高中化学知识点规律大全.pdf

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1、 高中化学知识点规律大全 化学反应及其能量变化 1氧化还原反应氧化还原反应 氧化还原反应氧化还原反应 有电子转移(包括电子的得失和共用电子对的偏移)或有元素化合价升降的反应如 2Na+C122NaCl(有电子得失)、H2+C122HCl(有电子对偏移)等反应均属氧化还原反应。氧化还原反应的本质氧化还原反应的本质是电子转移(电子得失或电子对偏移)。氧化还原反应的特征氧化还原反应的特征 在反应前后有元素的化合价发生变化根据氧化还原反应的反应特征可判断一个反应是否为氧化还原反应 某一化学反应中有元素的化合价发生变化，则该反应为氧化还原反应，否则为非氧化还原反应。氧化剂与还原剂氧化剂与还原剂 概 念

2、含 义 概 念 含 义 氧化剂 反应后所含元素化合价降低的反应物 还原剂 反应后所含元素化合价升高的反应物 被氧化 还原剂在反应时化合价升高的过程 被还原 氧化剂在反应时化合价降低的过程 氧化性 氧化剂具有的夺电子的能力 还原性 还原剂具有的失电子的能力 氧化反应 元素在反应过程中化合价升高的反应 还原反应 元素在反应过程中化合价降低的反应 氧化产物 还原剂在反应时化合价升高后得到的产物 还原产物 氧化剂在反应时化合价降低后得到的产物 氧化剂与还原剂的相互关系 重要的氧化剂和还原剂：(1)所含元素的化合价处在最高价的物质只能得到电子，只具有氧化性，只能作氧化剂(注：不一定是强氧化剂)。重要的氧

3、化剂有：活泼非金属单质，如 X2(卤素单质)、O2、O3等。所含元素处于高价或较高价时的氧化物，如 MnO2、NO2、PbO2等。所含元素处于高价时的含氧酸，如浓 H2SO4、HNO3等所含元素处于高价时的盐，如 KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等金属阳离子等，如 Fe3、Cu2、Ag、H等过氧化物，如 Na2O2、H2O2等特殊物质，如 HClO 也具有强氧化性 (2)所含元素的化合价处在最低价的物质只能失去电子，只具有还原性，只能作还原剂(注：不一定是强还原剂)重要的还原剂有：活泼金属单质，如 Na、K、Ca、Mg、Al、Fe 等某些非金属单质，如 C、H2、Si 等所含元素处于低价

4、或较低价时的氧化物，如 CO、SO2等所含元素处于低价或较低价时的化合物，如含有2S、4S、1I、1Br、2Fe的化合物 H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、NH3等(3)当所含元素处于中间价态时的物质，既有氧化性又有还原性，如 H2O2、SO2、Fe2等(4)当一种物质中既含有高价态元素又含有低价态元素时，该物质既有氧化性又有还原性 例 如，盐酸(HCl)与 Zn 反应时作氧化剂，而浓盐酸与 MnO2共热反应时，则作还原剂 氧化还原反应的分类氧化还原反应的分类(1)不同反应物间的氧化还原反应 不同元素间的氧化还原反应 例如：MnO2+4HCl(浓)MnCl2

5、+C12+2H2O 绝大多数氧化还原反应属于这一类 同种元素间的氧化还原反应 例如：2H2S+SO23S+2H2O KClO3+6HCl(浓)KCl+3C12+3H2O 在这类反应中，所得氧化产物和还原产物是同一物质，这类氧化还原反应又叫归中反应(2)同一反应物的氧化还原反应 同一反应物中，不同元素间的氧化还原反应例如：2KClO32KCl+3O2 同一反应物中，同种元素不同价态间的氧化还原反应例如：NH4NO3N2O+2H2O 同一反应物中，同种元素同一价态间的氧化还原反应例如：C12+2NaOHNaCl+NaClO+H2O 3NO2+H2O2HNO3+NO 在这类反应中，某一元素的化合价有

6、一部分升高了，另一部分则降低了这类氧化还原反应又叫歧化反应 氧化还原反应与四种基本反应类型的关系氧化还原反应与四种基本反应类型的关系 如右图所示由图可知：置换反应都是氧化还原反应；复分解反应都不是氧化还原反应，化合反应、分解反应不一定是氧化还原反应 氧化还原反应中电子转移的方向、数目的表示方法氧化还原反应中电子转移的方向、数目的表示方法(1)单线桥法表示在反应过程中反应物里元素原子间电子转移的数目和方向用带箭头的连线从化合价升高的元素开始，指向化合价降低的元素，再在连线上方标出电子转移的数目 在单线桥法中，箭头的指向已经表明了电子转移的方向，因此不能再在线桥上写“得”、“失”字样(2)双线桥法

