高一化学基础知识笔记

点燃 点燃 高温 高中化学基础知识笔记

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

1、氧化反应 、还原反应

①氧化反应：物质得到氧的反应 H 2+O 2 === 2H 2O

②还原反应：物质失去氧的反应 H 2+CuO === Cu +H 2O

2、氧化还原反应：

一种物质被氧化，同时另一种物质被还原

有元素化合价降低的物质被还原

有化合价升高的物质被氧化 ①特征：有化合价升降，用来判断氧化还原反应

H 2+Cl 2

===2HCl (属于氧化还原反应)

②本质：有电子转移（得失、偏移） 3、

4、氧化还原反应中的电子转移方向和数目的表示

⑴双线桥

①箭头由反应物中的变价元素指向生成物中的相应元素

②在线上标出“失m x ne-”或得“m x ne-”（m 表示变价院子个数，n 表示一个原子化合价的变化的数目，mn 为1时，省去不写）

⑵单线桥

①在反应物中，箭头由化合价升高的元素指向化合价降低的元素

②在箭头上标出转移电子的总数

二、氧化剂、还原剂

氧化剂，得电子，化合价降低的物质

氧化剂是具有氧化性，使另一种物质被氧化而本身被还原，得电子化合价降低，即“得降还氧”（化剂）

还原剂是被氧化，得到的产物是氧化剂

在一个化学反应中，同一种元素的化合价既升又降的反应叫歧化反应 根据方程式判断氧化还原性的强弱（前强后弱）

氧化剂+还原剂 == 还原产物+氧化产物

第二节离子反应

在化学反应中，有离子参加的反应统称为离子反应

一、强电解质和弱电解质

1、电解质的定义：在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物

2、非电解质：在水溶液里或熔融状态下不能够导电的化合物

3、电解质的范围：酸、碱、盐、金属氧化物、水

4、非电解质的范围：非金属氧化物、大多数有机物、NH3

5、强弱电解质

①强电解质：在水溶液里或熔融状态下能够完全电离成离子的电解质，包括强酸、强碱、盐、少数活泼金属氧化物HCl NaCl KOH H2SO4

②弱电解质：在水溶液里或熔融状态下能部分电离成离子的电解质，包括弱酸、弱碱、部分金属氧化物、水CH3COOH NH3?H2O

导电能力的强弱用来判断溶液的浓稀的大小

6、电解质的电离

①强电解质的电离，完全电离，用“=”连接

②弱电解质的电离，部分电离，用“?”连接

③多元弱酸的电离（H的个数），分步电离，以第一步为主

④多远弱碱的电离，一步完成

强酸：H2SO4HNO3HCl HClO4HBr HI

强碱：NaOH KOH Ba(OH)2Ca(OH)2

二、离子反应

1、定义：在溶液中进行，至少有一种物质能写成离子形式的反应。

能写成离子形式的物质，可溶性强电解质（即强酸、强碱、可溶性盐）。凡含有Na+、k+、NH4+、NO3-、Cl-、SO42-六种离子的只有AgCl、BaSO4不容，不含以上六种离子的只有Ba(OH)2溶，其余均不溶，

微溶物：CaSO4、Ca(OH)2、MgCO3、Ag2SO4在反应物中作可溶（写成离子形式），在生成物中作沉淀（不写）。

2、离子反应的本质：反应物中有离子浓度减小

3、离子反应的表示方法——离子方程式

书写步骤：①正确写出反应的化学方程式斌配平

②把可溶性强电解质拆写成离子形式

③把等号两边相同的相同数目的离子消掉

4、中和反应的实质

①实质：酸中的H+与碱中的OH-结合生成H2O的反应，即H+ + OH- == H2O

点燃 ②离子方程式的意义：不仅表示一个反应，而且还能表示同一类型的反应

5、属于离子反应的氧化还原反应

①在溶液中进行置换反应

②强氧化剂（如HNO 3、H 2SO 4、Fe 3+、Cl 2、Br 2、酸性KMnO 4溶液）与强还原剂（如Fe 2+、SO 2、SO 32-、I-、S 2-）之间的反应

