高中化學必修1知識點歸納總結

第一章從實驗學化學

第一節(jié)化學實驗基本方法一、熟悉化學實驗基本操作危險化學品標志，如酒精、汽油——易然液體；濃H2sO4、NaOH（酸堿）——腐蝕品二、混合物的分離和提純： 41、分離的方法：①過濾：固體（不溶）和液體的分離。②蒸發(fā)：固體（可溶）和液體分離。③蒸餾：沸點不同的液體混合物的分離。 ④分液：互不相溶的液體混合物。⑤萃?。豪没旌衔镏幸环N溶質在互不相溶的溶劑里溶解性的不同.用一種溶劑把溶質從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來。2、粗鹽的提純：（1）粗鹽的成分：主要是NaCl，還含有MgCl2、CaCl2、Na2s。4、泥沙等雜質（2）步驟：①將粗鹽溶解后過濾；②在過濾后得到粗鹽溶液中加過量試劑BaClJ除SO/-）、Na2c03（除Ca2+、過量的Ba2+）、NaOH（除Mg2+）溶液后過濾；③得到濾液加鹽酸（除過量的CO/-、0H-）調pH=7得到NaCl溶液；④蒸發(fā)、結晶得到精鹽。 3加試劑順序關鍵:（i）Na2cO3在BaCl2之后；（ii）鹽酸放最后。3、蒸餾裝置注意事項：①加熱燒瓶要墊上石棉網(wǎng)；②溫度計的水銀球應位于蒸餾燒瓶的支管口處；③加碎瓷片的目的是防止暴沸；④冷凝水由下口進，上口出。4、從碘水中提取碘的實驗時，選用萃取劑應符合原則：①被萃取的物質在萃取劑溶解度比在原溶劑中的大得多；②萃取劑與原溶液溶劑互不相溶；③萃取劑不能與被萃取的物質反應。三、離子的檢驗：①SO/-：先加稀鹽酸，再加BaCl2溶液有白色沉淀，原溶液中一定含有SO42-0Ba2++SO42-=BaSO4J②Cl-（用AgNO3溶液、稀硝酸檢驗）加AgNO3溶液有白色沉淀生成，再加稀硝酸沉淀不溶解，原溶液中一定含有Cl-；或先加稀硝酸酸化，再加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，則原溶液中一'定含有Cl-0Ag++Cl-=AgClJ。③CO32-：（用BaCl2溶液、稀鹽酸檢驗）先加BaCl2溶液生成白色沉淀，再加稀鹽酸，沉淀溶解，并生成無色無味、能使澄清石灰水變渾濁的氣體，則原溶液中一定含有CO32-o第二節(jié)化學計量在實驗中的應用1、物質的量（n）是國際單位制中7個基本物理量之一。2、五個新的化學符號：概念、符號定義注意事項物質的量：n衡量一定數(shù)目粒子集體的物理量①摩爾（mol）是物質的量的單位，只能用來衡量微觀粒子：原子、分子、離子、原子團、電子、質子、中子等。②用物質的量表示微粒時，要指明粒子的種類。阿伏加德羅常數(shù)：N1mol任何物質所含粒子數(shù)。NA有單位：mol-1或/mol,讀作每摩爾，N、6.02X1023mol-1。 A 摩爾質量：M單位物質的量物質所具有的質量——A ①一種物質的摩爾質量以g/mol為單位時，在數(shù)值上與其相對原子或相對分子質量相等。②一種物質的摩爾質量不隨其物質的量變化而變氣體摩爾體積：Vm單位物質的量氣體所具有的體積①影響氣體摩爾體積因素有溫度和壓強。②在標準狀況下（0℃,101KPa）1mol任何氣體所占體1

積約為22.4L即在標準狀況下，Vm=22.4L/mol物質的量濃度：C單位體積溶液所含某溶質B物質的量。①公式中的V必須是溶液的體積：將1L水溶解溶質或者氣體，溶液體積肯定不是1Lo②某溶質的物質的量濃度不隨所取溶液體積多少而變3、各個量之間的關系.：構成物質的粒子數(shù)N+NaHXNa懶的質量■vM一、「物質的量XVmr氣體體積vm(g)XMn(mol)標準狀況匕=22,4U010口■rV(aq)\\XV(aq)4、溶液稀釋公式：（才濃溶液濃溶液稀溶液^^稀溶液后,4、溶液稀釋公式：（才濃溶液濃溶液稀溶液^^稀溶液后,溶液中溶質的物質的量不變）（注意單位統(tǒng)一性，一定要將mL化為L來計算）。5、溶液中溶質濃度可以用兩種方法表示：①質量分數(shù)W，②物質的量濃度C。質量分數(shù)W與物質的量濃度C的關系：C=1000pW/M（其中p單位為g/cm3）已知某溶液溶質質量分數(shù)為W,溶液密度為p（g/cm3）,溶液體積為V,溶質摩爾質量為M,求溶質的物質的量濃度C。【推斷：根據(jù)C=n（溶質）/V（溶液），而n（溶質）=m（溶質）/M（溶質）=pV（溶液）W/M,考慮密度「的單位g/cm3化為g/L,所以有C=1000pW/M】。（公式記不清，可設體積1L計算）。6、一定物質的量濃度溶液的配制（1）配制使用的儀器：托盤天平（固體溶質）、量筒（液體溶質）、容量瓶（強調：在具體實驗時，應寫規(guī)格，否則錯!）、燒杯、玻璃棒、膠頭滴管。（2）配制的步驟：①計算溶質的量（若為固體溶質計算所需質量，若為溶液計算所需溶液的體積）②稱取（或量?。廴芙猓o置冷卻）④轉移⑤洗滌⑥定容⑦搖勻。（如果儀器中有試劑瓶，就要加一個步驟 裝瓶）。400mL的溶液應用500mL容量瓶。例如：配制400mL0.1mol/L的Na2400mL的溶液應用500mL容量瓶。（1）計算：需無水Na2CO35.3g0（2）稱量：用托盤天平稱量無水Na2c035.3g。（3）溶解：所需儀器燒杯、玻璃棒。（4）轉移：將燒杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到500mL容量瓶中。（5）定容：當往容量瓶里加蒸餾水時，距刻度線1—2cm處停止，為避免加水的體積過多，改用膠頭滴管加蒸餾水到溶液的凹液面正好與刻度線相切，這個操作叫做定容。注意事項：①不能配制任意體積的一定物質的量濃度的溶液，這是因為容量瓶的容積是固定的.沒有任意體積規(guī)格的容量瓶。②溶液注入容量瓶前需恢復到室溫，這是因為容量瓶受熱易炸裂,同時溶液溫度過高會使容量瓶膨脹影響溶液配制的精確度。⑶用膠頭滴管定容后再振蕩，出現(xiàn)液面底于刻度線時不要再加水，這是因為振蕩時有少量溶液粘在瓶頸上還沒完全回流.故液面暫時低于刻度線.若此時又加水會使所配制溶液的濃度偏低0④如果加水定容時超出了刻度線，不能將超出部分再吸走，須應重新配制。⑤如果搖勻時不小心灑出幾滴，不能再加水至刻度,必須重新配制，這是因為所灑出的幾滴溶液中含有溶質.會使所配制溶液的濃度偏低。⑥溶質溶解后轉移至容量瓶時，必須用少量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌2—3次，并將洗滌液一并倒入容量瓶，這是因為燒杯及玻璃棒會粘有少量溶質,只有這樣才能盡可能地把溶質全部轉移到容量瓶中。