7、表示在反应物与生成物里，同一元素原子在反应前后电子转移的数目和方向 在氧化剂与还原产物、还原剂与氧化产物之间分别用带箭头的连线从反应前的有关元素指向反应后的该种元素，并在两条线的上、下方分别写出“得”、“失”电子及数目例如：氧化还原反应的有关规律氧化还原反应的有关规律(1)氧化性、还原性强弱判断的一般规律 氧化性、还原性的强弱取决于得失电子的难易；而与得失电子数的多少无关 金属活动性顺序表金属的活动性越强，金属单质(原子)的还原性也越强，而其离子的氧化性越弱如还原性：MgFeCuAg；氧化性：AgCu2Fe2Mg2 同种元素的不同价态 特殊情况；氯的含氧酸的氧化性顺序为：HClOHClO3HC

8、lO4 氧化还原反应进行的方向 一般而言，氧化还原反应总是朝着强氧化性物质与强还原性物 质反应生成弱氧化性物质与弱还原性物质的方向进行在一个给出的氧化还原反应方程式中，氧化剂和氧化产物都有氧化性，还原剂和还原产物都有还原性，其氧化性、还原性的强弱关系为：氧化性：氧化剂氧化产物；还原性：还原剂还原产物 反之，根据给出的物质的氧化性、还原性的强弱，可以判断某氧化还原反应能否自动进行 反应条件的难易不同的氧化剂(还原剂)与同一还原剂(氧化剂)反应时，反应越易进行，则对应的氧化剂(还原剂)的氧化性(还原性)越强，反之越弱 浓度同一种氧化剂(或还原剂)，其浓度越大，氧化性(或还原性)就越强 H浓度对于在

9、溶液中进行的氧化还原反应，若氧化剂为含氧酸或含氧酸盐，则溶液中H浓度越大，其氧化性就越强(2)氧化还原反应中元素化合价的规律 一种元素具有多种价态时，处于最高价态时只具有氧化性，处于最低价态时只具有还原性，而处于中间价态时则既有氧化性又具有还原性 但须注意，若一种化合物中同时含最高价态元素和最低价态元素时，则该化合物兼有氧化性和还原性，如 HCl 价态不相交规律 同种元素不同价态间相互反应生成两种价态不同的产物时，化合价升高与化合价降低的值不相交，即高价态降低后的值一定不低于低价态升高后的值，也可归纳为“价态变化只靠拢、不相交”所以，同种元素的相邻价态间不能发生氧化还原反应；同种元素间隔中间价

10、态，发生归中反应(3)氧化还原反应中的优先规律：当一种氧化剂(还原剂)同时与多种还原剂(氧化剂)相遇时，该氧化剂(还原剂)首先与还原性(氧化性)最强的物质发生反应，而只有当还原性(氧化性)最强的物质反应完后，才依次是还原性(氧化性)较弱的物质发生反应(4)电子守恒规律在任何氧化还原反应中，氧化剂得到的电子总数等于还原剂失去的电子总数(即氧化剂化合价升高的总数等于还原剂化合价降低的总数)这一点也是氧化还原反应配平的基础。2离子反应离子反应 离子反应离子反应有离子参加或有离子生成的反应，都称为离子反应离子反应的本质、类型和发生的条件：(1)离子反应的本质：反应物中某种离子的浓度减小(2)离子反应的

11、主要类型及其发生的条件：离子互换(复分解)反应具备下列条件之一就可以使反应朝着离子浓度减小的方向进行，即离子反应就会发生 a生成难溶于水的物质如：Cu2+2OHCu(OH)2 注意：注意：当有关离子浓度足够大时，生成微溶物的离子反应也能发生如：2Ag+SO42Ag2SO4 Ca2+2OHCa(OH)2 或者由微溶物生成难溶物的反应也能生成如当石灰乳与 Na2CO3溶液混合时，发生反应：Ca(OH)2+CO32CaCO3+2OH b生成难电离的物质(即弱电解质)如：H+OHH2O H+CH3COOCH3COOH c生成挥发性物质(即气体)如：CO32+2HCO2+H2O NH4+OHNH3+H2

12、O 离子间的氧化还原反应由强氧化剂与强还原剂反应，生成弱氧化剂和弱还原剂，即反应朝着氧化性、还原性减弱的方向进行例如：Fe+Cu2Fe2+Cu Cl2+2Br2C1+Br2 2MnO4+16H+10C12Mn2+5C12+8H2O 书写离子方程式时应注意的问题：(1)电解质在非电离条件下(不是在水溶液中或熔融状态)，虽然也有离子参加反应，但不能写成离子方程式，因为此时这些离子并没有发生电离如 NH4Cl 固体与 Ca(OH)2固体混合加热制取氨气的反应、浓 H2SO4与固体(如 NaCl、Cu 等)的反应等，都不能写成离子方程式相反，在某些化学方程式中，虽然其反应物不是电解质或强电解质，没有大

13、量离子参加反应，但反应后产生了大量离子，因此，仍可写成离子方程式如 Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等与 H2O 的反应(2)多元弱酸的酸式盐，若易溶于水，则成盐的阳离子和酸根离子可拆开写成离子的形式，而酸根中的 H与正盐阴离子不能拆开写例如 NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分别写成Na、HS和 Ca2、HCO3等酸式酸根的形式(3)对于微溶于水的物质，要分为两种情况来处理：当作反应物时？，微溶物要保留化学式的形式，不能拆开 当作反应物时，若为澄清的稀溶液，应改写为离子形式，如澄清石灰水等；若为浊液或固体，要保留化学式的形式而不能拆开，如石灰乳、熟石灰等(4)若反应物之间由于物质

