高一化学必修一知识点方程式总结讲解.docx

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高一化学必修一知识点方程式总结讲解

教材中出现的方程式

1、Fe（OH）3胶体的制备：

FeCl3＋3H2O

2、碳还原氧化铜：

2CuO＋C高温

△Fe（OH）3（胶体）＋3HCl2Cu＋CO2↑

3、常温下钠与氧气反应：

4Na+O2=2Na2O（白色）

4、钠在空气中燃烧：

2Na+O2△

Na2O2（淡黄色）

5、钠与水反应：

2Na+2H2O=2NaOH+H2↑

6、过氧化钠与水反应：

2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑

7、过氧化钠与二氧化碳反应：

2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2

8、铁在氧气中燃烧：

3Fe＋2O2点燃Fe3O4

Fe3O4+4H2↑9、铁与水蒸气反应：

3Fe+4H2O（g）△

10、Al与盐酸反应：

2Al＋6HCl===2AlCl3+3H2↑

11、Al与氢氧化钠溶液反应：

2Al+2NaOH+2H2O===2NaAlO2+3H2↑

12、Al2O3与盐酸反应：

Al2O3+6HCl===2AlCl3+3H2O

13、Al2O3与氢氧化钠溶液反应：

Al2O3+2NaOH===2NaAlO2+H2O

14、Al（OH）3与盐酸反应：

Al（OH）3+3HCl===AlCl3+3H2O

15、Al（OH）3与氢氧化钠溶液反应：

Al（OH）3+NaOH===NaAlO2+2H2O

16、实验室制取氢氧化铝（铝盐溶液加氨水）：

Al2（SO4）3+6NH3•H2O=2Al（OH）3↓+3（NH4）2SO4

17、氢氧化铝加热分解：

2Al（OH）3△

Al2O3+3H2O

18、氧化亚铁与盐酸反应：

FeO＋2HCl＝FeCl2＋H2O

19、氧化铁与盐酸反应：

Fe2O3+6HCl=2FeCl3+3H2O

20、氯化铁与氢氧化钠溶液反应：

FeCl3+3NaOH=3NaCl+Fe（OH）3↓（红褐色）

21、硫酸亚铁与氢氧化钠溶液反应：

FeSO4+2NaOH=Na2SO4+Fe（OH）2↓（白色）

22、氢氧化亚铁被氧化成氢氧化铁：

4Fe（OH）2+2H2O+O2=4Fe（OH）3

23、氢氧化铁加热分解：

2Fe（OH）3△3H2O↑+Fe2O3（红棕色粉末，俗称铁红）

24、FeCl3溶液与铁粉反应：

2FeCl3+Fe=3FeCl2

25、氯化亚铁中通入氯气：

2FeCl2+Cl2=2FeCl3

26、FeCl3溶液与铜反应：

2FeCl3+Cu=2FeCl2＋CuCl2

27、二氧化硅与氢氟酸反应：

SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O

28、二氧化硅与氧化钙高温反应：

SiO2+CaO高温

CaSiO3

29、二氧化硅与氢氧化钠溶液反应：

SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O

30、硅酸钠与盐酸反应：

Na2SiO3+2HCl=2NaCl+H2SiO3↓

31、氯气的实验室制法：

MnO2＋4HCl（浓）△

2＋Cl2↑＋H2O

32、氯气与金属反应：

2Fe+3Cl2

点燃

2FeCl3（棕色烟）Cu+Cl2

点燃

CuCl2（棕黄

色的烟）2Na+Cl2

点燃

2NaCl（白烟）

△

33、氯气与非金属反应：

H2＋Cl22HCl（苍白色火焰，有白雾生成）

34、氯气与水反应：

Cl2+H2O=HCl+HClO

35、次氯酸光照分解：

2HClO

2HCl+O2↑

36、氯气与氢氧化钠溶液反应：

Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O

37、氯气与消石灰反应制漂白粉：

2Cl2+2Ca（OH）2=CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O38、漂白粉长期置露在空气中：

