化学笔记大全一.docx

1、化学笔记大全一高中一年级化学笔记总结（上） By：验钞机第一章 化学反应及其能量变化第一节 氧化还原反应一、氧化还原反应的基本概念概念从得失氧的角度从化合价升降的角度从电子的得失角度氧化反应物质得到氧的反应元素化合价升高的反应物质失去电子的反应还原反应物质失去氧的反应元素化合价降低的反应物质得到电子的反应氧化剂反应中失去氧的物质反应中有元素化合价降低的反应物反应中得到电子的反应物还原剂反应中得到氧的物质反应中有元素化合价升高的反应物反应中失去电子的反应物氧化产物还原剂得到氧后的生成物还原剂元素化合价升高后的生成物还原剂失去电子后的生成物还原产物氧化剂失去氧后的生成物氧化剂元素化合价降低后的生成

2、物氧化剂得到电子后的生成物二、各组概念间的关系（反应物） （实质） （表现） （反应类型） （生成物） 氧化剂得到电子化合价降低还原反应还原产物还原剂失去电子化合价升高氧化反应氧化产物三、氧化还原反应电子转移的表示1双线桥法【满足得失电子守恒】表示方法：由氧化剂指向还原产物，标明得xe 例：Fe+2HCl=FeCl2+H2 由还原剂指向氧化产物，标明失xe2单线桥法：由还原剂指向氧化剂，标明得失电子总数xe 例：H2+CuO=Cu+H2O四、氧化性与还原性1基本概念：（1）氧化性：物质得到电子的能力或性质（2）还原性：物质失去电子的能力或性质2氧化性、还原性有无的判断【通过化合价判断】元素处于

3、最高价态时，只有氧化性，如Fe3+、Na+、H+元素处于最低价态时，只有还原性，如S2、I、Br、Cl元素处于中间价态时，既有氧化性也有还原性，如Fe2+、SO2、Cl2、CO3氧化性、还原性强弱的比较见“氧化还原反应的基本规律”之强弱规律五、常见氧化剂和还原剂1常见氧化剂非金属单质：F2、Cl2、Br2、I2、O2、S 等含有较高价态元素的物质：KMnO4、K2Cr2O7、KClO3、HNO3、MnO2、H2SO4（浓）某些金属性较弱的高价态离子：Cu2+、Fe3+、Ag+ 等某些过氧化物：H2O2、Na2O2 等2常见还原剂所有金属单质：Fe、Cu、Ag、Al、Mg、Zn、Na等非金属阴离

4、子及低价化合物：Cl、I、Br、S2、CO、SO2、Na2CO3等某些非金属单质及氢化物：H2、C、S、H2S、HI、HBr等六、氧化还原反应的类型1不同物质不同元素之间的氧化还原反应 例：3MnO2+6KOH+KClO3=3K2MnO4+KCl+3H2O2不同物质相同元素之间的氧化还原反应（即归中反应） 例：KClO3+6HCl=KCl+3Cl2+3H2O3相同物质不同元素之间的氧化还原反应 例：2KClO3=2KCl+3O24相同物质相同元素的不同价态 例：5NH4NO3=2HNO3+4N2+9H2O5相同物质相同元素同一价态（即歧化反应） 例：3Cl2+6KOH=5KCl+KClO3+H

5、2O七、氧化还原反应中的基本规律及应用1物质氧化性、还原性强弱的判断【强弱规律】根据同种元素的化合价判断：一般来说，元素化合价越高，其物质的氧化性越强，还原性越弱。特例：氧化性HClOHClO3HClO4根据元素的活动性判断1）根据金属活动性判断K Ca Na Mg Al Zn Fe Si Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au2）根据非金属性判断 F Cl Br I （非金属性减弱）根据化学方程式判断：氧化剂+还原剂=氧化产物+还原产物【即强制弱规律】 氧化性比较：氧化剂氧化产物还原性比较：还原剂还原产物根据反应的条件判断如下列三个反应方程式：2KMnO4+16HCl=2KCl+2MnC

6、l2+5Cl2+8H2O MnO2+4HCl=MnCl2+Cl2+2H2OO2+4HCl=Cl2+H2O结论：氧化性 KMnO4MnO2O2归纳：（1）同一种氧化剂作用于不同的还原剂，反应条件越高，氧化剂氧化性就越弱。（2）同一种还原剂作用于不同的氧化剂，反应条件越高，还原剂还原性就越弱。根据氧化、还原的程度判断如下列两个反应方程式：3Cl2+2Fe=2FeCl3 S+Fe=FeSFe：0价+3价 0价+2价 氧化性：Cl2S外界条件对氧化性、还原性的影响（1）浓度：浓度越大，氧化性或还原性就越强。如：浓H2SO4稀H2SO4（2）酸碱性：酸性越强，氧化性就越强；碱性越强，还原性就越强。（3）