14、的量之比不同而发生不同的反应，即反应物之间可发生不止一个反应时，要考虑反应物之间物质的量之比不同，相应的离子方程式也不同例如，向NaOH 溶液中不断通入 CO2气体至过量，有关反应的离子方程式依次为：CO2+2OHCO32+H2O（CO2适量）CO2+OHHCO3（CO2足量）在溶液中离子能否大量共存的判断方法：几种离子在溶液中能否大量共存，实质上就是看它们之间是否发生反应 若离子间不发生反应，就能大量共存；否则就不能大量共存离子间若发生下列反应之一，就不能大量共存(1)生成难溶物或微溶物如 Ca2与 CO32、SO42、OH；Ag与 C1、Br、I、SO32，等等(2)生成气体如 NH4与

15、OH；H与 HCO3、CO32、S2、HS、SO32、HSO3等(3)生成难电离物质(弱酸、弱碱、水)如 H与 C1O、F、CH3COO生成弱酸；OH与 NH4、A13、Fe3、Fe2、Cu2等生成弱碱；H与 OH生成 H2O(4)发生氧化还原反应 具有氧化性的离子(如 MnO4、ClO、Fe3等)与具有还原性的离子(如S2、I、SO32、Fe2等)不能共存应注意的是，有些离子在碱性或中性溶液中可大量共存，但在酸性条件下则不能大量共存，如 SO32与 S2，NO3与 I、S2、SO32、Fe2等*(5)形成配合物如 Fe3与 SCN因反应生成 Fe(SCN)3而不能大量共存*(6)弱酸根阴离子

16、与弱碱阳离子因易发生双水解反应而不能大量共存，例如 Al3与 HCO3、CO32、A1O2等 说明：说明：在涉及判断离子在溶液中能否大量共存的问题时，要注意题目中附加的限定性条件：无色透明的溶液中无色透明的溶液中，不能存在有色离子，如 Cu2(蓝色)、Fe3(黄色)、Fe2(浅绿色)、MnO4(紫色)在强酸性溶液中在强酸性溶液中，与 H起反应的离子不能大量共存 在强碱性溶液中在强碱性溶液中，与 OH起反应的离子不能大量共存 电解质与非电解质电解质与非电解质(1)电解质：在水溶液里或者熔融状态下能够导电的化合物叫电解质电解质不一定能导电，而只有在溶于水或熔融状态时电离出自由移动的离子后才能导电(

17、因此，电解质导电的原因是存在自由移动的离子)能导电的不一定是电解质，如金属、石墨等单质(2)非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不能导电的化合物因为非电解质归属于化合物，故如 C12等不导电的单质不属于非电解质(3)电解质与非电解质的比较 电解质 非电解质 区 别 能否导电 溶于水后或熔融状态时能导电 不能导电 能否电离 溶于水或受热熔化时能电离产生自由移动的离子 不能电离，因此没有自由移动的离子存在 所属物质 酸、碱、盐等 蔗糖、酒精等大部分有机物，气体化合物如 NH3、SO2等 联系 都属于化合物 说明 某些气体化合物的水溶液虽然能导电，但其原因并非该物质本身电离生成了自由移动的离子，因此这

18、些气体化合物属于非电解质例如；氨气能溶于水，但 NH3是非电解质氨水能导电是因为 NH3与 H2O 反应生成了能电离出 NH4和 OH的 NH3H2O 的缘故，所以NH3H2O 才是电解质 强电解质与弱电解质强电解质与弱电解质(1)强电解质：溶于水后全部电离成离子的电解质(2)弱电解质：溶于水后只有一部分分子能电离成离子的电解质(3)强电解质与弱电解质的比较 强电解质 弱电解质 代表物质 强酸：如 H2SO4、HNO3、HCl 等强碱：如 KOH、NaOH、Ba(OH)2等盐：绝大多数可溶、难溶性盐，如 NaCl、CaCO3等 H2O弱酸：如 CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等弱碱：

19、NH3 H2O、A1(OH)3、Fe(OH)3等 电离情况 完全电离，不存在电离平衡(电离不可逆)电离方程式用“”表示 如：HNO3H+NO3 不完全电离(部分电离)，存在电离平衡电离方程式用“”表示 如：CH3COOHCH3COO+H十 水 溶 液 中存 在 的 微粒 水合离子(离子)和 H2O 分子 大部分以电解质分子的形式存在，只有少量电离出来的离子 离 子 方 程式 的 书 写情况 拆开为离子(特殊：难溶性盐仍以化学式表示)全部用化学式表示 注意注意:(1)在含有阴、阳离子的固态强电解质中，虽然有阴、阳离子存在，但这些离子不能 自由移动，因此不导电如氯化钠固体不导电(2)电解质溶液导电