第二章化學物質及其變化第一節(jié)物質的分類1、掌握兩種常見的分類方法：交叉分類法和樹狀分類法。2、分散系及其分類：（1）分散系組成：分散劑和分散質，按照分散質和分散劑所處的狀態(tài)，分散系可以有9種組合方式。（2）當分散劑為液體時，根據(jù)分散質粒子大小可以將分散系分為溶液、膠體、濁液。分散系溶液膠體濁液分散粒子直徑V1nm1?100nm>100nm外觀均一，透明，穩(wěn)定均一,,透明，介穩(wěn)體系不均一，不透明，不穩(wěn)定能否透過濾紙能能不能能否透過半透膜能不能不能實例食鹽水Fe(OH)3膠體泥漿水3、膠體:（1）常見膠體：Fe（OH）3膠體、Al（OH）3膠體、血液、豆?jié){、淀粉溶液、蛋白質溶液、有色玻璃、墨水等。（2）膠體的特性：能產生丁達爾效應:區(qū)別膠體與其他分散系常用方法丁達爾效應。膠體與其他分散系的本質區(qū)別是分散質粒子大小。（3）Fe（OH）3膠體的制備方法：將飽和FeCl3溶液滴入沸水中，繼續(xù)加熱至體系呈紅褐色，停止加熱，得Fe（OH）3膠體。第二節(jié)離子反應一、電解質和非電解質L電解質：在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物。1、化合物7I非電解質：在水溶液中和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物。.（如：酒精［乙醇］、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非電解質。）（1）電解質和非電解質都是化合物，單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。（2）酸、堿、鹽和水都是電解質（特殊：鹽酸（混合物）電解質溶液）。（3）能導電的物質不一定是電解質。能導電的物質：電解質溶液、熔融的堿和鹽、金屬單質和石墨。電解質需在水溶液里或熔融狀態(tài)下才能導電。固態(tài)電解質（如：NaCl晶體）不導電，液態(tài)酸（如：液態(tài)HCl）不導電。2、溶液能夠導電的原因：有能夠自由移動的離子。3、電離方程式：要注意配平，原子個數(shù)守恒，電荷數(shù)守恒。如：Al2（SO4）3=2Al3++3SO42-二、離子反應：1、離子反應發(fā)生的條件：離子反應發(fā)生條件：生成沉淀、生成氣體、水。2、離子方程式的書寫：（寫、拆、刪、查）①寫：寫出正確的化學方程式。（要注意配平。）②拆：把易溶的強電解質（易容的鹽、強酸、強堿）寫成離子形式。★常見易溶的強電解質有：三大強酸（H2sO4、HCl、HNO3）,四大強堿「NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2（澄清石灰水拆，石灰乳不拆）］，可溶性鹽:這些物質拆成離子形式，其他物質一律保留化學式。 2③刪：刪除不參加反應的離子（價態(tài)不變和存在形式不變的離子）④查：檢查書寫離子方程式等式兩邊是否原子個數(shù)守恒、電荷數(shù)守恒?！?、離子方程式正誤判斷：（看幾看）①看是否符合反應事實（能不能發(fā)生反應，反應物、生成物對不對）。 ②看是否可拆。③看是否配平（原子個數(shù)守恒，電荷數(shù)守恒）。 ④看“=”" ”“T”“1”是否應用恰當?！?、離子共存問題（1）由于發(fā)生復分解反應（生成沉淀或氣體或水）的離子不能大量共存。生成沉淀：AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg（OH）2、Cu（OH）2等。TOC\o"1-5"\h\z生成氣體：CO2-、HCO-等易揮發(fā)的弱酸的酸根與H+不能大量共存。3 3生成HO:①H+和OH-生成HO。②酸式酸根離子如：HCO-既不能和H+共存，也不能和2 2 3OH-共存。如：HCO-+H+=HO+COT,HCO-+OH-=HO+CO2-3 2 2 3 2 3（2）審題時應注意題中給出的附加條件。①無色溶液中不存在有色離子：Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO-（常見這四種有色離子）。4②注意挖掘某些隱含離子：酸性溶液（或pHV7）中隱含有H+,堿性溶液（或pH>7）中隱含有OH-。③注意題目要求“大量共存”還是“不能大量共存”。第三節(jié)氧化還原反應一、氧化還原反應1、氧化還原反應的本質：有電子轉移（包括電子的得失或偏移）。2、氧化還原反應的特征：有元素化合價升降。3、判斷氧化還原反應的依據(jù)：凡是有元素化合價升降或有電子的轉移的化學反應都屬于氧化還原反應。4、氧化還原反應相關概念：還原劑（具有還原性）：失（失電子）T升（化合價升高）T氧（被氧化或發(fā)生氧化反應）T生成氧化產物。氧化劑（具有氧化性）：得（得電子）T降（化合價降低）一還（被還原或發(fā)生還原反應）T生成還原產物；.化合價升高失電子被氧化I ~氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物] 小化合價降低得電子被還原#二、氧化性、還原性強弱的判斷（1）根據(jù)氧化還原反應方程式在同一氧化還原反應中，氧化性：氧化劑〉氧化產物還原性：還原劑,還原產物三、如果使元素化合價升高，即要使它被氧化，要加入氧化劑才能實現(xiàn);如果使元素化合價降低，即要使它被還原，要加入還原劑才能實現(xiàn);第三章金屬及其化合物第一節(jié)金屬的化學性質一■、鈉Na1、單質鈉的物理性質：鈉質軟、銀白色、熔點低、密度比水的小但比煤油的大。42、單質鈉的化學性質：①鈉與O2反應常溫下：4Na+O2=2Na2O（新切開的鈉放在空氣中容易變暗）加熱時：2Na+O2==Na2O2（鈉先熔化后燃燒，發(fā)出黃色火焰，生成淡黃色固體Na/2。）Na2O2中氧元素為一1價，Na2O2既有氧化性又有還原性。2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2T 2Na2O2+2CO2=2Na2cO3+O2Na2O2是呼吸面具、潛水艇的供氧劑，Na2O2具有強氧化性能漂白。②鈉與H2O反應2Na+2H2O=2NaOH+H2T 離子方程式：2Na++2H?O=2Na++2OH-+H2T（注意配平）實驗現(xiàn)象：“浮一一鈉密度比水??；游一一生成氫氣；響一一反應劇烈；熔——鈉熔點低；紅——生成的NaOH遇酚酞變紅”。