Ca（ClO）2+H2O+CO2=CaCO3↓+2HClO39、硫的燃烧S＋O2

点燃

SO2

H2SO3

催化剂加热

40、二氧化硫与水反应：

SO2+H2O41、二氧化硫与氧气反应：

2SO2＋O2

2SO3

42、三氧化硫与水反应：

SO3+H2O=H2SO443、SO3与碱性氧化物反应：

SO3＋CaO＝CaSO4

44、三氧化硫与Ca（OH）2溶液反应：

SO3+Ca（OH）2=CaSO4＋H2O

45、氮气与氧气在放电下反应：

N2+O2或高温2NO46、一氧化氮与氧气反应：

2NO+O2=2NO2

47、二氧化氮与水反应：

3NO2+H2O=2HNO3+NO48、合成氨反应：

N2＋3H2

催化剂高温高压

2NH3

△

49、氨气溶于水：

NH3+H2O＝NH3•H2O氨水受热分解：

NH3•H2O50、氨气与氯化氢反应：

NH3+HCl=NH4Cl氯化铵受热分解：

NH4Cl51、碳酸氢氨受热分解：

NH4HCO3

△

NH3↑+H2O

△

NH3↑+HCl↑

NH3↑+H2O↑+CO2↑

△

52、硝酸铵与氢氧化钠反应：

NH4NO3+NaOH53、氨的催化氧化：

4NH3＋5O2

NH3↑+NaNO3+H2O

催化剂

4NO＋6H2O△

△

54、氨气的实验室制取法：

2NH4Cl+Ca（OH）2CaCl2+2H2O+2NH3↑

△

55、硫酸铵与氢氧化钠反应：

（NH4）2SO4+2NaOH56、浓硫酸与铜反应：

Cu+2H2SO4（浓△

2NH3↑+Na2SO4+2H2O

4+2H2O+SO2↑

57、浓硫酸与木炭反应：

C+2H2SO4（浓△

2↑+2SO2↑+2H2O

58、浓硝酸与铜反应：

Cu+4HNO3（浓）===Cu（NO3）2+2H2O+2NO2↑

59、稀硝酸与铜反应：

3Cu+8HNO3（稀）===3Cu（NO3）2+4H2O+2NO↑

化化学学必必修修一一知知识识体体系系归归纳纳

第一部分：

基本理论基本概念部分

1．物质的量及其应用

（1）物质的量

（1）定义：

科学上用来研究一定数目微粒集体的一个物理量。

符号：

n.单位：

摩尔（mol）。

（2）基准：

以0.012kg12

6c中所含的碳原子数为基准，即阿伏加德罗常数。

（2）阿伏加德罗常数

（1）符号：

NA。

单位：

mol－1.

（2）阿伏加德罗常数是一个可以用实验测出的准确值,只是目前的科学手段有限,只测出6.0221367×1023mol－1,在应用中用6.02×1023mol－1作为它的最大近似值用于计算。

（3）阿伏加德罗常数是一个非常大的数，只适用于表示微观粒子。

注意：

（1）用物质的量来表示微粒时，要用化学式注明微粒的名称；

（2）物质的量只适用于微观粒子。

（3）物质的量（n）、粒子数（N）和阿伏加德罗常数（NA）的关系

粒子数比等于物质的量比

（4）摩尔质量

（1）定义：

单位物质的量的物质所具有的质量。

符号：

M；单位：

g·mol－1（常用）.

（2）计算公式：

（5）阿伏加德罗定律和气体摩尔体积

（1）决定物质体积的主要内因：

物质微粒本身大小、微粒的间距和微粒的数目。

（2）决定气体体积的主要内因：

气体分子数和气体分子间距。

（3）在同温同压下，任何气体分子的间距都相等。

（4）阿伏加德罗定律：

同温同压下，等物质的量的任何气体体积相等。

①对定律的理解：

条件的三个相同推出结论的一个相同。

即：

②定律的推论：

a同温同压，气体的物质的量比等于体积比等于分子数比；

b同温同压，气体的密度比等于其摩尔质量比；

c同温同压，同体积，气体的密度比等于摩尔质量比等于质量比。

（5）气体摩尔体积：

①定义：

一定温度和压强下,单位物质的量的任何气体所占的体积。

符号:

Vm,单位:

L/mol.②标况下,1mol任何气体的体积都约为22.4L.即标况下,Vm=22.4L/mol.