20、能力的强弱取决于溶液中自由移动离子浓度的大小(注意：不是取决于自由移动离子数目的多少)溶液中离子浓度大，溶液的导电性就强；反之，溶液的导电性就弱 因此，强电解质溶液的导电能力不一定比弱电解质溶液的导电能力强 但在相同条件(相同浓度、相同温度)下，强电解质溶液的导电能力比弱电解质的导电能力强 离子方程式离子方程式 用实际参加反应的离子符号来表示离子反应的式子所谓实际参加反应的离子，即是在反应前后数目发生变化的离子离子方程式不仅表示一定物质间的某个反应，而且可以表示所有同一类型的离子反应如：H+OHH2O 可以表示强酸与强碱反应生成可溶性盐的中和反应 离子方程式的书写步骤离子方程式的书写步骤(1)

21、“写”：写出完整的化学方程式(2)“拆”：将化学方程式中易溶于水、易电离的物质(强酸、强碱、可溶性盐)拆开改写为离子形式；而难溶于水的物质(难溶性盐、难溶性碱)、难电离的物质(水、弱酸、弱碱)、氧化物、气体等仍用化学式表示(3)“删”：将方程式两边相同的离子(包括个数)删去，并使各微粒符号前保持最简单的整数比(4)“查”：检查方程式中各元素的原子个数和电荷总数是否左右相等 复分解反应类型离子反应发生的条件复分解反应类型离子反应发生的条件 复分解反应总是朝着溶液中自由移动的离子数目减少的方向进行具体表现为：(1)生成难溶于水的物质如：Ba2+SO42BaSO4(2)生成难电离的物质(水、弱酸、弱

22、碱)如 H+OHH2O(3)生成气体如：CO32+2HCO2+H2O 3化学反应中的能量变化化学反应中的能量变化 放热反应放热反应 放出热量的化学反应在放热反应中，反应物的总能量大于生成物的总能量：反应物的总能量生成物的总能量+热量+其他形式的能量 放热反应可以看成是“贮存”在反应物内部的能量转化并释放为热能及其他形式的能量的反应过程 吸热反应吸热反应 吸收热量的化学反应在吸热反应中，反应物的总能量小于生成物的总能量：生成物的总能量反应物的总能量+热量+其他形式的能量 吸热反应也可以看成是热能及其他形式的能量转化并“贮存”为生成物内部能量的反应过程 *反应热反应热(1)反应热的概念：在化学反应

23、过程中，放出或吸收的热量，统称为反应热反应热用符号H 表示，单位一般采用 kJmol1(2)反应热与反应物、生成物的键能关系：H生成物键能的总和 反应物键能的总和(3)放热反应与吸热反应的比较 反应热 放热反应 吸热反应 含义 反应物所具有的总能量大于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时放出热量 反应物所具有的总能量小于生成物所具有的总能量，反应物转化为生成物时吸收热量 反应本身的 能量变化 反应放出热量后使反应本身的能量降低 反应吸收热量后使反应本身的能量升高 表示符号或H值“”H0“+”H0 说明：放热反应和吸热反应过程中的能量变化示意图如图 312 所示 热化学方程式热化学方程式(

24、1)热化学方程式的概念：表明反应所放出或吸收热量的化学方程式，叫做热化学方程式(2)书写热化学方程式时应注意的问题：需注明反应的温度和压强因为反应的温度和压强不同时，其H 也不同若不注明时，则是指在 101kPa 和 25时的数据 反应物、生成物的聚集状态要注明同一化学反应，若物质的聚集状态不同，则反应热就不同例如：H2(g)+1/2O2(g)H2O(g)H241.8kJmol1 H2(g)+1/2O2(g)H2O(l)H285.8kJmol1 比较上述两个反应可知，由 H2与 O2反应生成 1 mol H2O(l)比生成 1 mol H2O(g)多放出 44 kJmol1的热量 反应热写在化

25、学方程式的右边放热时H 用“”，吸热时H 用“”例如：H2(g)+1/2O2(g)H2O(g)241.8kJmol1 热化学方程式中各物质前的化学计量数不表示分子个数，而只表示物质的量(mol)，因此，它可用分数表示对于相同物质的反应，当化学计量数不同时，其H 也不同例如：2H2(g)+O2(g)2H2O(g)Hl483.6 kJmol1 H2(g)+1/2O2(g)H2O(g)H2241.8kJmol1 显然，Hl2H2*盖斯定律盖斯定律 对于任何一个化学反应，不管是一步完成还是分几步完成，其反应热是相同的也就是说，化学反应的反应热只与反应的始态(各反应物)和终态(各生成物)有关，而与具体反

26、应进行的途径无关 如果一个反应可以分几步进行，则各步反应的反应热之和与该反应一步完成时的反应热是相同的*4燃烧热和中和热 燃烧热 中和热 定义 在 101 kPa 时，1 mol 物质完全燃烧生成稳定的氧化物所放出热量 在稀溶液中，酸跟碱发生中和反应而生成 1 mol H2O 时所放出的热量 热化学方程式中的表示形式 以燃烧 1mol 物质为标准来配平其余物质的化学计量数 物质的化学计量数平其余物质的化学计量数 注意点“完全燃烧”包含两个方面的意思：燃烧的物质全部燃烧完；生成稳定氧化物，如 C 完全燃烧生成 CO2，S 完全燃烧生成 SO2；等等 当强酸与强碱在稀溶液中发生中和反应时，1 mo