③鈉與鹽溶液反應如鈉與CuSO/溶液反應，應該先是鈉與H2O反應生成NaOH與'，再和CuSO/溶液反應，有關化學方程式：2Na+2H2O=2NaOH+H2T CuSO4+2NaOH=Cu（OH）2J+Na2sO4總的方程式：2Na+2H2O+CuSO4=Cu（OH）2J+Na2sO4+H2T實驗現(xiàn)象：有藍色沉淀生成，有氣泡放出K、Ca、Na三種單質與鹽溶液反應時，先與水反應生成相應的堿，堿再和鹽溶液反應④鈉與酸反應：2Na+2HCl=2NaCl+H2T（反應劇烈） 離子方程式：2Na+2H+=2Na++H2T3、鈉的存在：以化合態(tài)存在。4、鈉的保存：保存在煤油或石蠟中。5、鈉在空氣中的變化過程：Na kNa2O kNaOH kNa2CO3 kNa2c。3?10,。（結晶）——--kNa2cO3（風化），最終得到是一種白色粉末。一小塊鈉置露在空氣中的現(xiàn)象：銀白色的鈉很快變暗（生成Na20）,跟著變成白色固體（NaOH）,然后在固體表面出現(xiàn)小液滴（NaOH易潮解），最終變成白色粉未（最終產物是Na2cO3）。二、鋁Al1、單質鋁的物理性質：銀白色金屬、密度小（屬輕金屬）、硬度小、熔沸點低。2、單質鋁的化學性質①鋁與O2反應：常溫下鋁能與O2反應生成致密氧化膜，保護內層金屬。加熱條件下鋁能與O2反應生成氧化鋁：4Al+3O2==2Al2O3②常溫下Al既能與強酸反應，又能與強堿溶液反應，均有H2生成，也能與不活潑的金屬鹽溶液反應：2Al+6HCl=2AlCl3+3H2T （2Al+6H+=2Al3++3H2T）2Al+2NaOH+2HO=2NaAlO+3HT（2Al+2OH-+2HO=2AlO-+3HT）2 2 2 2 2 22Al+3Cu（NO3）2=2Al（NO?3+3Cu （2Al+3Cu2+=2Al3++3Cu）注意：鋁制餐具不能用來長時間存放酸性、堿性和咸的食品。③鋁與某些金屬氧化物的反應（如V、Cr、Mn、Fe的氧化物）叫做鋁熱反應Fe2O3+2Al==2Fe+Al2O3，Al和Fe2O3的混合物叫做鋁熱劑。利用鋁熱反應焊接鋼軌。三、鐵1、單質鐵的物理性質：鐵片是銀白色的，鐵粉呈黑色，純鐵不易生銹，但生鐵（含碳雜質的鐵）在潮濕的空氣中易生銹。（原因：形成了鐵碳原電池。鐵銹的主要成分是Fe2O3）。2、單質鐵的化學性質：①鐵與氧氣反應：3Fe+2O2===Fe3O4（現(xiàn)象：劇烈燃燒，火星四射，生成黑色的固體）②與非氧化性酸反應：Fe+2HCl=FeCl2+H2T （Fe+2H+=Fe2++H2T）常溫下鋁、鐵遇濃硫酸或濃硝酸鈍化。加熱能反應但無氫氣放出。③與鹽溶液反應：Fe+CuSO4=FeSO4+Cu （Fe+Cu2+=Fe2++Cu）④與水蒸氣反應：3Fe+4H2O（g）==Fe3O4+4H2第二節(jié)幾種重要的金屬化合物一、氧化物1、A12O3的性質：氧化鋁是一種白色難溶物，其熔點很高，可用來制造耐火材料如坩鍋、耐火管、耐高溫的實驗儀器等。A12O3是兩性氧化物：既能與強酸反應，又能與強堿反應：A12O3+6HC1=2A1C13+3H2O (A12O3+6H+=2A13++3H2。)AlO+2NaOH==2NaA1O+HO (A1O+2OH-=2A1O-+HO)23 2 2 23 2 22、鐵的氧化物的性質：FeO、Fe2O3都為堿性氧化物，能與強酸反應生成鹽和水。FeO+2HC1=FeC12+H2O Fe2O3+6HC1=2FeC13+3H2O二、氫氧化物1、氫氧化鋁A1(OH)3①A1(OH)3是兩性氫氧化物，在常溫下它既能與強酸，又能與強堿反應：A1(OH)+3HC1=A1C1+3HO A1(OH)+3H+=A13++3HOTOC\o"1-5"\h\z3 3 2 3 2A1(OH)+NaOH=NaA1O+2HO A1(OH)+OH-=A1O-+2HO3 2 2 3 2 2②A1(OH)3受熱易分解成A12O3：2A1(OH)3==A12O3+3H2O(規(guī)律：不溶性堿受熱均會分解)③A1(OH)3的制備：實驗室用可溶性鋁鹽和氨水反應來制備A1(OH)3A1(SO)+6NH-HO=2A1(OH)J+3(NH)SO(A13++3NH?HO=A1(OH)J+3NH+)2 43 3 2 3 42 4 3 2 3 4因為強堿(如NaOH)易與A1(OH)3反應，所以實驗室不用強堿制備A1(OH)3，而用氨水。2、鐵的氫氧化物：氫氧化亞鐵Fe(OH)2(白色)和氫氧化鐵Fe(OH)3(紅褐色)①都能與酸反應生成鹽和水：Fe(OH)2+2HC1=FeC12+2H2O Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2OFe(OH)3+6HC1=2FeC13+3H2O Fe(OH)3+3H+=2Fe3++3H2O②Fe(OH)2可以被空氣中的氧氣氧化成Fe(OH)34Fe(OH)2+O2+2H2O=4Fe(OH)3(現(xiàn)象：白色沉淀T灰綠色T紅褐色)③Fe(OH)3受熱易分解生成Fe2O3：2Fe(OH)3==Fe2O3+3H2O3、氫氧化鈉NaOH：俗稱燒堿、火堿、苛性鈉，易潮解，有強腐蝕性，具有堿的通性。三、鹽1、鐵鹽(鐵為+3價)、亞鐵鹽(鐵為+2價)的性質：①鐵鹽(鐵為+3價)具有氧化性，可以被還原劑(如鐵、銅等)還原成亞鐵鹽：2FeC13+Fe=3FeC12 (2Fe3++Fe=3Fe2+)(價態(tài)歸中規(guī)律)2FeC13+Cu=2FeC12+CuC12 (2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+)(制印刷電路板的反應原理)亞鐵鹽(鐵為+2價)具有還原性，能被氧化劑(如氯氣、氧氣、硝酸等)氧化成鐵鹽2FeC1+C1=2FeC1 (2Fe2++C1=2Fe3++2C1-)22 3 2②Fe3+離子的檢驗：a.溶液呈黃色；b.加入KSCN(硫氟化鉀)溶液變紅色；c.加入NaOH溶液反應生成紅褐色沉淀［Fe(OH)J。Fe2+離子的檢驗：a.溶液呈淺綠色；b.先在溶液中加入KSCN溶液，不變色，再加入氯水，溶液變紅色；c.加入NaOH溶液反應先生成白色沉淀，迅速變成灰綠色沉淀，最后變成紅褐色沉淀。