注：可溶性碳酸盐与强酸反应都满足 2H ++CO 32- == H 2O +CO 2↑

所有的强酸、强碱之间的反应不生成沉淀的都满足H + + OH- == H 2O

离子共存：同组离子间，不能相互反应（即不能结合生成气体、水、沉淀、不发生氧化还原反应）

第三节 化学反应中的能量变化

一、化学反应的本质：

有新物质生成，同时有热效应的产生（即有吸热、放热现象）

二、反应热

1、吸热反应：吸收热量的化学反应。典例NH 4Cl 与Ba(OH)2?8H 2O 的反应。吸热反应主要体现在反应条件为“加热”“高温”的反应上

2、放热反应：放出热量的化学反应（包括物质的燃烧、金属与酸的反应、中和反应等），反应条件为“点燃”的一般为放热反应。

3、燃料充分燃烧的条件：①有适当过量的空气 ②燃料与空气有足够大的接触面。

第二章 碱金属

锂(Li) 钠(Na) 钾(K) 铷(Rb) 铯(Cs) 钫(Fr)

第一节 钠

一、钠的性质

1、物理性质：银白色，有金属光泽，质较软，密度比水小，熔点低于100℃

2、化学性质：具有很强的还原性，是活泼金属

⑴与非金属反应

①与氧气反应 在空气中发生缓慢氧化 4Na +O 2 ==2Na 2O(白色固体)

在空气中燃烧2Na +O 2 === Na 2O 2（浅黄色固体）

②与氯气反应 2Na +Cl 2 == 2NaCl

③与硫反应 2Na +S==Na 2S （钠和硫的混合物可能发生爆炸）

浮：密度比水小

现象 熔：熔化成液态小球（熔点低，低于100℃）

⑵与水的反应 游：在水面上不停游动（有气体生成）

红：加酚酞试液的水变红（生成物显碱性）

方程式： 化学方程式：2Na +2H 2O == 2NaOH +H 2↑

离子方程式：

⑶与某些氧化物反应：4Na +3CO 2 == 2Na 2CO 3+C

注：钠与盐溶液反应时，先与水反应，生成NaOH 和H 2，然后看NaOH 是否与盐发生反应。

二、钠的存在与用途

1、元素的存在形态： 游离态（单质） 化合态（化合物或离子）

2、钠的存在：只能以化合态存在

点燃 点燃 点燃 3、钠的保存：少量金属钠保存在煤油中

4、用途：①制取过氧化钠 ②原子反应堆的导热剂 ③用来还原某些贵重金属 ④用在电光源上

第二节 钠的化合物

一、钠的氧化物

1、氧化钠（Na 2O ）：白色固体，是钠在空气中发生缓慢氧化而得到的产物，能与水反应。氧化钠不稳定，能与氧气继续反应生成过氧化钠。

2、过氧化钠：淡黄色固体，是钠燃烧的产物，其化学性质有①与水反应：Na 2O 2+2H 2O==4NaOH +O 2 ②与CO 2反应：2Na 2O 2+2CO 2 == 2Na 2CO 3+O 2 ③有漂白性

用途：呼吸面具的供氧剂。

二、碳酸钠和碳酸氢钠

1、碳酸钠：白色固体，常带有10个结晶水分子，为Na 2CO 3 ? 10H 2O ，易溶于水，其水溶液为碱性，俗名纯碱、苏打。

2、碳酸氢钠：白色细小晶体，易溶于水（但溶解性小于Na 2CO 3）

3、化学性质：①与酸反应 ②受热分解

③互换 Na 2CO 3 NaHCO 3 三、用途

1、Na 2CO 3：用于化工原料、造纸、制皂、纺织、制玻璃等

2、NaHCO 3：食品加工、发酵粉

第三节 碱金属元素

锂(Li) 钠(Na) 钾(K) 铷(Rb) 铯(Cs) 钫(Fr)