7、温度：温度越高，氧化性或还原性就越强。2互不交叉规律反应前的高价反应物只能对应生成反应后的高价生成物；反应前的低价反应物只能对应生成反应后的低价生成物。图示： 反应前 反应后高价 高价（可以相等，但决不能相交）低价 低价（可以相等，但决不能相交）3先后规律一种还原剂作用于含有多种氧化剂的体系中，首先还原氧化性强的；一种氧化剂作用于含有多种还原剂的体系中，首先氧化还原性强的。例：Fe H+Cu2+Fe3+ Cl2 IFe2+Br 4电子守恒规律及其应用规律：氧化还原反应中，氧化剂得电子总数（化合价降低的总数）等于还原剂失去电子的总数（化合价升高的总数）。规律的应用 用于氧化还原反应的计算基本思路

8、：1）指出两组对应关系：氧化剂氧化产物，还原剂还原产物；2）找出两个变化：1个（mol）氧化剂化合价的变化值（M）；1个（mol）还原剂化合价的变化值（M）；3）找出两个量：氧化剂的分子个数（物质的量）N，还原剂的分子个数（物质的量）N；4）建立等式：NM = NM 用于氧化还原反应方程式的配平1配平的原则：电子守恒和质量守恒2配平方法A普通配平法步骤： 例： 3 Cu+ 8 HNO3= 3 Cu(NO3)2+ 2 NO+ 4 H2O正确写出反应物和生成物；标出化合价发生了变化的元素的化合价；找出化合价的变化值；通过求最小公倍数使化合价升降总数相等；用观察法配平其他物质，并进行检验。B零价配平

9、法适用范围：适用于两种元素组成的化合物，且其中一种元素的化合价未知或不常见。配平方法：假设该化合物中每种元素的化合价均为0，再利用普通配平法进行配平。例： FeC3+ HNO3= Fe(NO3)3+ CO2+ H2O+ NO2C逆向配平法适用范围：适用于歧化反应，或者氧化剂（或还原剂）有多种的反应配平方法：假设氧化产物就是氧化剂，还原产物就是还原剂，从方程右边向左边配平例： Cl2+ KOH= KCl+ KClO3+ H2O第二节 离子反应一、电解质与非电解质1基本概念电解质：在水溶液中或在熔融状态下能够导电的化合物叫做电解质非电解质：在水溶液中或在熔融状态下都不能导电的化合物叫做电解质强电解

10、质：在水溶液中完全电离成离子的电解质弱电解质：在水溶液中部分电离成离子的电解质2常见的电解质和非电解质电解质：大多数酸、碱、盐及金属氧化物非电解质：非金属氧化物、绝大多数有机物、部分氢化物（NH3、PH3）3常见的强电解质和弱电解质强电解质强酸：HCl、H2SO4、HNO3、HI、HBr、HClO3、HClO4、HIO3、HIO4强碱：NaOH、KOH、Ca(OH)2、Ba(OH)2绝大多数盐：NaCl、NaHCO3、NH4ClPb(CH3COO)2除外活泼金属的氧化物：Na2O、Al2O3、MgO弱电解质弱酸：H2CO3、CH3COOH、HClO、HF、H2S、H2SO3、H3PO4、H2S

11、iO3弱碱：NH3H2O，所有不溶性的碱其他：H2O4电解质的电离1）电离的定义：电离是指电解质在水分子作用下离解成为自由移动的离子的过程2）强电解质的电离：完全电离，用“=”连接例：NaCl=Na+Cl NaHCO3=Na+HCO3NaHSO4=Na+H+SO42（水溶液） NaHSO4=Na+HSO43）弱电解质的电离：部分电离，用“ ”连接例：H2CO3 H+ + HCO3，HCO3 H+ + CO32 【多元弱酸电离应分步写】 Al(OH)3 Al3+ + 3OH二、离子反应1定义：凡是有离子参加或者生成的反应都叫做离子反应2实质：总是有某种离子的浓度发生改变3离子反应的类型及发生的条

12、件复分解反应型（离子互换型） 如：CuSO4+BaCl2=CaCl2+BaSO4 Ba2+SO42=BaSO4发生的条件：A有难溶物生成 B有弱电解质生成C有易挥发的物质或气体生成氧化还原反应型：遵循强弱规律 如：Zn+HCl=ZnCl2+H2 Zn+2H+=Zn2+H24离子方程式1）定义：用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的方程式2）意义：体现了离子反应的实质；体现了化学反应的质量守恒、电荷守恒；体现了同一种类型的反应的规律。3）离子方程式基本书写步骤正确写出化学式改写化学式：a、将易溶于水的强电解质改写成离子；b、单质、气体、氧化物、难溶物和弱电解质均保留化学式删去方程式两边相同的离