2、鈉鹽：Na2cO3與NaHCO3的性質比較Na2co.NaHCO 3 俗稱純堿、蘇打小蘇打水溶性比較Na2cO3>NaHCO 3 溶液酸堿性堿性堿性與酸反應劇烈程度較慢(二步反應)較快(一步反應)6與酸反應Na2cO3+2HC1=2NaC1+H2O+CO2TCO,-+2H+=CO2T+H2ONaHCO3+HC1=NaC1+H2O+CO2THCO3-+H+=H2O+CO2T熱穩(wěn)定性加熱不分解一加熱分解一2NaHCO=NaCO+HO+COT 3 23——2 2 與CO2反應NaCO+CO+HO=2NaHCO 23 2——2 3 不反應與NaOH溶液反應不反應（不能發(fā)生離子交換）NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2OHCO3-+OH-=H2O+CO32-與Ca（OH）2溶液反應Ca(OH)2+Na2CO3=CaCO3J+2NaOHCa2++CO2-=CaCOJ也能反應生成CaCO3沉淀與。2。12溶液反應3 3有CaCO沉淀不反應用途一 3 洗滌劑，玻璃、肥皂、造紙、紡織等工業(yè)發(fā)酵粉、滅火劑、治療胃酸過多（有胃潰瘍時不能用）相互轉化Na2cO3 NaHCO3四、焰色反應1、定義：金屬或它們的化合物在灼燒時使火焰呈現(xiàn)特殊顏色的性質。2、操作步驟：鉑絲（或鐵絲）用鹽酸浸洗后灼燒至無色，沾取試樣（單質、化合物、氣、液、固均可）在火焰上灼燒，觀察顏色。3、重要元素的焰色：鈉元素黃色、鉀元素紫色（透過藍色的鉆玻璃觀察，以排除鈉的焰色的干擾）焰色反應屬物理變化。與元素存在狀態(tài)（單質、化合物）、物質的聚集狀態(tài)（氣、液、固）等無關，只有少數(shù)金屬元素有焰色反應。第三節(jié)用途廣泛的金屬材料1、合金的概念：由兩種或兩種以上的金屬（或金屬與非金屬）熔合而成的具有金屬特性的物質。2、合金的特性：合金與各成分金屬相比，具有許多優(yōu)良的物理、化學或機械的性能。①合金的硬度一般比它的各成分金屬的大 ②合金的熔點一般比它的各成分金屬的低第四章非金屬及其化合物一、硅及其化合物硅元素在地殼中的含量排第二，在自然界中沒有游離態(tài)的硅，只有以化合態(tài)存在的硅，常見的是二氧化硅、硅酸鹽等。 ，、、，硅的原子結構示意圖為 ，硅元素位于元素周期表第三周期第IVA族，硅原子最外層有4個電子，既不易失去電子又不易得到電子，主要形成四價的化合物。1、單質硅（Si）：（1）物理性質：有金屬光澤的灰黑色固體，熔點高，硬度大。（2）化學性質：①常溫下化學性質不活潑，只能跟F2、HF和NaOH溶液反應。Si+2F2=SiF4 Si+4HF=SiF4T+2H2T Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2T②在高溫條件下，單質硅能與o2和Cl2等非金屬單質反應。Si+O2高溫SiO2 Si+2cl2高溫SiCl4（3）用途：太陽能電池、計算機芯片以及半導體材料等。（4）硅的制備：工業(yè)上，用C在高溫下還原SiO2可制得粗硅。

SiO2+2C=Si（粗）+2COT Si（粗）+2Cl2=SiCl4 SiCl4+2'=Si（純）+4HC12、二氧化硅（5沁2）:（1）SiO2的空間結構：立體網(wǎng)狀結構，SiO2直接由原子構成，不存在單個SiO2分子。（2）物理性質：熔點高，硬度大，不溶于水。（3）化學性質：SiO2常溫下化學性質很不活潑，不與水、酸反應（氫氟酸除外），能與強堿溶液、氫氟酸反應，高溫條件下可以與堿性氧化物反應：①與強堿反應：SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O（生成的硅酸鈉具有粘性，所以不能用帶磨口玻璃塞試劑瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液，避免N%SiO3將瓶塞和試劑瓶粘住，打不開，應用橡皮塞）。②與氫氟酸反應［SiO2的特性］:SiO2+4HF=SiF4T+2H2O（利用此反應，氫氟酸能雕刻玻璃；氫氟酸不能用玻璃試劑瓶存放，應用塑料瓶）。③高溫下與堿性氧化物反應：SiO2+CaO高溫CaSiO3（4）用途：光導纖維、瑪瑙飾物、石英坩堝、水晶鏡片、石英鐘、儀器軸承、玻璃和建筑材料等。3、硅酸（H2SiO3）：（1）物理性質：不溶于水的白色膠狀物，能形成硅膠，吸附水分能力強。（2）化學性質：H2SiO3是一種弱酸，酸性比碳酸還要弱，其酸酐為SiO2，但SiO2不溶于水，故不能直接由SiO2溶于水制得，而用可溶性硅酸鹽與酸反應制?。海◤娝嶂迫跛嵩恚㎞a2SiO3+2HC1=2NaC1+H2SiO3^Na2SiO3+CO2+H2O=H2SiO3J+Na2cO3（此方程式證明酸性：,Si03VH2cOj（3）用途：硅膠作干燥劑、催化劑的載體。4、硅酸鹽硅酸鹽：硅酸鹽是由硅、氧、金屬元素組成的化合物的總稱。硅酸鹽種類很多，大多數(shù)難溶于水，最常見的可溶性硅酸鹽是Na2SiO3，Na2SiO3的水溶液俗稱水玻璃，又稱泡花堿，是一種無色粘稠的液體，可以作黏膠劑和木材防火劑。硅酸鈉水溶液久置在空氣中容易變質：Na2SiO3+CO2+H2O=Na2cO3+H2SiO31（有白色沉淀生成）傳統(tǒng)硅酸鹽工業(yè)三大產品有：玻璃、陶瓷、水泥。硅酸鹽由于組成比較復雜，常用氧化物的形式表示：活潑金屬氧化物T較活潑金屬氧化物T二氧化硅T水。氧化物前系數(shù)配置原則：除氧元素外，其他元素按配置前后原子個數(shù)守恒原則配置系數(shù)。硅酸鈉：Na2SiO3Na2O?SiO2 硅酸鈣：CaSiO3CaO?SiO2高嶺石：A12（Si2O5）（OH）4AIR-2SiO2-2,O正長石：KA1SiO3不能寫成K2O?AIR-3SiO2，應寫成K??AIR-6SiO2二、氯及其化合物氯原子結構示意圖為 ，氯元素位于元素周期表中第三周期第VIIA族，氯原子最外電子層上有7個電子，在化學反應中很容易得到1個電子形成C1-,化學性質活潑，在自然界中沒游離態(tài)的氯，氯只以化合態(tài)存在（主要以氯化物和氯酸鹽）。1、氯氣（C12）：（1）物理性質：黃綠色有刺激性氣味有毒的氣體，密度比空氣大，易液化成液氯，易溶于水。（氯氣收集方法一向上排空氣法或者排飽和食鹽水；液氯為純凈物）（2）化學性質：氯氣化學性質非?；顫姡苋菀椎玫诫娮樱鲝娧趸瘎?，能與金屬、非金屬、水以及堿反應。①與金屬反應（將金屬氧化成最高正價）Na+C1點燃~===2NaC1點燃Na+C1點燃~===2NaC1點燃Cu+C1 CuC1點燃 ... +2HC1=FeC12+H2T,酸，是強氧化劑。）②與非金屬反應點燃Cl2+H2===2HC12Fe+3c12===2FeC13（+2HC1=FeC12+H2T,酸，是強氧化劑。）