27、lH与 1 molOH发生反应生成 1 molH2O，都放出 573kJ 的热量即：H(aq)+OH(aq)H2O(1)H57.3 kJmol1 说明 利用燃烧热可以计算物质在燃烧过程中所放出的热量 当强酸与弱碱或弱酸与强碱或弱酸与弱碱发生中和反应时，因生成的盐会发生水解而吸热，故此时中和热要小于57.3 kJmol1 高中化学知识点规律大全 碱金属 1钠钠 钠的物理性质钠的物理性质很软，可用小刀切割；具有银白色金属光泽(但常见的钠的表面为淡黄色)；密度比水小而比煤油大(故浮在水面上而沉于煤油中)；熔点、沸点低；是热和电的良导体 钠的化学性质钠的化学性质(1)Na 与 O2反应：常温下：4Na

28、+O22Na2O，2Na2O+O22Na2O2(所以钠表面的氧化层既有 Na2O 也有Na2O2，且 Na2O2比 Na2O 稳定)加热时：2Na+O2Na2O2(钠在空气中燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体)(2)Na 与非金属反应：钠可与大多数的非金属反应，生成+1 价的钠的化合物例如：2Na+C122NaCl 2Na+SNa2S(3)Na 与 H2O 反应化学方程式及氧化还原分析：离子方程式：2Na+2H2O2Na+2OH+H2 Na 与 H2O 反应的现象：浮 熔 游 鸣 红(4)Na 与酸溶液反应例如：2Na+2HCl2NaCl+H2 2Na+H2SO4Na2SO4+H2 由于酸中

29、H浓度比水中 H浓度大得多，因此 Na 与酸的反应要比水剧烈得多 钠与酸的反应有两种情况：酸足量(过量)时：只有溶质酸与钠反应 酸不足量时：钠首先与酸反应，当溶质酸反应完后，剩余的钠再与水应因此，在涉及有关生成的 NaOH 或 H2的量的计算时应特别注意这一点(5)Na 与盐溶液的反应在以盐为溶质的水溶液中，应首先考虑钠与水反应生成 NaOH 和H2，再分析 NaOH 可能发生的反应例如，把钠投入 CuSO4溶液中：2Na+2H2O2NaOH+H2 2NaOH+CuSO4Cu(OH)2+Na2SO4 注意：注意：钠与熔融的盐反应时，可置换出盐中较不活泼的金属例如：4Na+TiCl4(熔融)4N

30、aCl+Ti 实验室中钠的保存方法实验室中钠的保存方法 由于钠的密度比煤油大且不与煤油反应，所以在实验室中通常将钠保存在煤油里，以隔绝与空气中的气体和水接触 钠在自然界里的存在：由于钠的化学性质很活泼，故钠在自然界中只能以化合态的形式(主要为 NaCl，此外还有 Na2SO4、Na2CO3、NaNO3等)存在 钠的主要用途钠的主要用途(1)制备过氧化钠(原理：2Na+O2Na2O2)(2)NaK 合金(常温下为液态)作原子反应堆的导热剂(原因：NaK 合金熔点低、导热性好)(3)冶炼如钛、锆、铌、钽等稀有金属(原理：金属钠为强还原剂)(4)制高压钠灯(原因：发出的黄色光射程远，透雾能力强)2钠

31、的化合物钠的化合物 过氧化钠过氧化钠 物理性质 淡黄色固体粉末 化学性质 与 H2O 反应 2Na2O2+2H2O 4NaOH+O2 现象：反应产生的气体能使余烬的木条复燃；反应放出的热能使棉花燃烧起来 与CO2反应 2Na2O2+2CO2 2Na2CO3+O2 说明：该反应为放热反应 强氧化剂 能使织物、麦秆、羽毛等有色物质褪色 用 途 呼吸面具和潜水艇里氧气的来源；作漂白剂 说明说明 (1)Na2O2与 H2O、CO2发生反应的电子转移情况如下：由此可见，在这两个反应中，Na2O2既是氧化剂又是还原剂，H2O 或 CO2只作反应物，不参与氧化还原反应(2)能够与 Na2O2反应产生 O2的

32、，可能是 CO2、水蒸气或 CO2和水蒸气的混合气体(3)过氧化钠与水反应的原理是实验室制氧气方法之一，其发生装置为“固+液 气体”型装置 碳酸钠与碳酸氢钠碳酸钠与碳酸氢钠 Na2CO3 NaHCO3 俗名 纯碱、苏打 小苏打 颜色、状态 白色粉末碳酸钠结晶水合物的化学式为 Na2CO310H2O 白色晶体无结晶水合物 水溶性 易溶于水 溶于水，但溶解度比 Na2CO3小 热稳定性 加热不分解 加热易分解化学方程式为：2NaHCO3 Na2CO3+CO2+H2O 与酸反应 较缓慢反应分两步进行：CO32+H=HCO3 HCO3+H=CO2+H2O 较剧烈，放出 CO2的速度快 HCO3+H=C

