4.氨的实验室制法：

2NH4Cl（s）+Ca（OH） 2（s）CaCl2+2NH3↑+2H2O

（1）若无固体NH4Cl、Ca（OH）2，能否用溶液代替？

（不可，因NH3极易溶于水）

（2）固体和固体混合加热制气需选用什么仪器？

（选用硬质试管，口略向下倾斜固定在铁架台上）

（3）我们已学过哪些气体的制备与NH3相同？

（实验室制O2）

（4）如何收集氨气？

为什么？

为什么收集NH3的试管要十分干燥？

（口向下排空气，密度比空气小。

氨气极易溶于水）

（5）根据NH3的性质，可用什么方法检验NH3是否收集满？

（湿润的红色石蕊试纸）

（6）多余的氨气是否需处理？

如何处理？

（需处理，可用水或酸吸收）

（7）干燥NH3可选择什么干燥剂？

（碱石灰）

（七）铵盐：

1.物理性质：

均为白色晶体、均易溶于水。

2.化学性质：

（1）铵盐受热易分解：

NH4ClNH3↑+HCl↑、NH4HCO3NH3↑+CO2↑+H2O↑所以在保存和施用氨态氮肥时，应注意低温，施后覆盖。

（2）铵盐与碱共热：

反应的离子方程式NH--4+ +OH–  NH3↑+H2O

3.铵盐的检验：

与碱共热，产生能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体。

（八）自然界中氮的循环及硫的循环（了解）：

人是自然的一部分，是自然长期演化的结果，人类文明的发展与生态环境的变化密切相关。

在意识到生态环境危机是人类生存和发展最大威胁之一的今天，人类必须探索新的发展思路：

只有既保持发展又维护生态平衡，既考虑当前的发展又要考虑后代的需要、考虑整个人类的存在和发展，只有所有的生命同时生存、和谐与共、互相信赖、友好相处，自然才能繁荣、美丽，人类才能幸福、快乐。

人类是人与自然平衡的维护者。

二、化学反应速率和化学平衡

（一）化学反应速率：

1.通常用单位时间内反应物浓度的减小或生成物浓度的增加来表示，可表示为：

。

2.物质浓度是物质的量浓度以mol/L为单位，时间单位通常可用s、min、h表示，因此反应速率的单位一般为mol/（L·s）、mol/（L·mon）或mol/（L·h）。

3.用不同的物质表示同一时间的反应速率时，其数值比等于化学方程式中的各化学计量数的比，如反应，则有：

v（A）:

v（B）:

v（C）:

v（D）= m :

 n :

 p :

 q 。

4.影响化学反应速率的因素：

（1）内因：

反应物本身的性质。

（2）外因：

①浓度：

反应物的浓度越大，化学反应速率就越快。

②温度：

温度升高，反应速率加快。

③压强：

对于有气体参与的化学反应，通过改变容器体积可使压强变化，增大压强，反应速率加快。

④催化剂：

一般可加快化学反应速率。

⑤反应物颗粒大小、溶剂、光、超声波、放射线等也会影响化学反应速率，如反应物颗粒越小，反应速率越快。

（二）化学平衡：

1.化学平衡状态的本质特征是υ正和υ逆相等，这是判断达到平衡状态的根本标志。

由于υ正=υ逆，可使平衡体系中各组分的百分含量保持不变，所以一般情况下平衡体系的压强、气体密度、浓度等多种宏观性质也保持不变，这些宏观的特征有时也可作为判断化学平衡状态的标志。