13、子检查电荷、质量是否守恒三、常见离子的检验离子符号检验试剂及方法现象及结论OHpH试纸、紫色石蕊试剂pH试纸变蓝、石蕊试剂变蓝Cl加入硝酸银溶液和稀硝酸生成白色沉淀，不溶于稀硝酸CO32先加入氯化钡溶液，再加入稀盐酸生成白色沉淀；溶于稀盐酸HCO3同上无沉淀生成；溶液与稀盐酸反应生成CO2SO42先加入稀盐酸，再加入氯化钡溶液无明显现象；有白色沉淀生成SO32加入稀盐酸产生有刺激性气味的气体H+pH试纸、紫色石蕊试剂均变红Mg2+氢氧化钠生成白色沉淀Cu2+氢氧化钠生成蓝色沉淀Fe3+氢氧化钠生成红褐色沉淀Fe2+氢氧化钠生成白色絮状沉淀，后迅速变为灰绿色，最后变成红褐色NH4+氢氧化钠产生有

14、刺激性气味的气体，该气体可以使湿润的红色石蕊试剂变蓝四、写离子方程式时对微溶物的处理五、有关过量问题1氧化还原反应中，已知还原性：IFe2+Br在FeI2溶液中通入少量Cl2 在FeI2溶液中通入过量Cl2 在FeBr2溶液中通入少量Cl2 在FeBr2溶液中通入过量Cl2 当FeBr2溶液中有一半Br变成Br2时 2CO2（或SO2）通入Ca(OH)2将少量的CO2(或SO2)通入Ca(OH)2溶液中 将过量的CO2(或SO2)通入Ca(OH)2溶液中 3酸式盐与碱的反应在NaHCO3溶液中滴入少量的Ca(OH)2溶液 在NaHCO3溶液中滴入过量的Ca(OH)2溶液 在NaHSO4溶液中滴

15、入Ba(OH)2溶液至中性 ，继续滴加Ba(OH)2溶液至过量 。在NaHSO4溶液中滴入Ba(OH)2溶液至SO42刚好完全沉淀 六、关于离子共存问题1解题要求：认真阅读题干，注意“无色”“酸性”“碱性”“共存”“不共存”及限定条件。2离子不共存的几种类型离子间生成沉淀、气体或弱电解质时，不能共存无色溶液中不能存在有色离子常见有色离子：MnO4（紫红色）、Cu2+（蓝色）、Fe3+（黄色）、Fe2+（浅绿色）离子间因发生氧化还原反应而不能共存氧化性离子：MnO4、Cr2O72、ClO、NO3(H+)、ClO3(H+)、Fe3+还原性离子：I、S2、HS、SO32、HSO3、Fe2+酸性溶液中

16、氢氧根、弱碱根、弱酸根和弱酸酸式根不能存在如： 强碱性溶液中弱碱离子、多元弱酸的酸式离子不能存在弱碱离子： 酸式离子： 离子间反应生成络合离子时不能共存，如Fe3+与SCN反应生成血红色络合离子3溶解性巧记口诀钾钠铵盐硝酸盐，都能溶在水中间；碳酸磷酸两种盐，溶者只有钾钠铵；盐酸难溶银亚汞，硫酸难溶是钡铅；碱溶钾钠铵和钡，注意钙盐常是微。第三节 化学反应中的能量变化一、放热反应与吸热反应1基本概念放热反应：反应中向外界体系放出热量的反应。吸热反应：反应中从外界体系吸收热量的反应。2两种反应中的能量变化放热：反应物总能量生成物总能量。 吸热：反应物总能量生成物总能量3常见的吸热、放热反应A放热反应

17、（1）金属与酸的反应，如：2Al+6HCl=2AlCl3+3H2（2）酸碱中和反应，如：2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O（3）所有的燃烧反应，如：2CO+O2=2CO2B吸热反应（1）碳与二氧化碳反应、碳与水蒸气反应：C+CO2=2CO ；C+H2O(g)=CO+H2(水煤气)（2）常见的分解反应，如：NH4HCO3 NH3+CO2+H2O二、燃料的充分燃烧1能源的分类：不可再生能源：煤、石油、天然气、太阳能；可再生能源：水能、风能、地热能、潮汐能。2燃料充分燃烧的条件：燃烧时要有适当过量的空气；燃料与空气要有足够大的接触面。第二章 硷金属第一节 钠一、钠的物理性质银白色，质软，