33、O2+H2O 与 NaOH 反应 不反应 NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O 酸式盐与碱反应可生成盐和水 与 CaCl2 CO32+Ca2=CaCO3 不反应。Ca(HCO3)2溶于水 溶液反应 鉴别方法 固态时：分别加热，能产生使澄清石灰水变浑浊气体的是 NaHCO3 溶液中：分别加入 CaCl2或 BaCl2溶液，有白色沉淀产生的是 Na2CO3 主要用途 用于玻璃、制皂、造纸等 制烧碱 用作制糕点的发酵粉用于泡沫灭火器治疗胃酸过多 相互关系 说明说明 (1)由于 NaHCO3在水中的溶解度小于 Na2CO3，因此，向饱和的 Na2CO3溶液中通入CO2气体，能析出 NaHCO3

34、晶体(2)利用 Na2CO3溶液与盐酸反应时相互滴加顺序不同而实验现象不同的原理，可在不加任何外加试剂的情况下，鉴别 Na2CO3溶液与盐酸*侯氏制碱法制侯氏制碱法制 NaHCO3和和 Na2CO3的原理的原理 在饱和 NaCl 溶液中依次通入足量的 NH3、CO2气体，有 NaHCO3从溶液中析出有关反应的化学方程式为：NH3+H2O+CO2 NH4HCO3 NH4HCO3+NaCl NaHCO3+NH4Cl 2NaHCO3 Na2CO3+H2O+CO2 3碱金属元素碱金属元素 碱金属元素的原子结构碱金属元素的原子结构特征特征 碱金属元素包括锂(Li)、钠(Na)、钾(K)、铷(Rb)、铯(

35、Cs)和放射性元素钫(Fr)(1)相似性：原子的最外层电子数均为 1 个，次外层为 8 个(Li 原子次外层电子数为 2 个)因此，在化学反应中易失去 1 个电子而显+1 价(2)递变规律：随着碱金属元素核电荷数增多，电子层数增多，原子半径增大，失电子能力增强，金属活动性增强 碱金属的物理性质碱金属的物理性质(1)相似性：都具有银白色金属光泽(其中铯略带金黄色)；柔软；熔点低；密度小，其中 Li、Na、K 的密度小于水的密度；导电、导热性好(2)递变规律：从 Li Cs，随着核电荷数的递增，密度逐渐增大(特殊：K 的密度小于 Na的密度)，但熔点、沸点逐渐降低 碱金属的化学性质碱金属的化学性质

36、 碱金属的化学性质与钠相似 由于碱金属元素原子的最外层电子数均为 1 个，因此在化学反应中易失去 1 个电子，具有强还原性，是强还原剂；又由于从 Li Cs，随着核电荷数的递增，电子层数增多，原子半径增大，原子核对最外层电子吸引力减弱，故还原性增强(1)与 O2等非金属反应从 Li Cs，与 O2反应的剧烈程度逐渐增加 Li 与 O2反应只生成 Li2O：4Li+O22Li2O 在室温下，Rb、Cs 遇到空气立即燃烧；K、Rb、Cs 与 O2反应生成相应的超氧化物 KO2、RbO2、CsO2(2)与 H2O 反应发生反应的化学方程式可表示为：2R+2H2O=2ROH+H2 (R 代表 Li、N

37、a、K、Rb、Cs)从 LiNa，与 H2O 反应的剧烈程度逐渐增加K 与 H2O 反应时能够燃烧并发生轻微爆炸；Rb、Cs 遇 H2O 立即燃烧并爆炸生成的氢氧化物的碱性逐渐增强(其中 LiOH 难溶于水)焰色反应焰色反应 是指某些金属或金属化合物在火焰中灼烧时，火焰呈现出的特殊的颜色(1)一些金属元素的焰色反应的颜色：钠黄色；钾紫色；锂紫红色；铷紫色；钙一砖红色；锶洋红色；钡黄绿色；铜绿色 (2)焰色反应的应用：检验钠、钾等元素的存在 高中化学知识点规律大全 卤素 1.氯气氯气 氯气的物理性质氯气的物理性质(1)常温下，氯气为黄绿色气体加压或降温后液化为液氯，进一步加压或降温则变成固态氯(

38、2)常温下，氯气可溶于水(1 体积水溶解 2 体积氯气)(3)氯气有毒并具有强烈的刺激性，吸入少量会引起胸部疼痛和咳嗽，吸入大量则会中毒死亡因此，实验室闻氯气气味的正确方法为：用手在瓶口轻轻扇动，仅使少量的氯气飘进鼻孔 氯气的化学性质氯气的化学性质 画出氯元素的原子结构示意图：氯原子在化学反应中很容易获得 1 个电子所以，氯气的化学性质非常活泼，是一种强氧化剂(1)与金属反应：Cu+C12CuCl2 实验现象：铜在氯气中剧烈燃烧，集气瓶中充满了棕黄色的烟一段时间后，集气瓶内壁附着有棕黄色的固体粉末 向集气瓶内加入少量蒸馏水，棕黄色固体粉末溶解并形成绿色溶液，继续加水，溶液变成蓝色 2Na+Cl