③计算公式:

标况下,n=V/（22.4L/mol）.

④气体摩尔质量的几种计算方法：

a.M=m/n;b.标况下,M=22.4×d（d是气体的密度,单位是g/L）

c.相对密度D=M1/M2（M1是未知气体的摩尔质量,M2是已知气体的摩尔质量）

（6）物质的量浓度

（1）定义:

单位体积溶液中所含溶质的物质的量来表示的浓度.符号:

CB,单位:

mol/L.计算公式:

C=n/v.

（2）常见的几种计算类型:

①气体溶于水求所得溶液浓度

例:

在标况下,1体积水中溶解500体积的HCl,所得溶液的密度为1.22g/ml,求该溶液的物质的量浓度.

解:

溶质的物质的量=500L/22.4L/mol=22.32mol,

溶液的质量=1000g+22.32mol×36.5g/mol=1841.73g,

溶液的体积=1841.73g/1.22g/ml=1487.49ml=0.148749L,

溶液的物质的量浓度=22.32mol/0.148749L=15mol/L.

答:

该溶液的物质的量浓度为15mol/L.

②物质的量浓度与溶质质量分数的换算:

公式:

C=w%×d×1000/M（w是溶质质量分数,d是溶液密度g/ml.）

例:

98%1.84g/ml的浓硫酸的物质的量浓度是多少.

解:

C=98%×1.84g/ml×1000/98g/mol=18.4mol/L.

2．氧化还原反应

（1）氧化还原反应的实质：

是电子的转移；

氧化还原反应的特征表现：

是元素化合价的变化。

（2）两条关系式：

氧化剂反应后得到还原产物；

还原剂反应后得到氧化产物。

（3）电子转移的表示方法：

-①双线桥法：

如

②单线桥法：

2+H2↑

（4）几点氧化性、还原性强弱的比较规律：

①在同一个反应中氧化剂的氧化性强于氧化产物；还原剂的还原性强于还原产物。

②同种元素一般情况下高价态的物质氧化性强于低价态的物质；而低价态物质的还原性强于高价态的物质。

如KMnO4>K2MnO4>MnO2>MnSO4

③与同一种氧化剂或还原剂反应，条件简单，反应剧烈的物质还原性或氧化性强。

④还原性的强弱还可以依据金属活动顺序表给出的顺序来判断。

（5）氧化还原反应的有关计算：

列式依据是：

氧化剂得电子总数等于还原剂失电子总数。

（6）氧化还原反应的配平

常用方法：

①找出反应前后化合价变化的元素，并标出相应的化合价的变化；

②找出化合价变化元素的变化总数；即得失电子数；

③求出得失电子总数的最小公倍数；

④求出参加氧化还原反应的反应物和生成物的化学计量数；

⑤用观察法求出未参加氧化还原反应的物质的化学计量数；

⑥查质量守恒、得失电子总数相等。

如KClO3+HCl（浓

）KCl+Cl2↑+H2O的配平

0，得到5e

HCl中的Cl从

-10，失去1e化合价的变化：

KClO3中的Cl从

+5

它们参加氧化还原反应的原子数是1，因此可求得得失电子数的最小公倍数是5，这样可配出KClO3的计量数是1，参加氧化还原反应的HCl的计量数是5，Cl2的计量数是3，再用观察法可得KCl的计量数是1，HCl的总计量数是6，H2O的计量数是3。

可得方程式：

KClO3+6HCl==KCl+3Cl2↑+3H2O

3．离子反应

（1）定义：

有自由移动的离子参加或生成的反应都为离子反应。

（2）常见类型：

①溶液中进行的复分解反应；

②溶液中进行的氧化还原反应。

（3）电解质：

①定义：

在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。

在这种状态下不能导电的化合物是非电解质。

②电解质的分类：

强电解质：

能完全电离的电解质；如强酸、强碱、大多数盐及活泼金属的氧化物等。

弱电解质：

部分电离的电解质。

如弱酸、弱碱、水等。

电解质的导电能力：

与溶液中自由移动的离子浓度成正比。

（4）离子方程式：

①定义：

用实际参加反应的物质化学式或离子符号来表示某一类化学反应的方程式。

②书写方法：

a书写正确的化学方程式；

b把易溶于水、易电离的强电解质改写成离子符号（如易溶于水的强酸、强碱和盐等），其余物质写成化学式（如难溶物、气体、浓溶液的微溶物、难电离物、氧化物、水、单质、过氧化物等）。