②與非金屬反應點燃Cl2+H2===2HC1鐵跟鹽酸反應生成FeC12，而鐵跟氯氣反應生成FeC13，這說明C12的氧化性強于鹽（氫氣在氯氣中燃燒現(xiàn)象：安靜地燃燒，發(fā)出蒼白色火焰）將H2和62混合后在點燃或光照條件下發(fā)生爆炸。燃燒定義：所有發(fā)光發(fā)熱的劇烈化學反應都叫做燃燒，不一定要有氧氣參加。③C12與水反應C12+H2O=HC1+HC1O 離子方程式：C12+H2O=H++C1-+HC1O將氯氣溶于水得到氯水（淺黃綠色），氯水含多種微粒，其中有H20、C12、HC10、C1-、h+、oh-（極少量，水微弱電離出來的）。氯水的性質取決于其組成的微粒：1）強氧化性：C12是新制氯水的主要成分，實驗室常用氯水代替氯氣，如氯水中的氯氣能與KI,KBr、FeC1『S02、Na2s03等物質反應。2）漂白、消毒性：氯水中的C12和HC10均有強氧化性，一般在應用其漂白和消毒時，應考慮HC10,HC10的強氧化性將有色物質氧化成無色物質，不可逆。3）酸性：氯水中含有HC1和HC10,故可被Na0H中和，鹽酸還可與NaHC03,CaC03等反應。光照 3 34）不穩(wěn)定性：HC10不穩(wěn)定光照易分解。2Hs口 2氏1刊之卞，因此久置氯水（淺黃綠色）會變成稀鹽酸（無色）失去漂白性。5）沉淀反應：加入AgN03溶液有白色沉淀生成（氯水中有C1-）o自來水也用氯水殺菌消毒，所以用自來水配制以下溶液如KI、KBr、FeC12、Na2s03、Na2c03、NaHC03.AgN03、Na0H等溶液會變質。④C12與堿液反應：與Na0H反應：C1+2Na0H=NaC1+NaC10+H0 C1+20H-=C1-+C10-+H02 2 2 2與Ca（0H）2溶液反應：2C12+2Ca（0H）2=Ca（C10）2+CaC12+2H20此反應用來制漂白粉，漂白粉的主要成分為Ca（C10）2和CaC12，有效成分為Ca（C10）2o漂白粉之所以具有漂白性，原因是：Ca（C10）2+C02+H20==CaC03J+2HC10生成的HC10具有漂白性；同樣，氯水也具有漂白性，因為氯水含HC10;NaC10同樣具有漂白性，發(fā)生反應2NaC10+C02+H20==Na-2c03+2HC10;干燥的氯氣不能使紅紙褪色，因為不能生成HC10,濕的氯氣能使紅紙褪色，因為氯氣發(fā)生下列反應C12+H20=HC1+HC10漂白粉久置空氣會失效（涉及兩個反應）：Ca（C10）2+C02+H20=CaC031+2HC10,光照2HC10 2HC1H^t,漂白粉變質會有CaC03存在，外觀上會結塊，久置空氣中的漂白粉加入濃鹽酸會有C02氣體生成，含C02和HC1雜質氣體。⑤氯氣的用途：制漂白粉、自來水殺菌消毒、農藥和某些有機物的原料等。2、C1-的檢驗：原理：根據(jù)C1-與Ag+反應生成不溶于酸的AgCl沉淀來檢驗C1-存在。方法：先加稀硝酸酸化溶液（排除C02-干擾）再滴加AgN0溶液，如有白色沉淀生成，則說明有C1-存在。三、硫及其化合物 3 31、硫元素的存在：硫元素最外層電子數(shù)為6個，化學性質較活潑，容易得到2個電子呈一2價或者與其他非金屬元素結合成呈+4價、+6價化合物。硫元素在自然界中既有游離態(tài)又有化合態(tài)。（如火山口中的硫

就以單質存在）2、硫單質:①物質性質：俗稱硫磺，淡黃色固體，不溶于水，熔點低。點燃②化學性質：S+O2===SO2（空氣中點燃淡藍色火焰，純氧中藍紫色）3、二氧化硫。02）（1）物理性質：無色、有刺激性氣味有毒的氣體，易溶于水，密度比空氣大，易液化。S02的制備：S02的制備：S+02點燃S02或Na2s03+H2S04=Na2s04+S02T+H20（3）化學性質:①S02能與水反應s02+h20=^h2s03（亞硫酸，中強酸）此反應為可逆反應?？赡娣磻x：在相同條件下，正逆方向同時進行的反應。（關鍵詞：相同條件下）②S02為酸性氧化物，是亞硫酸（H2s03）的酸酐，可與堿反應生成鹽和水。a、與Na0H溶液反應：S0（少量）+2Na0H=NaS0+H0 S0+20H-=S02-+H02 2 3 2 2 3 2S0（過量）+Na0H=NaHS0 S0+0H-=HS0-2 3 2 3b、與Ca（0H）2溶液反應:S020'量）+Ca（0H）2=CaS03J（白色）+H202S0J過量）+Ca（0H）2=Ca（HS0?2（可溶）對比C02與堿反應：嗎（少量）+Ca（0H）2=CaC03l（白色）+'02C02（過量）+Ca（0H）2=Ca（HC0?2（可溶）將S02逐漸通入Ca（0H）2溶液中先有白色沉淀生成，后沉淀消失，與C02逐漸通入Ca（0H）2溶液實驗現(xiàn)象相同，所以不能用石灰水來鑒別S02和C02。能使石灰水變渾濁的無色無味的氣體一定是二氧化碳，這說法是對的，因為S02是有刺激性氣味的氣體。③S02具有強還原性，能與強氧化劑（如酸性高鎰酸鉀溶液、氯氣、氧氣等）反應。S02能使酸性KMn04溶液、新制氯水褪色，顯示了S02的強還原性（不是S02的漂白性）。催化劑. 2 22S02-K）r ^2S03（催化劑：粉塵、五氧化二釩）S02+Cl2+2H20=H2s04+2HCl（將S02氣體和Cl2氣體混合后作用于有色溶液，漂白效果將大大減弱。）④S02的弱氧化性：如2H2S+S02=3S1+2H20（有黃色沉淀生成）⑤S0,的漂白性：S0,能使品紅溶液褪色，加熱會恢復原來的顏色。用此可以檢驗S0,的存在。S0 2 Cl 2 漂白的物質漂白某些有色物質使?jié)駶櫽猩镔|褪色原理與有色物質化合生成不穩(wěn)定的無色物質與水生成HCl0,HCl0具有漂白性，將有色物質氧化成無色物質加熱能恢復原色（無色物質分解）不能復原⑥S02的用途：漂白劑、殺菌消毒、生產硫酸等。4、硫酸小2sop（1）濃硫酸的物理性質：純的硫酸為無色油狀粘稠液體，能與水以任意比互溶（稀釋濃硫酸要規(guī)范操作：注酸入水且不斷攪拌）。質量分數(shù)為98%（或18.4mol/l）的硫酸為濃硫酸。不揮發(fā)，沸點高，密度比水大。（2）濃硫酸三大性質：吸水性、脫水性、強氧化性。①吸水性：濃硫酸可吸收結晶水、濕存水和氣體中的水蒸氣，可作干燥劑，可干燥h2、02、S02、C02等氣體.但不可以用來干燥NH3、口、HBr、HI、C2H五種氣體。②脫水性：能將有機物（蔗糖、棉花等）以水分子中H和0原子個數(shù)比2：1脫水，炭化變黑。③強氧化性：濃硫酸在加熱條件下顯示強氧化性（+5價硫體現(xiàn)了強氧化性），能與大多數(shù)金屬反應，也能與非金屬反應。