一、物理性质：

1、色态：均为银白色，有金属光泽的金属

2、密度：按由上到下的规律排列，其密度遵循由小到大的趋势，但钾钠反常。

3、熔沸点：由上到下依次降低。

二、原子结构

1、原子结构的共同点：最外层电子数目均为1，在化学反应过程中易失去一个电子形成+1价的阳离子。

2、原子结构的递变性：由上到下，电子层数依次增加，原子半径依次增大，对外层电子的吸引力逐渐减弱，电子越易失去，还原性越强。

三、化学性质： 4Li +O 2 === 2Li 2O

与氧气发生反应 2Na +O 2 === Na 2O 2

1、与非金属反应 K +O 2 === KO 2（超氧化钾）

Rb 、Cs 氧原子的个数比越来越大 与Cl 2、S 反应只有一种产物

2、与水反应：Li 与水反应较平稳，而K 与水反应有可能爆炸，Rb 、Cs 遇水就爆炸，均生成强碱（LiOH 是弱碱）ROH

四、焰色反应

1、焰色反应：用于检验元素（化合物固体、溶液、单质）

通入CO 2、加少量酸

△(固体)、加NaOH （溶液）

2、Na为黄色，K为紫色（透过蓝钴玻璃）

3、钴玻璃的作用：滤去黄色排除Na 的干扰

第三章物质的量

第一节物质的量

一、物质的量

1、定义：物质中所含一定数目“微粒集体”的多少物理量

微粒集体：0.012Kg12C中所含碳原子的数目（约为6.02x1023）

2、单位及符号：用“n”表示物质的量，单位：摩尔，用“mol”表示

3、用物质的量表示物质时，必须用化学符号表示1mol O

4、阿伏伽德罗常数

1mol任何粒子所含的粒子数，约6.02x1023

符号：N A 单位：mol-1

“粒子集体”的微粒数=12g12C所含的碳原子数目=1mol的微粒数=阿伏伽德罗常值≈6.02x1023个

n=N∕N A

二、摩尔质量

1、定义：单位物质的量的物质所具有的质量，当物质用摩尔为单位时，可定义为：1mol物质所具有的质量。

2、表示符号：M表示摩尔质量单位：g∕mol

3、摩尔质量的数值;与相对分子质量（或相对原子质量）的数值相同，但意义不同。

4、摩尔质量、物质的量、物质的质量之间的关系

N∕N A= n = m∕M

第二节气体摩尔体积

一、决定物质体积大小的主要因素

1、微粒的大小

2、微粒的数目

3

气体体积受着温度和压强的影响：即温度越高，微粒间隙越大，体积越大；压强越大，微粒间隙越小，体积越小。

4、在同温同压下，相同数目的气体分子所占的体积相同（阿伏伽德罗定律）

即V1∕V2 = n1∕n2= N1∕N2 （适用同温同压下的气体）

二、气体的摩尔体积

1、定义：单位物质的量的气体所占的体积（若物质的量的摩尔单位，可单理解为：1mol任何气体所占的体积）

2、表示符号：用Vm表示单位为：L∕mol

3、摩尔体积的适用范围：①任何温度和压强下，气体都有一个对应的摩尔体积②在标况下，气体的摩尔体积约为：22.4L∕mol

4、物质的量与气体体积的关系：

n =V∕V m V=V m?n=( m∕M)?Vm

若标准状况下的气体：ρ= m∕V=M∕22.4

相对密度：d=ρ1∕ρ 2 = M1∕M2

第三节物质的浓度

一、溶液

1、定义：一种或多种物质，分散在另一种物之理形成均一、稳定的混合物。

2、组成：溶质（分子、离子、特定组合NaCl、K2CO

3、CuSO

4、NH3等）和溶剂

3、量的关系：①溶解度：在一定温度下，溶解在100g水中达到饱和状态时的克数为该溶质在水中的溶解度a﹦溶质质量∕溶剂质量x100

②溶质的质量分数：溶质占溶液总量的百分分数

W= 溶质质量∕溶液质量x100%

二、物质的量浓度

1、定义：1L溶液中含有溶质的物质的量。

2、表示符号：用C表示单位为mol∕L

3、计算公式：C= n∕V n = V?ρ?W∕M

4、说明：①1L指溶液体积②物质的量浓度不受体积大小影响③溶质（可为分子、离子、特定组合）

三、一定物质的量浓度溶液的配制

1、仪器：天平或量筒、烧杯、玻璃棒、容量瓶、胶头滴管

2、实验步骤：①仪器的洗涤和容量瓶的检漏②计算③称量④溶解（溶解水不能超过容量瓶容积的一半）⑤移液（降至室温后在进行）⑥洗涤烧杯（洗液注入容量瓶）⑦震荡⑧定容⑨摇匀⑩贴标签