（说明：

Ca（OH）2是强碱，微溶，稀溶液写成离子符号，浓溶液

写化学式，微溶物在产物中一般是写化学式。

）

c删去没有实际参加反应的离子；并将各微粒前的计量数约简和整理。

d检查：

质量守恒、电荷守恒、氧化还原反应得失电子总数相等。

（5）离子共存问题：

①在水溶液中，离子间能发生复分解反应的离子不能共存。

如：

H+和OH-、H+和CO32-、OH-和HCO3-、H+和SO32-、OH-和HSO32-Ca2+和CO32-、Ba2+和SO32-、H+和HCO3-、Al3+和AlO2-等。

②在水溶液中，离子间能发生氧化还原反应的离子不能共存。

如：

Fe3+和I-、Fe3+和S2-、Fe3+和SO3、Fe和HNO3、S和HSO3、Fe和HMnO4等。

③Fe3+和SCN-也不能共存。

2-2++-2-+2-2++-

第二部分：

化学实验基本操作

1．物质的分离和提纯方法

常见的几种方法列表比较如下：

（1）主要仪器：

容量瓶、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、天平或量筒或滴定管等。

容量瓶使用时应注意：

①使用前要检漏；

②有四个不准：

不允许加热、不允许物质的溶解或稀释、不允许物质间的反应、不允许储存药品；

③容量瓶上标有：

容量规格、使用温度和刻度线；

④容量瓶检漏的方法：

将容量瓶注入一定量的水，塞紧塞子，一手抵住塞子，一手托住瓶底，将瓶颠倒，不漏水，再将塞子旋转180度，再重复操作一次，如不漏即可。

（2）配制步骤：

计算、量取或称量、稀释或溶解、冷却移液、洗涤移液、定容、摇匀、装瓶贴标签。

定容时应：

加水离刻度线1－2cm时，改用胶头滴管加水至刻度线。

5.巩固练习1．某粗食盐中有Na2SO4、MgCl2、泥沙等杂质，请设计方案提纯食盐。

写出实验步骤及相应的离子方程式。

2．有100克KCl和KNO3的混合物，其中含KCl的质量分数为10％，请通过计算设计方案提纯KNO3.已知有下列溶解度：

3．实验室配制500ml0.2mol·L－1的FeSO4溶液，实际操作有：

①在天平上称量一定量的绿矾（FeSO4·7H2O），放入烧杯，加水溶解；②把制得的溶液小心地注入500ml容量瓶中；③继续向容量瓶中加水离刻度线1－2cm处，改用胶头滴管加水至刻度线；④将烧杯和玻璃棒洗涤2－3次，并将每次洗涤液也转入容量瓶；⑤将容量瓶的塞子塞紧，摇匀。