39、22NaCl 实验现象：有白烟产生 说明说明 在点燃或灼热的条件下，金属都能与氯气反应生成相应的金属氯化物其中，变价金属如(Cu、Fe)与氯气反应时呈现高价态(分别生成 CuCl2、FeCl3)在常温、常压下，干燥的氯气不能与铁发生反应，故可用钢瓶储存、运输液氯“烟”是固体小颗粒分散到空气中形成的物质如铜在氯气中燃烧，产生的棕黄色的烟为CuCl2晶体小颗粒；钠在氯气中燃烧，产生的白烟为 NaCl 晶体小颗粒；等等(2)与氢气反应 H2+Cl2 2HCl 注意注意 在不同的条件下，H2与 C12均可发生反应，但反应条件不同，反应的现象也不同 点燃时，纯净的 H2能在 C12中安静地燃烧，发出苍白

40、色的火焰，反应产生的气体在空气中形成白雾并有小液滴出现；在强光照射下，H2与 C12的混合气体发生爆炸 物质的燃烧不一定要有氧气参加任何发光、发热的剧烈的化学反应，都属于燃烧如金属铜、氢气在氯气中燃烧等 “雾”是小液滴悬浮在空气中形成的物质；“烟”是固体小颗粒分散到空气中形成的物质 要注意“雾”与“烟”的区别 H2与 Cl2反应生成的 HCl 气体具有刺激性气味，极易溶于水HCl 的水溶液叫氢氯酸，俗称盐酸(3)与水反应 化学方程式：C12+H2O HCl+HClO 离子方程式：Cl2+H2O H+Cl+HClO 说明说明 C12与 H2O 的反应是一个 C12的自身氧化还原反应其中，Cl2既

41、是氧化剂又是还 原剂，H2O 只作反应物 在常温下，1 体积水能溶解约 2 体积的氯气，故新制氯水显黄绿色同时，溶解于水中的部分 C12与 H2O 反应生成 HCl 和 HClO，因此，新制氯水是一种含有三种分子(C12、HClO、H2O)和四种离子(H、Cl、ClO和水电离产生的少量 OH)的混合物所以，新制氯水具有下列性质：酸性(H)，漂白作用(含 HClO)，Cl的性质，C12的性质 新制氯水中含有较多的 C12、HClO，久置氯水由于 C12不断跟 H2O 反应和 HClO 不断分解，使溶液中的 C12、HClO 逐渐减少、HCl 逐渐增多，溶液的 pH 逐渐减小，最后溶液变成了稀盐酸

42、，溶液的 pH7 C12本身没有漂白作用，真正起漂白作用的是 C12与 H2O 反应生成的 HClO所以干燥的C12不能使干燥的有色布条褪色，而混有水蒸气的 C12能使干燥布条褪色，或干燥的 C12能使湿布条褪色 注意“氯水”与“液氯”的区别，氯水是混合物，液氯是纯净物(4)与碱反应常温下，氯气与碱溶液反应的化学方程式的通式为：氯气+可溶碱 金属氯化物+次氯酸盐+水重要的反应有：C12+2NaOHNaCl+NaClO+H2O 或 Cl2+2OHCl+ClO+H2O 该反应用于实验室制 C12时，多余 Cl2的吸收（尾气吸收）2Cl2+2Ca(OH)2 Ca(C1O)2 CaCl2+2H2O 说

43、明说明 Cl2与石灰乳Ca(OH)2的悬浊液或消石灰的反应是工业上生产漂粉精或漂白粉的原理漂粉精和漂白粉是混合物，其主要成分为 Ca(ClO)2和 CaCl2，有效成分是 Ca(C1O)2 次氯酸盐比次氯酸稳定 漂粉精和漂白粉用于漂白时，通常先跟其他酸反应，如：Ca(ClO)2+2HClCaCl2+2HClO 漂粉精和漂白粉露置于潮湿的空气中易变质，所以必须密封保存 有关反应的化学方程式为：Ca(ClO)2+CO2+H2O CaCO3+2HClO 2HClO2HCl+O2 由此可见，漂粉精和漂白粉也具有漂白、消毒作用 氯气的用途氯气的用途 杀菌消毒；制盐酸；制漂粉精和漂白粉；制造氯仿等有机溶剂

44、和各种农药 次氯酸次氯酸 次氯酸(HClO)是一元弱酸(酸性比 H2CO3还弱)，属于弱电解质，在新制氯水中主要以 HClO分子的形式存在，因此在书写离子方程式时应保留化学式的形式 HClO 不稳定，易分解，光照时分解速率加快有关的化学方程式为：2HClO 2H+2Cl+O2，因此 HClO 是一种强氧化剂 HClO 能杀菌自来水常用氯气杀菌消毒(目前已逐步用 C1O2代替)HClO 能使某些染料和有机色素褪色因此，将 Cl2通入石蕊试液中，试液先变红后褪色 氯气的实验室制法氯气的实验室制法(1)反应原理：实验室中，利用氧化性比 C12强的氧化剂如 MnO2、KMnO4、KClO3、Ca(Cl