10（i）與大多數(shù)金屬反應（如銅）：2H2SO4（濃）+Cu=△=CuSO4+2H2O+SO（此反應濃硫酸表現(xiàn)出酸性和強氧化性（ii）與非金屬反應（如C反應）：2H2sO4（濃）+C=△=CO2T+2H2O+SO2（此反應濃硫酸表現(xiàn)出強氧化性）注意：常溫下，F(xiàn)e、Al遇濃H2sO4或濃HNO3發(fā)生鈍化。濃硫酸的強氧化性使許多金屬能與它反應，但在常溫下，鋁和鐵遇濃硫酸時，因表面被濃硫酸氧化成一層致密氧化膜，這層氧化膜阻止了酸與內層金屬的進一步反應。這種現(xiàn)象叫金屬的鈍化。鋁和鐵也能被濃硝酸鈍化，所以，常溫下可以用鐵制或鋁制容器盛放濃硫酸和濃硝酸。3、硫酸的用途：干燥劑、化肥、炸藥、蓄電池、農藥、醫(yī)藥等。四、氮及其化合物1、氮的氧化物：NO和NO2高溫或放電 .一N2+O2========2NO,生成的一氧化氮很不穩(wěn)定：2NO+O2==2NO2一氧化氮：無色氣體，有毒，能與人血液中的血紅蛋白結合而使人中毒（與CO中毒原理相同），不溶于水。是空氣中的污染物。二氧化氮：紅棕色氣體（與溴蒸氣顏色相同又有刺激性氣味、有毒、易液化、易溶于水，并與水反應:3NO2+H2O=2HNO3+NO,此反應中NO2既是氧化劑又是還原劑。以上三個反應是“雷雨固氮”、“雷雨發(fā)莊稼”的反應。2、硝酸（HNO3）:（1）硝酸物理性質：純硝酸是無色、有刺激性氣味的油狀液體。低沸點（83℃）、易揮發(fā)，在空氣中遇水蒸氣呈白霧狀。98%以上的硝酸叫“發(fā)煙硝酸”，常用濃硝酸的質量分數(shù)為69%（2）硝酸的化學性質：具有一般殳酸的通性，稀硝酸遇紫色石蕊試液變紅色，濃硝酸遇紫色石蕊試液先變紅（H+作用）后褪色（濃硝酸的強氧化性）。用此實驗可證明濃硝酸的氧化性比稀硝酸強。濃硝酸和稀硝酸都是強氧化劑，能氧化大多數(shù)金屬，但不放出氫氣，通常濃硝酸產生NO2,稀硝酸產生NO,4n:①Cu+4HNO3（濃）=Cu（NO3）2+2NO2T+2H2O②3Cu+8HNO3（?。?3Cu（NO3）2+2NOT+4H2O反應①還原劑與氧化劑物質的量之比為1：2；反應②還原劑與氧化劑物質的量之比為3:2。常溫下，F(xiàn)e、Al遇濃H2sO4或濃HNO3發(fā)生鈍化，（說成不反應是不妥的），加熱時能發(fā)生反應：Fe+6HNO3（濃）Fe（NO3）3+3NO2T+3,O當溶液中有H+和NOj時，相當于溶液中含HNO3，此時，因為硝酸具有強氧化性，使得在酸性條件下NO-與具有強還原性的離子如S2-、Fe2+、SO2-、I-、Br-（通常是這幾種）因發(fā)生氧化還原反應而不能大3 3量共存。（有沉淀、氣體、難電離物生成是因發(fā)生復分解反應而不能大量共存。）3、氨氣（NH3）（1）氨氣的物理性質：無色氣體，有刺激性氣味、比空氣輕，易液化，極易溶于水,1體積水可以溶解700體積的氨氣（可做紅色噴泉實驗）。濃氨水易揮發(fā)出氨氣。（2）氨氣的化學性質：a.溶于水溶液呈弱堿性：NH+HO=NH?HO-NH++OH-32 32 4生成的一水合氨NH3?H2O是一種弱堿，很不穩(wěn)定，受熱會分解：NH3-H2O=△NH3T+H2O11氨氣或液氨溶于水得氨水，氨水的密度比水小，并且氨水濃度越大密度越小，計算氨水濃度時，溶質是NH3，而不是NH3?H2O。氨水中的微粒：HO、NH、NH-HO、NH+、OH-、H+（極少量，水微弱電離出來）。2 3 3 2 4噴泉實驗的原理：是利用氣體極易被一種液體吸收而形成壓強差，使氣體容器內壓強降低，外界大氣壓把液體壓入氣體容器內，在玻璃導管尖嘴處形成美麗的“噴泉”。噴泉實驗成功的關鍵：（1）氣體在吸收液中被吸收得既快又多，如州也、HCl、HBr、HI、NO2用水吸收，CO2、SO2，Cl2、H2S等用NaOH溶液吸收等。（2）裝置的氣密性要好。（3）燒瓶內的氣體純度要大。b.氨氣可以與酸反應生成鹽：①NH3+HCl=NH4cl ②NH3+HNO3=NH4NO3 ③2NH3+H2SO4=（NH4）2SO4因NH3溶于水呈堿性，所以可以用濕潤的紅色石蕊試紙檢驗氨氣的存在，因濃鹽酸有揮發(fā)性，所以也可以用蘸有濃鹽酸的玻璃棒靠近集氣瓶口，如果有大量白煙生成，可以證明有NH3存在。（3）氨氣的實驗室制法：（課本P88圖4—33）1）原理：銨鹽與堿共熱產生氨氣2）裝置特點：固+固-U氣體，與制O2相同。3）收集：向下排空氣法。4）驗滿：a.濕潤的紅色石蕊試紙（NH3是唯一能使?jié)駶櫟募t色石蕊試紙變藍的氣體）b.蘸濃鹽酸的玻璃棒（產生白煙）5）干燥：用堿石灰（NaOH與CaO的混合物）或生石灰在干燥管或U型管中干燥。不能用CaCl/P2O5.濃硫酸作干燥劑，因為NH3能與CaCl2反應生成CaCl2?8NH3。P。、濃硫酸均能與NH3反應，生成相應的鹽。所以NH3通常用堿石灰干燥。6）吸收：在試管口塞有一團濕的棉花其作用有兩個：一是減小氨氣與空氣的對流，方便收集氨氣；二是吸收多余的氨氣，防止污染空氣。（4）氨氣的用途：液氨易揮發(fā)，汽化過程中會吸收熱量，使得周圍環(huán)境溫度降低，因此，液氨可以作制冷劑。4、鐵鹽銨鹽均易溶于水，且都為白色晶體（很多化肥都是銨鹽）。（1）受熱易分解，放出氨氣：NH4cl=△NHJ+HClTNH4HCO3=△NHJ+\OT+CO2T（2）干燥的銨鹽能與堿固體混合加熱反應生成氨氣，利用這個性質可以制備氨氣：2NH4cl+Ca（OH）2 2NH3T+CaCl2+2H2O（3）NH+的檢驗：樣品加堿混合加熱，放出的氣體能使?jié)竦募t色石蕊試紙變藍，則證明該物質會有NH44+O12