填下列空白：

（1）称量绿矾的质量是；

（2）正确的操作顺序是；

（3）定容时，若俯视液面，会使溶液浓度；

（4）本实验用到的基本仪器

有；

（5）若没有操作④，结果会使溶液浓度；

（6）在进行操作②时，不慎将液体溅出，则处理的方法

是。

6.参考答案

1．方案：

（1）将粗食盐用水溶解，过滤。

（2）向①的滤液，加过量的氯化钡溶液，过滤。

（3）向②的滤液中加过量的氢氧化钠溶液，过滤。

（4）向③的滤液中加过量碳酸钠溶液，过滤。

（5）向④的滤液中加过量的稀盐酸，充分反应。

（6）将⑤反应后的溶液加热蒸发结晶，得到的固体为纯的食盐。

2．根据溶解度的数据可计算得到：

在100℃时用39.5克水就可以制成KNO3的饱和溶液，而KCl是未饱和的。

在10时溶液中只有7.5克KNO3留下，而KCl还是未达到饱和。

因此可根据这些来设计方案。

方案略。

3．

（1）27.8g；

（2）①②④③⑤；（3）偏高；（4）略；（5）偏低；（6）重新做实验。

第三部分：

非金属单质及其化合物

一、氯、溴、碘及其化合物

1、氯气的制法

（1）氯气的工业制法：

原料：

氯化钠、水。

原理：

电解饱和食盐水。

装置：

阳离子隔膜电解槽。

反应式：

2NaCl+2H2O

（2）氯气的实验室制法

原理：

利用氧化剂氧化浓盐酸中的Cl。

常用的氧化剂有：

MnO2、KMnO4、KClO3等。

反应式：

MnO2+4HCl（浓）

△

-

通电

2NaOH+H2↑+Cl2↑

MnCl2+Cl2↑+2H2O

2KMnO4+16HCl（浓）＝2KCl+2MnCl2+10Cl2↑+8H2OKClO3+6HCl（浓）==KCl+3Cl2↑+3H2O

装置：

发生装置由圆底烧瓶、分液漏斗、双孔塞、导管、铁架台、石棉网、酒精灯等组成。

收集：

用向上排空气法或用排饱和食盐水或排饱和氯水的方法。

验满：

看颜色或用湿润的淀粉碘化钾试纸。

尾气吸收：

用氢氧化钠溶液吸收。

除杂：

用饱和食盐水除去HCl杂质；干燥：

用浓H2SO4。

（3）中学实验室制H

、O、Cl的发生装置的比较

222①与金属反应2Na+Cl2点燃

2NaCl,Cu+Cl2

点燃

CuCl2，2Fe+3Cl2

点燃

2FeCl3

④与碱反应：

Cl2、Br2、I2都容易与碱液反应，常用于除尾气、除杂质等。

工业上利用这反应来制漂白粉，反应式是：

2Cl2+2Ca（OH）22O

漂白粉主要成分漂白粉有效成分：

Ca（ClO）

⑤Cl2、Br2、I2相互置换：

氧化性Cl2>Br2>I2，所以Cl2可以将Br2、I2置换出，Br2可以将I2置换出。

如:

Cl2+2NaBr==2NaCl+Br2.

5．Cl-、Br-、I-的检验

（1）AgNO

─HNO法

（2）Br、I可以用氯水反应后加CCl4萃取的方法。

6．AgBr、AgI的感光性

它们都见光分解，AgBr用于感光底片的感光材料；AgI用于人工降雨。

二、硫及其化合物1．硫的性质

（1）硫单质的物理性质：

单质硫是黄色固体，俗称硫磺，难溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS2），熔点112.8℃，沸点444.6℃。

自然界中的火山喷口和岩石夹缝中有游离态的硫；自然界中也存在许多化合态的硫。

硫粉对某些疾病有防治作用。

（2）硫的化学性质：

①可燃性：

S+O2

△

SO2②与氢气反应：

H2+S

△

△

H2S；

Cu2S；

③与金属反应：

2Na+S==Na2S,Fe+S留的仪器）;

⑤与浓硫酸反应：

S+2H2SO4（浓）

△

FeS,2Cu+S

△

④与碱溶液反应：

3S+6NaOH（热）==2Na2S+Na2SO3+3H2O（用于实验室中清洗有S残

3SO2+2H2O。

（3）硫的用途：

三药一柴即是制医药、火药、农药和火柴的原料；在化工工业中是生产硫酸等的原料。

2．二氧化硫的性质

（1）二氧化硫的物理性质：

二氧化硫是无色有刺激性有毒气体，易溶于水（1:

40），易液化。

（2）二氧化硫的化学性质：

①酸性氧化物的通性：

H2O+SO2

H2SO3（亚硫酸是二元弱酸，不稳定，易分解，易被

氧化）,

SO2+2NaOH==Na2SO3+H2O,SO2+NaOH==NaHSO3,SO2+Na2SO3＋H2O==2NaHSO3.SO2+CaO==CaSO3.

②氧化性：

SO2+2H2S==3S↓+2H2O;③还原性：

2SO2+O2

催化剂加热

2SO3,SO2+Cl2+H2O==H2SO4+2HCl（Br2、I2也同样有类似

的反应），5SO2+2KMnO4+2H2O==K2SO4+2MnSO4+2H2SO4等反应。

④漂白性：

SO2能使某些有色物质（品红溶液）褪色，但不能漂白酸碱指示剂。

（3）SO2的实验室制法：

Na2SO3+H2SO4==Na2SO4+SO2↑+H2O.