注：容量瓶标有：温度、刻度线、容量（必须指明容积是多少）

四、溶解度、溶质的质量分数、物质的量浓度之间的换算

1、溶质质量分数与物质的量浓度之间的换算

2、溶解度与物质的量浓度之间的换算

C= n∕V= (m∕M)∕m(aq )∕ρ)

3、已知物质的量浓度，求质量分数

W= m∕m(aq )x100%= n M∕m(aq )x100%= CVM∕m(aq)x100%

4、溶液的稀释与浓缩

稀释定律：溶质质量不变：m1w1 = m2w2

溶质物质的量不变：C1V1 = C2V2

第四章卤素

氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I) 砹(At)

第一节氯气

一、氯元素的结构和存在

1、原子、离子结构示意图：

Cl

Cl—：Cl—

△∕光照 △∕光照 点燃 点燃 点燃 △ △∕光照

2、在自然界中的存在：只以化合态存在。常用35Cl 37Cl

3、常见化合价：―1（主要）、﹢1、﹢3、﹢5、﹢7

二、氯气的性质

氯气是由两个氯原子结合成的双原子分子Cl 2。（双原子分子有：H 2、N 2、O 2、F 2、Br 2、Cl 2、I 2）

双原子分子与物质的状态无关，并不是气体特有。

1、物理性质：

①色味态：黄绿色有刺激性气味的气体 ②密度：比空气的大 ③溶解性：V H 2O ：V Cl 2 =1：2 ④特性：有毒，易液化（摩尔质量越大的气体越易液化）

2、化学性质： 具有强氧化性

①与金属反应：

Cu +Cl 2 === CuCl 2（棕黄色烟）烟是固体小颗粒，雾是液态小液滴

Fe +Cl 2 === FeCl 3（棕红色烟）

注：变价金属与氯气反应均生成高价产物

氯气与所有的金属反应都只显―1价

②与H 2反应：H 2+Cl 2 === 2HCl

现象：Ⅰ、苍白色火焰 Ⅱ、瓶口有白雾产生

注意：Ⅰ、纯净的氢气在氯气中安静燃烧 Ⅱ、氢气、氯气混合（光气），在点燃或光照时会发生爆炸 Ⅲ、HCl 溶于水的盐酸 ③与水反应：Cl 2+H 2O ===== HCl +HClO （弱酸，比碳酸还若，不能是酸碱指示剂变色）

Cl 2的水溶液叫氯水，其成分为：

三分子：H 2O 、Cl 2、HClO

四离子：Cl ˉ、ClO ˉ、OH ˉ、H ﹢

氯水的变化 颜色变化：放置时颜色逐渐变浅，最后消失

成分变化：次氯酸不稳定，受热或见光分解2HClO====2HCl +O 2

弱酸性：HClO H ﹢+ClO ‐

不稳定性：HClO ==== HCl +O 2↑ 漂白性：能使多种有色物质褪色，也能消毒杀菌

强氧化性：能使S 2‐、SO32‐、I ‐、Fe 2﹢、Br ‐氧化 2+2NaOH = NaCl +NaClO +H 2O

Cl 2+2Ca(OH)2 = CaCl 2+Ca(ClO)2+2H 2O （生产漂白粉） Ca(ClO)2+CO 2+H 2O = CaCO 3↓+HClO

漂粉精的主要成分：CaCl 2 、Ca(ClO)2的混合物，有效成分：Ca(ClO)2

三、氯气的实验室制法

制气→洗气→收集→尾气处理

1、制气：4HCl(浓)+MnO 2 == MnCl 2+2H 2O +Cl 2↑

16HCl(浓)+2KMnO 4 = 2MnCl 2+2KCl +5Cl 2↑

2、洗气：除HCl （排饱和食盐水），干燥（浓H 2SO 4）

3、收集：用向上排空气法收集Cl 2

检验Cl 2：用润湿的淀粉碘化钾试纸，试纸变蓝

检验Cl ‐：先加HNO 3（除去CO32ˉ 等），再加AgNO 3有白色沉淀

4、尾气处理：用NaOH 溶液吸收

第二节卤族元素

氟(F) 氯(Cl) 溴(Br) 碘(I) 砹(At)