高中化學必修2知識點歸納總結第一章物質結構元素周期律一、原子結構，-質子一、原子結構，-質子（Z個）｛原子核，L中子（N個）核外電子（Z個）注意：質量數(shù)（A）=質子數(shù)（Z）+中子數(shù)（N）原子序數(shù)二核電荷數(shù)二質子數(shù)二原子的核外電子數(shù)★熟背前20號元素，熟悉1?20號元素原子核外電子的排布:HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa.原子核外電子的排布規(guī)律：①電子總是盡先排布在能量最低的電子層里；②各電子層最多容納的電子數(shù)是2n2；③最外層電子數(shù)不超過8個冰層為最外層不超過2個），次外層不超過18個，倒數(shù)第三層電子數(shù)不超過32個。電子層：一（能量最低）二三四五六七對應表示符號：K LMNOPQ.元素、核素、同位素元素：具有相同核電荷數(shù)的同一類原子的總稱。核素：具有一定數(shù)目的質子和一定數(shù)目的中子的一種原子。同位素：質子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子互稱為同位素。（對于原子來說）二、元素周期表.編排原則：主族序數(shù)=原子最外層電子數(shù).結構特點：廠短周期元素周期表?周期（7個橫行）（7個周期）廠短周期元素周期表?周期（7個橫行）（7個周期）「第一周期第二周期L第三周期「第四周期第五周期第六周期I第七周期核外電子層數(shù)1234567元素種類2種元素8種元素8種元素18種元素18種元素32種元素未填滿（已有26種元素）、族,（18個縱行）"（16個族）主主族：IA?VIIA共7個主族副族：IIIB?VIIB、IB?IIB,共7個副族第VIII族：三個縱行，位于VIIB和IB之間I零族：稀有氣體三、元素周期律1.元素周期律：元素的性質（核外電子排布、原子半徑、主要化合價、金屬性、非金屬性）隨著核電荷數(shù)的遞增而呈周期性變化的規(guī)律。元素性質的周期性變化實質是元素原子核外電子排布的周期性變化的必然結果。2.同周期元素性質遞變規(guī)律第三周期元素11Na12Mg13A114Si15P16S17C118Ar（1）電子排布電子層數(shù)相同，最外層電子數(shù)依次增加 一（2）原子半徑原子半徑依次減小 （3）主要化合價+1+2+3+4—4+5—3+6—2+7—113

（4）金屬性、非金屬性金屬性減弱，非金屬性增加4（5）單質與水或酸置換難易冷水劇烈熱水與酸快與酸反應慢（6）氫化物的化學式SiH4PH3H2SHCl（7）與H2化合的難易由難到易 A（8）氫化物的穩(wěn)定性穩(wěn)定性增強 >（9）最高價氧化物的化學式Na2OMgOAl2O3SiO2P2O5SO3Cl2O7最高價（10）化學式NaOHMg(OH)2Al(OH)3H2SiO3H3PO4H2SO4HClO4氧化物對應水（11）酸堿性強堿中強堿兩性氫氧化物弱酸中強酸強酸很強的酸化物（12）變化規(guī)律堿性減弱，酸性增強 *第IA族堿金屬元素：LiNaKRbCsFr （Fr是金屬性最強的元素，位于周期表左下方）第VIIA族鹵族元素：FClBrIAt（F是非金屬性最強的元素，位于周期表右上方）★判斷元素金屬性和非金屬性強弱的方法：（1）金屬性強（弱）一一①單質與水或酸反應生成氫氣容易（難）；②氫氧化物堿性強（弱）；③相互置換反應（強制弱）Fe+CuSO4=FeSO4+Cu。（2）非金屬性強（弱）——①單質與氫氣易（難）反應；②生成的氫化物穩(wěn)定（不穩(wěn)定）③最高價氧化物的水化物（含氧酸）酸性強（弱）；④相互置換反應（強制弱）2NaBr+Cl2=2NaCl+Br2。（I）同周期比較：金屬性：Na>Mg>Al與酸或水反應：從易T難堿性：NaOH>Mg（OH）2>Al（OH）3非金屬性：SiVPVSVCl單質與氫氣反應：從難T易氫化物穩(wěn)定性：SiH4<PH3<H2S<HCl酸性（含氧酸）：H2SiO3<H3PO4<H2SO4<HClO4（II）同主族比較:金屬性：Li<Na<K<Rb<Cs（堿金屬元素）與酸或水反應：從難T易堿性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH非金屬性：F>Cl>Br>I（鹵族元素）單質與氫氣反應：從易T難氫化物穩(wěn)定：HF>HCl>HBr>HI（川）金屬性：Li<Na<K<Rb<Cs還原性（失電子能力）：Li<Na<K<Rb<Cs氧化性（得電子能力）：Li+>Na+>K+>Rb+>Cs+非金屬性：F>Cl>Br>I氧化性：F2>Cl2>Br2>I2還原性：F—<Cl—<Br—<I—酸性（無氧酸）：HF<HCl<HBr<HI比較粒子（包括原子、離子）半徑的方法：（1）先比較電子層數(shù)，電子層數(shù)多的半徑大。（2）電子層數(shù)相同時，再比較核電荷數(shù)，核電荷數(shù)多的半徑反而小。四、化學鍵化學鍵是相鄰兩個或多個原子間強烈的相互作用。1.離子鍵與共價鍵的比較鍵型離子鍵共價鍵概念陰陽離子結合成化合物的靜電作用叫離子鍵原子之間通過共用電子對所形成的相互作用叫做共價鍵成鍵方式通過得失電子達到穩(wěn)定結構通過形成共用電子對達到穩(wěn)定結構成鍵粒子陰、陽離子原子成鍵元素活潑金屬與活潑非金屬元素之間（特殊：NH4Cl、NH4NO3等銨鹽只由非金屬非金屬元素之間14元素組成，但含有離子鍵）離子化合物：由離子鍵構成的化合物叫做離子化合物。（一定有離子鍵，可能有共價鍵）共價化合物：原子間通過共用電子對形成分子的化合物叫做共價化合物。（只有共價鍵）「極性共價鍵（簡稱極性鍵）：由不同種原子形成，A-B型，如，H-Clo共價鍵］-非極性共價鍵（簡稱非極性鍵）：由同種原子形成，A-A型，如，Cl-Clo2.電子式：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構與表示共價鍵形成的物質的結構的不同點：（1）電荷：用電子式表示離子鍵形成的物質的結構需標出陽離子和陰離子的電荷；而表示共價鍵形成的物質的結構不能標電荷。（2）［］（方括號）：離子鍵形成的物質中的陰離子需用方括號括起來，而共價鍵形成的物質中不能用方括號。第二章化學反應與能量第一節(jié)化學能與熱能1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化。原因：當物質發(fā)生化學反應時，斷開反應物中的化學鍵要吸收能量，而形成生成物中的化學鍵要放出能量?；瘜W鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因。一個確定的化學反應在發(fā)生過程中是吸收能量還是放出能量，決定于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小。E反應物總能量＞E生成物總能量，為放熱反應。E反應物總能量VE生成物總能量，為吸熱反應。2、常見的放熱反應和吸熱反應常見的放熱反應：①所有的燃燒與緩慢氧化。②酸堿中和反應。③金屬與酸反應制取氫氣?！鳍艽蠖鄶?shù)化合反應（特殊：C+CO2 2CO是吸熱反應）?！鞒Ｒ姷奈鼰岱磻孩僖訡、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如：C（s）+H2O（g） CO（g）+H2（g）。