45、O)2等将浓盐酸中的 Cl氧化来制取 C12。例如：MnO2+4HCl(浓)MnCl2+C12+2H2O 2KMnO4+16HCl(浓)=2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O(2)装置特点：根据反应物 MnO2为固体、浓盐酸为液体及反应需要加热的特点，应选用“固+液加热型”的气体发生装置所需的仪器主要有圆底烧瓶(或蒸馏烧瓶)、分液漏斗、酒精灯、双孔橡胶塞和铁架台(带铁夹、铁圈)等(3)收集方法：氯气溶于水并跟水反应，且密度比空气大，所以应选用向上排气法收集氯气 此 外，氯气在饱和 NaCl 溶液中的溶解度很小，故氯气也常用排饱和食盐水的方法收集，以除去混有的 HCl 气体因此在实验室中，

46、要制取干燥、纯净的 Cl2，常将反应生成的 C12依次通过盛有饱和 NaCl 溶液和浓硫酸的洗气瓶(4)多余氯气的吸收方法：氯气有毒，多余氯气不能排放到空气中，可使用 NaOH 溶液等强碱溶液吸收，但不能使用石灰水，因为 Ca(OH)2的溶解度较小，不能将多余的氯气完全吸收 (5)应注意的问题：加热时，要小心地、不停地移动火焰，以控制反应温度 当氯气出来较快时，可暂停加热 要防止加强热，否则会使浓盐酸里的氯化氢气体大量挥发，使制得的氯气不纯而影响实验 收集氯气时，导气管应插入集气瓶底部附近，这样收集到的氯气中混有的空气较少 利用浓盐酸与足量的 MnO2共热制取 C12时，实际产生的 C12的体

47、积总是比理论值低主要原因是：随着反应不断进行，浓盐酸会渐渐变稀，而稀盐酸即使是在加热的条件下也不能与 MnO2反应 Cl的检验的检验 方法方法 向待检溶液中加入 AgNO3溶液，再加入稀 HNO3，若产生白色沉淀，则原待检液中含有 C1 注意注意 (1)不能加入盐酸酸化，以防止引入 C1（若酸化可用稀 HNO3）(2)若待检液中同时含有 SO42或 SO32时，则不能用 HNO3酸化的 AgNO3溶液来检验 Cl，因为生成的 Ag2SO4也是不溶于稀 HNO3的白色沉淀(SO32能被 HNO3氧化为 SO42)2卤族元素卤族元素 卤族元素卤族元素 简称卤素包括氟(F)、氯(C1)、溴(Br)、

48、碘(I)和放射性元素砹(At)在自然界中卤素无游离态，都是以化合态的形式存在 卤素单质的物理性质卤素单质的物理性质 颜色 状态(常态)熔点、沸点 溶解度(水中)密度 F2 浅黄绿色 浅 深 气体 低 高 降 低 小 大 Cl2 黄绿色 气体 部分溶于水，并与水发生不同程度反应 Br2 深红棕色 液体 易挥发 I2 紫黑色 固体 升华 说明说明 (1)实验室里，通常在盛溴的试剂瓶中加水(即“水封”)，以减少溴的挥发(2)固态物质不经液态而直接变成气态的现象，叫做升华升华是一种物理变化利用碘易升华的性质，可用来分离、提纯单质碘(3)Br2、I2较难溶于水而易溶于如汽油、苯、四氯化碳、酒精等有机溶剂

49、中医疗上用的碘酒，就是碘(溶质)的酒精(溶剂)溶液利用与水互不相溶的有机溶剂可将 Br2、I2从溴水、碘水中提取出来(这个过程叫做萃取)卤素单质的化学性质卤素单质的化学性质(1)卤素的原子结构及元素性质的相似性、递变性 氟 F 氯 Cl 溴 Br 碘 I 核电荷数 9 17 35 53 原子结构的相似性 最外层上的电子数都是 7 个 卤素化学性质的相似性 氟只有1 价，其余卤素有l、+1、+3、+5、+7 价单质都具有强氧化性，是强氧化剂单质均能与 H2化合生成卤化氢气体，与金属单质化合生成金属卤化物单质都能与水、强碱反应，Br2、I2的反应与 C12类似 原子结构的递变性 核电荷数 电子层数

50、 少 多 原子半径 小 大 化学性质的递变 性 原子得电子能力 强 弱 单质的氧化性 单质与氢气化合 易 难 单质与水反应 剧烈 缓慢(微弱)对应阴离子的还原性 弱 强(2)卤素单质与氢气的反应 F2 Cl2 Br2 I2 与 H2化合的条件 冷、暗 点燃或光照 500 持续加热 反应情况 爆炸 强光照射时爆炸 缓慢化合 缓慢化合，生成的 HI 同时分解 产生卤化氢 的稳定性 HFHClHBrHI(3)卤素单质与水的反应 2F2+2H2O 4HF+O2(置换反应)注意：注意：将 F2通入某物质的水溶液中，F2先跟 H2O 反应如将 F2通入 NaCl 的水溶液中，同样发生上述反应，等等 X2+