一、结构

1、原子结构：

2、结构的相似性和递变性：

①相似性：最外层均为7个电子，易得1个电子形成带一个单位负电荷的阴离子（X‐）②递变性：随电荷数增加，电子层数依次增多，原子半径逐渐增大。

二、物理性质的递变性：

1、颜色：由浅到深

2、溶解性：由大到小

3、熔沸点：由高到低

4、密度：由大到小

三、化学性质

1、单质氧化性：由强到弱。所有的单质中，氟单质的氧化性最强

2、与H2反应：非金属与H2反应生成气态氢化物（金属不能发生次反应）。气态氢化物是判断非金属性（元素性质）或氧化性（物质的性质）强弱的重要依据：

①非金属性越强，气态氢化物越容易生成

②非金属性越强，气态氢化物越稳定

③非金属性越强，气态氢化物的水溶液酸性越强

3、与水的反应：2F2+2H2O = 4HF+O2

Cl2、Br2、I2：X2+H2O = HX+HXO

与碱反应：X2 + 2OH‐= X‐+ XO‐+ H2O

4、卤素单质间的置换反应

氧化性强的单质+还原性强的卤离子=氧化性弱的单质+还原性弱的单质如：Cl2+2NaBr = 2NaCl+Br2

氟在溶液中不能发生置换反应。氟没有正价，只有-1价。所有非金属元素都有正价。

5、溴和碘的特性：

①溴：唯一呈液态的非金属，极易挥发，有强烈的刺激性，常在液溴中加入少量水，以减小挥发，保存在密封的玻璃瓶中（水封），不能用橡胶等作瓶塞或盛装，应为溴有腐蚀性。

②碘：易升华，I2使淀粉变蓝。

6、卤化银

AgF AgCl AgBr AgI

白色固体淡黄色固体黄色固体

+H2O== HF+ AgOH↓(白色沉淀，不稳定)

2O+ Ag2O↓(黑色沉淀)