②銨鹽和堿的反應如Ba（OH）2?8H2O+NH4C1=BaCl2+2NH3T+10H2O③大多數(shù)分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。3、能源的分類:形成條件利用歷史性質一次能源常規(guī)能源可再生資源水能、風能、生物質能不可再生資源煤、石油、天然氣等化石能源新能源可再生資源太陽能、風能、地熱能、潮汐能、氫能、沼氣不可再生資源核能二次能源（一次能源經過加工、轉化得到的能源稱為二次能源）電能（水電、火電、核電）、蒸汽、工業(yè)余熱、酒精、汽油、焦炭等［思考］一般說來，大多數(shù)化合反應是放熱反應，大多數(shù)分解反應是吸熱反應，放熱反應都不需要加熱，吸熱反應都需要加熱，這種說法對嗎？試舉例說明。點拔：這種說法不對。如C+O2=CO2的反應是放熱反應，但需要加熱，只是反應開始后不再需要加熱，反應放出的熱量可以使反應繼續(xù)下去。Ba（OH）2-8H2O與NH4Cl的反應是吸熱反應，但反應并不需要加熱。第二節(jié)化學能與電能1、化學能轉化為電能的方式:電能火電（火力發(fā)電）化學能T熱能T機械能一電能缺點：環(huán)境污染、低效（電力）原電池將化學能直接轉化為電能優(yōu)點：清潔、高效2、原電池原理（1）概念：把化學能直接轉化為電能的裝置叫做原電池。（2）原電池的工作原理：通過氧化還原反應（有電子的轉移）把化學能轉變?yōu)殡娔?。?）構成原電池的條件：（1）電極為導體且活潑性不同；（2）兩個電極接觸（導線連接或直接接觸）；（3）15兩個相互連接的電極插入電解質溶液構成閉合回路。(4)電極名稱及發(fā)生的反應：負極：較活潑的金屬作負極，負極發(fā)生氧化反應，電極反應式：較活潑金屬一ne—=金屬陽離子負極現(xiàn)象：負極溶解，負極質量減少。正極：較不活潑的金屬或石墨作正極，正極發(fā)生還原反應，電極反應式：溶液中陽離子+ne—=單質正極的現(xiàn)象：一般有氣體放出或正極質量增加。(5)原電池正負極的判斷方法：①依據(jù)原電池兩極的材料：較活潑的金屬作負極(K、Ca、Na太活潑，不能作電極)；較不活潑金屬或可導電非金屬(石墨)、氧化物(1^02)等作正極。②根據(jù)電流方向或電子流向：(外電路)的電流由正極流向負極；電子則由負極經外電路流向原電池的正極。③根據(jù)內電路離子的遷移方向：陽離子流向原電池正極，陰離子流向原電池負極。④根據(jù)原電池中的反應類型：負極：失電子，發(fā)生氧化反應，現(xiàn)象通常是電極本身消耗，質量減小。正極：得電子，發(fā)生還原反應，現(xiàn)象是常伴隨金屬的析出或H2的放出。(6)原電池電極反應的書寫方法：(i)原電池反應所依托的化學反應原理是氧化還原反應，負極反應是氧化反應，正極反應是還原反應。因此書寫電極反應的方法歸納如下：①寫出總反應方程式。 ②把總反應根據(jù)電子得失情況，分成氧化反應、還原反應。③氧化反應在負極發(fā)生，還原反應在正極發(fā)生，反應物和生成物對號入座，注意酸堿介質和水等參與反應。(ii)原電池的總反應式一般把正極和負極反應式相加而得。⑺原電池的應用：①加快化學反應速率，如粗鋅制氫氣速率比純鋅制氫氣快。②比較金屬活動性強弱。③設計原電池。④金屬的腐蝕。2、化學電源基本類型：①干電池：活潑金屬作負極，被腐蝕或消耗。如：Cu-Zn原電池、鋅鎰電池。②充電電池：兩極都參加反應的原電池，可充電循環(huán)使用。如鉛蓄電池、鋰電池和銀鋅電池等。③燃料電池：兩電極材料均為惰性電極，電極本身不發(fā)生反應，而是由引入到兩極上的物質發(fā)生反應，如H2、CH4燃料電池，其電解質溶液常為堿性試劑(KOH等)。第三節(jié)化學反應的速率和卜艮度1、化學反應的速率(1)概念：化學反應速率通常用單位時間內反應物濃度的減少量或生成物濃度的增加量(均取正值)來表示。|Ac(B)|An(B)計算公式：v(B)=△t=V?△t①單位：mol/(L?s)或mol/(L,min)②B為溶液或氣體，若B為固體或純液體不計算速率。③以上所表示的是平均速率，而不是瞬時速率。④重要規(guī)律：(i)速率比=方程式系數(shù)比(ii)變化量比=方程式系數(shù)比(2)影響化學反應速率的因素：內因：由參加反應的物質的結構和性質決定的(主要因素)。外因：①溫度：升高溫度，增大速率②催化劑：一般加快反應速率(正催化劑)16

③濃度：增加C反應物的濃度，增大速率（溶液或氣體才有濃度可言）④壓強：增大壓強，增大速率（適用于有氣體參加的反應）⑤其它因素：如光（射線）、固體的表面積（顆粒大?。?、反應物的狀態(tài)（溶劑）、原電池等也會改變化學反應速率。2、化學反應的限度——化學平衡（1）在一定條件下，當一個可逆反應進行到正向反應速率與逆向反應速率相等時，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這就是這個反應所能達到的限度，即化學平衡狀態(tài)。化學平衡的移動受到溫度、反應物濃度、壓強等因素的影響。催化劑只改變化學反應速率，對化學平衡無影響。在相同的條件下同時向正、逆兩個反應方向進行的反應叫做可逆反應。通常把由反應物向生成物進行的反應叫做正反應。而由生成物向反應物進行的反應叫做逆反應。在任何可逆反應中，正方應進行的同時，逆反應也在進行?？赡娣磻荒苓M行到底，即是說可逆反應無論進行到何種程度，任何物質（反應物和生成物）的物質的量都不可能為0。（2）化學平衡狀態(tài)的特征：逆、動、等、定、變。①逆：化學平衡研究的對象是可逆反應。②動：動態(tài)平衡，達到平衡狀態(tài)時，正逆反應仍在不斷進行。③等：達到平衡狀態(tài)時，正方應速率和逆反應速率相等，但不等于0。即vF=v逆十0。④定：達到平衡狀態(tài)時，各組分的濃度保持不變，各組成成分的含量保持一定。⑤變：當條件變化時，原平衡被破壞，在新的條件下會重新建立新的平衡。（3）判斷化學平衡狀態(tài)的標志：①VA（正方向）=丫4（逆方向）或nA（消耗）=nA（生成）（不同方向同一物質比較）②各組分濃度保持不變或百分含量不變③借助顏色不變判斷（有一種物質是有顏色的）④總物質的量或總體積或總壓強或平均相對分子質量不變（前提：反應前后氣體的總物質的量不相等的反應適用，即如對于反應xA+yBR^zC,x+y不z）第四章化學與可持續(xù)發(fā)展第一節(jié)開發(fā)利用金屬礦物和海水資源一、金屬礦物的開發(fā)利用1、金屬的存在：除了金、鉑等少數(shù)金屬外，絕大多數(shù)金屬