18、有金属光泽；密度比水小，比煤油大；熔点、沸点较低；是热和电的良导体。二、钠的化学性质1与非金属反应钠与氧气反应：4Na+O2=2Na2O?(白色固体)? 2Na2O+O2=?Na2O24Na+2O2=?2Na2O2 (淡黄色粉末；现象：黄色火焰，产生黄色的烟)钠与氯气反应：Cl2+2Na=2NaCl?(现象：黄色火焰，产生白烟)钠与硫单质反应：2Na+S=Na2S（爆炸）钠与氢气反应：2Na+H2=2NaH2与水反应（1）反应原理：2Na+2H2O=2NaOH+H2（2）现象及解释现象解释钠浮在水面上钠的密度比水小钠块迅速熔化成光亮的小球反应放热；钠的熔点低小球不停地游动反应产生气体推动其游动

19、滴加酚酞试剂后变成红色反应生成氢氧化钠，使溶液显碱性3与盐反应钠与盐溶液的反应：钠先与水反应，生成的氢氧化钠再与盐反应例： 钠与熔化状态下的盐反应例： 4与酸反应：直接考虑钠与H+的反应例： 三、钠在自然界的存在和主要用途1钠的存在：仅以化合态存在，如：NaCl、Na2CO3、Na2SO4等2钠的主要用途：用来制取过氧化钠等化合物钠和钾的合金在常温下呈液态，是原子反应堆的导热剂利用其还原性冶炼金属（钛、锆、铌等）应用于电光源，如用于强照明的高压钠灯3钠的制备：2NaCl(熔)=2Na+Cl2第二节 钠的化合物一、氧化钠和过氧化钠氧化钠过氧化钠化学式Na2ONa2O2氧素化合价21类别碱性氧化物

20、过氧化物色、态白色固体淡黄色粉末与水反应Na2O+H2O=2NaOH? 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2与CO2反应Na2O+CO2=Na2CO32Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2与盐酸反应Na2O+2HCl=2NaCl+H2O2Na2O2+4HCl=4NaCl+O2+2H2O过氧化钠的用途：做供氧剂：2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2（潜水艇制氧原理）做强氧化剂：Na2O2+SO2=Na2SO4 Na2O2+SO32+H2O=2Na+SO42+2OH做漂白剂二、氢氧化钠1物理性质：白色易潮解的固体；极易溶于水，溶于水放出大量热。2化学性质（1）使指示剂变色（碱的通

21、性）：使酚酞试剂变红，使石蕊试剂变蓝（2）与酸发生中和反应，生成盐和水：2NaOH+H2SO4=Na2SO4+2H2O（3）与酸性氧化物反应生成盐和水：CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O（4）与某些盐反应：碱+弱碱盐=弱碱+强碱盐，如：NaOH+NH4Cl=NaCl+NH3H2O碱+酸式盐=正盐+水，如：NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O3氢氧化钠的保存：应密封保存在塑料瓶中，短期可保存在玻璃瓶中，不能用玻璃塞，应用橡胶塞。三、碳酸钠和碳酸氢钠物质名称碳酸钠碳酸氢钠化学式Na2CO3NaHCO3俗名纯碱、苏打小苏打颜色、状态白色、固体粉末白色细小晶体溶解性易溶于水较易溶于水与酸

22、反应反应快慢产生速度慢，生成的CO2少产生速度快，生成的CO2多方程式2H+CO32-=H2O+CO2H+HCO3=H2O+CO2与CO2反应Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3与碱反应Ca(OH)2Na2CO3+Ca(OH)2=2NaOH+CaCO3NaHCO3+Ca(OH)2=NaOH+CaCO3+H2ONaOH不反应NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O与盐反应【CaCl2】Na2CO3+CaCl2=2NaCl+CaCO3不反应相互转化Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO32NaHCO3 =Na2CO3+H2O+CO2热稳定性稳定，不易分解受热易分解碳酸钠和碳酸氢钠的

23、鉴别固体：加热，若有使澄清石灰水变浑浊的气体生成，则是碳酸氢钠；溶液：取等量的碳酸钠和碳酸氢钠溶于水，滴加入等质量、等浓度的盐酸，观察反应速率，反应速度快的是碳酸氢钠，慢的是碳酸钠；向溶液里加入CaCl2溶液，若有沉淀生成，则是碳酸钠，反之则是碳酸氢钠。第三节 碱金属元素碱金属元素包括：锂（Li）、钠（Na）、钾（K）、铷（Rb）、铯（Cs）、钫（Fr）一、碱金属的物理性质相似性：颜色：银白色（除铯略带金色光泽）硬度：质软，取用时用小刀即可切取递变性：密度：锂钾钠铷铯 熔沸点：锂钠钾铷铯原子结构：相同点：最外层电子数只有一个碱金属元素在化合物中总显+1价不同点：电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增