第三节物质的量在化学方程式计算中的应用

1、理论依据：在化学方程式中

①各物质的质量之比= 摩尔质量与计量系数的成绩之比

既不溶于水，也不溶于酸，均有感光性（遇光分解）

②物质的量之比= 计量系数之比

③气体体积之比= 计量系数之比

2、上下同单位，左右成比例

3、解题步骤：

①写出与题目有关的方程式

②列出已知和未知项的量得关系

③列出对应的已知、未知数

④列比例、计算结果⑤答

第五章物质结构元素周期律第一节原子结构

一、原子结构

1、原子的定义：原子是化学变化中最小的微粒

2、原子核（带正电）质子（1个质子带1

个单位正电荷）

原子中子（不带电）

电子（1个电子带1个单位负电荷）

原子质量主要集中在原子核上，电子的质量忽略不计，因此原子质量约等于离子的质量。

3、原子的表示方法：

用AZ R表示一个原子（R表示元素符号，A 表示质量数，Z表示质子数）

4、两个关系式：质量数（A）= 质子数（Z）+ 中子数（N）

核电荷数=质子数=核外电子数=原子序数

5、同位素：一种元素形成的不同的原子互称为同位素（或质子数相同，种子数不同的原子的互称）。

同素异形体：同一元素形成的不同的单质。

二、电子排布

1、核外电子的分层排布

①一个原子中没有能量完全相同的电子，能量低，离核近，根据能量不同形成以原子核为球心，电子与核之间距离为半径的同心体。

②核外电子分层排布，由里往外，依次为1、2 …7层，表示为：K、L、M、N、O、P、Q层。

③排布规律：

a、各电子层最多能排2n2个（n为1、2 …7）

b、最外层不能超过8个，次外层不能超过18个，倒数第三层不超过32个

c、电子总是由里往外排

2、原子、离子结构示意图

①原子结构示意图

（内外数目相等）

画法：

Ⅰ、理论基础：知道电子层数和最外层电子数

Ⅱ、第一第二列的画法，画比它少一个电子层的最后一种原子的结构，然后再其外面补上一层（层上有1—2个电子）

Ⅲ、第十三列及以后，直接按2n2画到列数的第三层，然后在由后面往前排

②离子结构示意图：

特点：最外层一定为稳定结构，且内外不相等

第二节元素周期律

一、最外层电子数目

1、同周期（电子层数相同）：1→8（失电子由易到难，得电子由难到易）

2、同主族：最外层电子数目相同

二、原子半径

1、同周期：原子半径依次减小

2、同主族：由上到下逐渐增大（电子层数越多，原子半径越大）

三、化合价

1、同周期：正价：+1→+7（氟无正价）

负价：‐4→‐1（金属无负价）

2、同主族：最高正价= 主族序数= 最外层电子数

负价= 最外层电子数―8

四、气态氢化物（只有非金属元素才能形成）

1、同周期：形成气态氢化物由难到易稳定性逐渐增强

2、同主族：由上到下，由易到难，稳定性由强到弱。

五、最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱

1、同周期：碱性逐渐减弱，酸性逐渐增强

2、同主族：碱性逐渐增强，酸性逐渐减弱

第三节元素周期表

一、定义：电子层数相同，按原子序数递增从做到右排为行（也叫周期），最外层电子数相同，按电子层数的递增从上到下排成列（也叫族）而得到的表格叫元素周期表。发明者：门捷列夫

二、周期表的结构

一二三为短周期，排有元素分别为2、8、8种周期（七个周期）四五六为长周期，排有元素分别为18、18、32种

七为不完全周期，排有元素目前为26种

周期表主族：7个，分别表示为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ(A) 族(18列副族：7个，分别表示为Ⅰ、Ⅱ、Ⅲ、Ⅳ、Ⅴ、Ⅵ、Ⅶ(B)

共分16族) 零族：1个，即为稀有气体

Ⅷ族：第8、9、10三列合为一个族称为Ⅷ族

三、周表的分区

1、金属元素位于周期表的左下方，其中左下角的钫（铯）金属性最强

2、非金属元素位于周期表的右上方，其中右上角的（除稀有气体外）氟非金属性最强；

3、在金属、非金属的梯形分解线两边的元素，有两性（多数是半岛体）

第四节化学键

一、离子键

1、化学键：相邻的原子之间强烈的相互作用

主要有：离子键、共价键、金属键三种

2、离子化合物的形成：通过得失电子形成阴阳离子，然后通过静电引力结合在一起。

3、离子键：阴阳离子间强烈的相互作用力。

4、电子式：用“?”“×”表示离子最外层电子的图示

⑴表示原子或离子的电子式

①原子电荷数≦4的，本身本身没有成对电子（最外层为2 的除外）

②简单离子：简单阳离子的电子式就是其离子符号；复杂阳离子和阴离子须用[ ] ，并在括号外标明所带电荷数

⑵化合物的电子式：原子个数少的写在中间，四周排上原子个数多的，相同的离子不能合写。

⑶用电子式表示化合物的形成的过程

二、共价键

1、定义：原子之间通过共用电子对所形成的相互作用

2、分类：①非极性键：同种原子形成的共价键②极性键：不同种原子形成的共价键

3、电子式的书写：①多原子单质②共价化合物的电子式③用电子式表示化合物的形成的过程

非金属与非金属之间形成的化合物称为共价化合物。

第六章氧族元素环境保护

第一节氧族元素

氧(O) 硫(S) 硒(Se) 碲(Te) 钋(Po)

一、氧族元素的递变规律

1、成员的名称、符号，在周期表中的位置

2、原子结构的异同，原子半径大小顺序

3、主要化合价：-2、+

4、+6

4、气态氢化物的化学式，稳定性顺序

H2O H2S H2Se H2Te

稳定性逐渐增强

5、最高价氧化物通式：RO3，对应的水化物通式：H2RO3，酸性由强到弱的顺序

氧族元素的非金属性比同周期的卤族元素弱，如：S < Cl

6、元素性质：由上到下，金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱

二、臭氧

1、结构式、分子式、电子式

2、物理性质：在常温长压下，淡蓝色有特殊臭味的气体，密度比氧气的大

3、化学性质：①不稳定性：2O3? 3O2 ②强氧化性：使湿润的KI淀粉试纸变蓝2KI+O3+H2O == I2+O2+2KOH Ag+O3 == Ag2O+O2 ③漂白性：其强氧化性使有色物质褪色，也能消毒杀菌