（4）SO2的危害：

SO2是硫酸型酸雨形成的主要物质。

它主要来自于化石燃料的燃烧排放的尾气，汽车的尾气，硫酸工业生产的尾气的排放等方面。

SO2进入大气后在大气中的某些灰尘的催化下被O2氧化成SO3，SO3易溶于水，形成H2SO4，同时，SO2溶于水形成H2SO3，也易被氧化为H2SO4，当大气中的这些酸达到一定值时，下降的雨水的pH就会小于5.6，即形成了酸雨。

酸雨的危害非常严重。

如：

直接危害的首先是植物，植物对酸雨反应最敏感的器官是叶片，叶片受损伤后光合作用降低，抗病虫害能力减弱，林木生长缓慢或死亡，农作物减产甚至绝收。

其次，酸雨可破坏水土环境，危及生态平衡。

酸雨被冠之“空中杀手”、“空中恶魔”“空中死神”的诅咒名。

另外，酸雨对文物古迹、建筑物、工业设备和通讯电缆等的腐蚀也令人心痛。

酸雨还危及人体的健康。

（5）酸雨的防治：

1）最主要是控制污染源。

主要途径有：

①开发新能源替代化石燃料。

如开发氢能、太阳能、核能等。

②利用物理和化学方法对含硫燃料预先进行脱硫处理，降低SO2的排放量。

如在含硫燃煤中加氧化钙，在燃烧时有以下反应：

CaO+SO2==CaSO3,CaO+H2O==Ca（OH）2,SO2+Ca（OH）2==CaSO3+H2O,2CaSO3+O2==2CaSO4.将硫元素转化成固体盐而减少排放。

③加强技术研究，提高对燃煤、工业生产中释放的SO2废气的处理和回收。

如用氨水对燃煤烟气的脱硫处理是：

SO2+2NH3+H2O==（NH4）2SO3,SO2+NH3+H2O==NH4HSO3,2（NH4）2SO3+O2==2（NH4）2SO4,2NH4HSO3+O2==2NH4HSO4.（它们是氮肥）

④积极开发利用煤炭的新技术，对煤炭进行综合处理，推广煤炭的净化技术、转化技术。

如对煤炭进行液化或气化处理，提高能源的利用率，减少SO2的排放。

2）运用化学方法减轻酸雨对土壤和树木的危害。

如对降酸雨地带喷洒石灰等手段。

3）提高全民的环保意识，加强国际合作，共同努力减少硫酸型酸雨的产生。

3．SO3的性质

SO3是无色的晶体，熔点12.8℃，极易于水反应，同时放出大量的热。

SO3+H2O==H2SO4.

4．H2SO4的性质

（1）物理性质：

纯的H2SO4是无色粘稠状液体，沸点338℃，难挥发，浓度高于98％的又称“发烟硫酸”，其实看到的不是烟，而是溶液中挥发出的SO3分子在空气中形成了酸雾。

浓硫酸溶于水会放出大量的热是因为硫酸分子与水分子结合成多种水合物，这个过程是放热的。

（2）化学性质：

①稀硫酸的性质：

酸的通性。

②浓硫酸的特性：

a吸水性，浓硫酸具有很强的吸水性，常作为干燥剂。

b脱水性，浓硫酸能按水的组成脱去有机物中的氢氧。

如使蔗糖炭化。

c强氧化性：

常温下，能使Fe、Al钝化；加热时能溶解大多数金属（除Au、Pt外），如：

Cu+2H2SO4△

CuSO4+SO2↑+2H2O；

△

加热时也可以于某些非金属反应，如：

C+2H2SO4（3）H2SO4的工业制法（接触法）：

①流程：

S或含硫矿石煅烧生成SO2，将气体净化；CO2↑+2SO2↑+2H2O等。

进入接触室进行催化氧化生成SO3；

将SO3进入吸收塔吸收生成H2SO4.

②设备：

沸腾炉：

煅烧在沸腾炉中进行；产生的气体要进行除尘、洗涤、干燥等净化处理。

接触室：

接触室中有多层催化剂，二氧化硫在催化