24、大二、碱金属的化学性质1与氧气反应2Na+O2=Na2O2(过氧化钠)4Li+O2=2Li2O(氧化锂) K+O2=KO2(超氧化钾)2Rb+3O2=2RbO3(臭氧化铷)2与水反应：2R+2H2O=2ROH+H2（通用模式）3与酸反应：2R+2HCl=2RCl+H2（通用模式）三、碱金属的焰色反应1焰色反应的定义：很多金属或它们的某些化合物在灼烧时会使火焰呈现出特殊的颜色，这就叫做焰色反应2焰色反应的性质：焰色反应是物理变化所产生的现象3焰色反应实验的操作步骤：洗（用稀盐酸洗涤）烧蘸烧观洗烧4各种金属的焰色：钾紫色（透过蓝色钴玻璃观察）；钠黄色；铜绿色；钡黄绿色；锶洋红色；钙砖红色；锂紫红色

25、 第三章 物质的量第一节 物质的量一、物质的量1定义：物质的量是表示物质所含微粒多少的一个物理量 注意：“物质的量”是一个整体名词，不可分开；微粒包括：原子、分子、离子、电子、质子、中子或它们的特定组合2符号：n3单位：摩尔，简称摩，符号为mol4一摩尔的规定：如果在一定量的微粒集合中所含有的粒子数目与12C中所含碳原子数相同，我们就说它的物质的量为一摩尔。二、阿伏加德罗常数1真实值：0.012Kg 12C中含有的碳原子数目；近似值：6.0210232符号：NA3微粒数（N）、物质的量（n）与阿伏加德罗常数（NA）之间的关系n= N=nNA NA= 4注意：用摩尔表示物质的量时，应该用化学式指

26、明粒子的种类，如0.5mol O 、1.2mol H2O三、摩尔质量1定义：单位物质的量的物质所具有的质量，符号为M2单位：g/mol或gmol13摩尔质量与化学式量（相对分子质量或相对原子质量）的关系：当摩尔质量以g/mol为单位时，在数值上等于其化学式量。4摩尔质量（M）、物质的量（n）与质量（m）之间的关系M= m=Mn n=5摩尔质量的应用：（1）利用摩尔质量可以求一定质量的物质所具有的物质的量；（2）利用摩尔质量可以求一定物质的量的物质所具有的质量；（3）利用摩尔质量可以求一个分子或原子的质量。总结：本节各物理量之间的转化关系m n N第二节 气体摩尔体积一、决定物质体积的因素微粒数

27、目的多少（由物质的量决定）微粒本身的大小（气体物质忽略本身的大小）微粒之间的距离二、气体摩尔体积（Vm）1定义：在一定的温度和压强下，单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积。2符号：Vm3单位：L/mol 或Lmol14气体摩尔体积（Vm）与物质的量（n）、气体体积（V）之间的关系Vm= V=nVm n=三、标准状况下的气体摩尔体积1标准状况：指0（或273K），101KPa（或1个大气压）的状况2标准状况下的气体摩尔体积：在标准状况下，单位物质的量的任何气体所占的体积都约为22.4 L/mol，即V标=22.4 L/mol。3应用：1）建立质量、体积、物质的量、微粒数目之间的关系网络如

28、右图：2）可以求标准状况下气体的密度： (g/L)3）可以用于方程式的计算四、阿伏伽德罗定律及其推论1阿伏伽德罗定律内容：同温同压下，相同体积的任何气体含有相同的分子数。 即：同温、同压、同体积同物质的量、同分子数2克拉伯龙方程：PV=nRT （注意：T只能带入开式温度；R为常数）3推论：同温同压下，气体体积之比等于物质的量之比：同温等体积条件下，气体的压强与物质的量成正比：同温同压等体积条件下，气体质量与摩尔质量成正比：同温同压等质量条件下，气体体积与摩尔质量成反比：同温同压条件下，气体密度与摩尔质量成正比：=D12（1对于2的相对密度）五、平均摩尔质量（ ） = = 推导：由于 m1=n1M1 m2=n2M2 m3=n3M3 所以： = =阿伏加德罗定律的变形：平均摩尔质量=混合物中各组分的摩尔质量该组分的物质的量分数（若是气体组分可