三、过氧化氢

1、结构式、分子式、电子式

2、物理性质：无色黏稠液体，水溶液俗称双氧水，呈弱酸性。

3、化学性质：①不稳定：H2O2 == H2O+O2 ②弱酸性：③强氧化性：能够氧化Fe2+、I‐等④还原性：能被强氧化剂KMnO4(H+)等所氧化

4、用途：可用作氧化剂、漂白剂、消毒剂、脱氯剂、火箭燃料等

四、硫化氢

1、物理性质：无色有臭鸡蛋气味的气体，有剧毒，大气污染物，能溶于水。

2、化学性质：①不稳定：H2S == H2+S ②可燃性：2H2S+3O2 == 2H2O+SO2(氧气充足，淡蓝色火焰) 2H2S+O2==2H2O+S (氧气不足) ③强还原性④二元弱酸，具有酸的通性。

第二节二氧化硫

一、性质

①色味态：无色有刺激性气味的有毒气体

1、物理性质②溶解性：易溶于水1：40

③特性：易液化，是空气污染物，是形成酸雨的主要成分

溶解性：NH3 > HCl > SO2 > Cl2> CO2> O2> N2、H2、CO

2、化学性质：

酸性氧化物：MgO、Na2O等

①氧化物的类型碱性氧化物：CO2、P2O5等

两性氧化物：Al2O3

不成盐氧化物：H2O、NO、CO、N2O

SO2+H2O == H2SO3 Array SO2+Na2O =Na2SO3只生成含氧酸盐

SO2+NaOH == Na2SO3+H2O

②还原性：2SO23SO3+H2O == H2SO4

H2SO4

标况下，SO3为无色晶体，通常状况下为无色液体，也是酸性氧化物，硫酸的酸

酐，有很强的吸水性。

O 2 O 2 H 2O

H 2O H 2O 加足量HCl 加BaCl 2 △ △ ③氧化性：2H 2S +SO 2==2H 2O +3S ↓

④漂白性：化合漂白，SO 2与有色物质化合成无色不稳定的物质而褪色。但加热后又恢复原来的颜色。

HClO 、H 2O 2、O 3有漂白性（氧化漂白，很稳定）

Na 2O 2、Cl 2能漂白

吸附漂白：木炭、活性炭、Al(OH)3胶体

二、SO 2对环境的危害

1、酸雨：PH<5.6的雨水称为酸雨。

2、产生：硫的氧化物(SO 2)，氮的氧化物(NO 2)，在空气中通过转化后溶于水而形成。 SO 2 _______ SO 3 _______ H 2SO 4 NO 2 _______ HNO 3 NO _______ NO 2 _______ HNO 3

3、污染源：① SO 2：含硫矿物燃料的燃烧；化工厂排放的废水 ② 汽车尾气；含氮动植物残体的燃烧与分解

4、危害：① 直接破坏植被 ② 使水体酸化，水生物死之 ③ 使土壤酸化 ④ 加快建筑设施的腐蚀。

5、环境保护：空气污染指数的项目：SO 2、NO 2和可吸入颗粒物等

第三节 硫酸

一、物理性质

1、色味态：无色无味的油状液体

2、密度：98%的浓H 2SO 4，密度为：1.84g ∕mol ，物质的量浓度为18.4mol ∕L

3、溶解性：与水以任意比互溶

4、特性：高沸点、强腐蚀

二、化学性质

1、稀H 2SO 4是二元强酸，具有酸的通性：与金属单质、金属氧化物（碱性氧化物）、碱、盐、指示剂等发生反应。

2、浓H 2SO 4的化学性质：

①吸水性（作干燥剂）：能把物质中已“H 2O ”形式存在的水分子吸取出来，使自身浓度降低。可干燥的气体有：O 2、H 2、N 2、CO 2，不能干燥的气体有：NH 3、H 2S 、 HI 、HBr 。

②脱水性：把含H 、O 元素的物质中的H 、O 原子按2:1的比例从分子中断裂下来，形成水，而物质因脱水而碳化。

③强氧化性（稀H 2SO 4无）：

Ⅰ、浓H 2SO 4（浓HNO 3）遇Fe 或Al 在常温下发生钝化；

Ⅱ、与金属不生成H 2而得到高价盐，体现出浓H 2SO 4的氧化性和酸性

2H 2SO 4(浓)+Cu == CuSO 4+SO 2↑+2H 2O ； Ⅲ、 与非金属C 、S 、P 反应只体现强氧化性2H 2SO 4(浓)+C==CO 2↑+SO 2↑+2H 2O ；