2.影响化学平衡的条件：

（1）浓度对化学平衡的影响：

在其它条件不变的情况下，增大反应物的浓度，或减少生成物的浓度，都可使平衡向正反应方向移动；反之，则可使平衡向逆反应方向移动。

但固体和纯液体（无浓度）量的增多或减少一般不影响平衡。

（2）压强对化学平衡的影响：

在其它条件不变的情况下，增大压强，会使化学平衡向气体体积缩小的方向移动；减小压强，会使化学平衡向气体体积增大的方向移动。

应注意，有些可逆反应，如H2（气）+I2（气）2HI（气），反应前后气态物质的总体积没有变化，则增大或减小压强都不能使化学平衡移动。

另外，平衡混合物都是固体或液体时，改变压强也不能使化学平衡移动。

（3）温度对于化学平衡的影响：

在其它条件不变的情况下，温度升高，会使平衡向吸热反应的方向移动；温度降低，会使平衡向放热反应的方向移动。

（温度改变会无条件影响化学平衡）

（4）催化剂：

由于使用催化剂对正反应速率与逆反应速率影响的幅度是等同的，所以平衡不移动。

但使用催化剂可影响（一般加快）可逆反应达平衡的时间。

3.勒夏特列原理：

如果改变影响平衡的一个条件（如浓度、压强和温度等），平衡就向着能够减弱这种改变的方向移动。

说明：

①必须有平衡体系存在；②一般认为影响平衡的因素只有浓度、压强、温度三种外界条件；③平衡移动的结果只能减弱（不可能完全抵消）外界条件的变化。

4.对于化学反应速率及化学平衡有关的图像问题：

（1）认清坐标系，清楚纵、横坐标所代表的意义；

（2）分析清楚起点、终点，中间转折点（拐点）的含义；（3）看清曲线的变化趋势，分清不变、渐变和突变，分析其变化原因。

（4）若图像中有三个变量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的变化对应关系。

三、电解质溶液

（一）电解质的电离：

1.电解质、非电解质及强、弱电解质比较：

概念

电解质：

在水溶液中或熔化状态下能导电的（能电离的）化合物

非电解质：

在水溶液中或熔化状态下不能导电的化合物

强电解质：

在水溶液中全部电离成离子的化合物

弱电解质：

在水溶液中部分发生电离的化合物

常见

代表物

强酸：

HClO4、HNO3、H2SO4、HCl、HBr、HI等

强碱：

NaOH、KOH、Ba（OH）2绝大部分盐（包括难溶盐）

弱酸：

H2S、H2SO3、H3PO4 、HClO、HF、羧酸等

弱碱：

氨水、Fe（OH）3等

水

酸类和水以外的多数共价化合物,包括大多数有机物

电离方程式的书写特点

①用“”

②一步完成

如：

H2SO42H++SO42–

①用可逆号“”

②多元酸分步写，如：

H2CO3H++HCO3–

（HCO3–H++CO32–）

不电离

在离子方程式中的表示符号

离子符号

分子式（化学式）

分子式（化学式）

2.理解电解质、非电解质概念：

（1）电解质、非电解质应是化合物，不包括单质，也不指溶液。

（2）电解质的导电条件：

水溶液中或熔化（熔融）状态下。

（3）电解质导电必须是化合物本身能电离出自由移动的离子而导电。

如：

CO2、SO2溶于水能导电，是由于它们与水反应生成的H2CO3、H2SO3电离后导电，所以CO2、SO2不是电解质。

（4）某些难溶于水的化合物。

如：

BaSO4、AgCl等，由于它们溶解度太小，测不出其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以是强电解质。

（5）一般常见物质中酸、碱、盐、水都是电解质，蔗糖、酒精等是非电解质。

（二）离子反应、离子方程式：

3.离子共存问题

不能大量共存的原因

常见实例

（1）结合成难溶物

SO42―不能与Ba2+共存；

OH－、CO32–不能与Mg2+、Fe2+、Fe3+、Al3+、Zn2+ 、Cu2+等共存；

Ag+不能与Cl–、Br–、I–共存；

（2）生成挥发性物质

CO32–、SO32–、S2– 、HCO3–、HSO3–、HS–等与H+不能共存

（3）结合成难电离的物质（水、弱酸和弱碱）

H+与OH－结合成水

H+与PO43–、CH3COO＿、F–、ClO–、AlO2–、C6H5O―结合成弱酸

OH－ 与酸式酸根如HCO3―、HSO3–、H2PO4―生成水

OH－与NH4+结合成NH3·H2O

（4）发生氧化还原反应

MnO4–、ClO–、NO3–（有H+时）与S2–、I–、Fe2+、SO32–等不能共存。

（5）能结合成络合物

Fe3+与SCN–不能共存

（6）发生双水解反应

Fe3+、Al3+ 与AlO2–、S2–、CO32–不能共存

（三）几个要记住的小规律：

（1）HNO3、H2SO4、HCl、HBr、HI、HClO4为强酸，其他未指明则为弱酸；

（2）NaOH、KOH、Ba（OH）2及活泼性强于镁的金属氢氧化物为强碱，其他未指明则为弱碱；

（3）盐的水中溶解性：

①钾、钠、铵盐及硝酸盐、酸式盐（如碳酸氢盐）一般易溶②硫酸盐除BaSO4、PbSO4外，易溶③盐酸盐除AgCl外，易溶（溴化物、碘化物类同）④其它酸的盐（如碳酸盐、亚硫酸盐、硫化物等），除钠、钾、铵盐外，一般难溶。