Ⅳ、与还原性化合物（H 2S 、FeO ）的反应。

三、硫酸根离子的检验

待测液 以除以CO32‐SO32‐Ag ﹢等 有白色沉淀 注：①必须先加HCl 酸化，以防Ag ﹢干扰；

②不能用HNO 3、Ba(NO 3)2它们会使SO32‐氧化为SO42‐

③若加HCl 时有沉淀，则静置后取上层清液加BaCl

高温 高温 高温 高温 点燃 高温 高温 点燃 点燃 第七章 碳族元素 无机非金属材料

第一节 碳族元素

一、碳族元素

1、成员：碳(C)、硅(Si)、锗(Ge)、锡(Sn)、铅(Pb)

2、结构的相似性、递变性：

相似性：最外层均为4个电子，化合价主要为：﹢2、﹢4

递变性：电子层数逐渐增多，原子半径逐渐增大，得电子能力减弱，非金属性减

弱。

3：性质递变规律的依据： ①生成难易：由易到难 RO

⑴氢化物 ②热稳定性：由上到下，逐渐减弱 ⑵氧化物 （RH 4） 由强到弱 ②RO 2（多为酸性氧化物） ⑶最高价氧化物对应水化物酸碱性强弱：

酸性随原子序数的递增而逐渐减弱

二、碳及其化合物

①化合价的分标：“0”为中间价，所以单质既有氧化性又有还原性，

但最稳定价为﹢4价，因此以还原性为主，最外层有4个电子，

1、碳单质 失都不容易，因此，碳单质有稳定性，主要形成共价化合物

②氧化性：C+2H 2 ==== CH 4 Ca+2C ==== CaC 2(离子化合物)

③还原性：C+O 2===CO 2 3C+2Fe 2O 3 === 4Fe+3CO 2↑

C+H 2O===CO ↑+ H 2↑

2、氧化物：

①CO 氧化性

还原性：比碳强，能与大多数金属氧化物和部分非金属氧化物反应：

3CO+Fe 2O 3 === 2Fe+3CO 2↑ CO+H 2O===CO 2↑+ H 2↑

无色无味气体，不能燃烧，一般也不支持燃烧，不能供给呼吸，可溶于

水（1:1）

②CO 2 酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性：与水、与碱、与碱性氧化物发生

反应

特性：2Mg+CO 2===2MgO+C 4Na+3CO 2===2Na 2CO 3+C

3性。

4、碳酸盐：Na 2CO 3、NaHCO 3、CaCO 3、Ca(HCO 3)2 …..

第二节 硅和二氧化硅

一、硅(Si)

晶体硅：灰黑色，有金属光泽，硬而脆的固体，熔沸点很高，硬度

1、物理性质 大，良好的半导体材料

无定形硅：黑色（深灰色的粉末固体）

2、存在：自然界中只有化合态，没有游离态

3、化学性质：

①还原性：Si+ O 2==SiO 2

高温 高温 高温 高温 高温 与HF 反应：Si+4HF==SiF 4+2H 2↑

②常温下 与F 2反应：Si+F 2==SiF 4

与NaOH 溶液反应：Si+2NaOH+H 2O==Na 2SiO 3+2H 2↑

③有极弱的氧化性：Si+H 2===SiH 4(硅烷)

4、制取：SiO 2+C===2CO ↑+Si(粗硅)

二、二氧化硅

1、自然界中的存在：石英、水晶、玛瑙、硅石

与水反应（但SiO 2不能生成酸）

2、化学性质 ①具有酸性氧化物的通性 与碱性氧化物反应生成含氧酸盐 与强碱反应生成盐和水

②能与某些盐反应：SiO 2+Na 2CO 3===Na 2CO 3+CO 2↑

SiO 2+CaCO 3==CaSiO 3+CO 2↑

硅酸是一种不溶于水的白色沉淀，化学是为H 2SiO 3，酸性比碳酸还弱，不能使指示剂变色。

3、硅和二氧化硅的用途

硅：制太阳能电池、半导体材料、制合金——硅钢（导磁性） 二氧化硅：制光导纤维、制光学仪器、装饰品

第三节 无机非金属材料

能源、信息、材料为当今世界的三大支柱

一、硅酸盐材料

1、水泥

生产材料：黏土、石灰、石膏

主要成分：3CaO ?SiO 2 2CaO ?SiO 2 3CaO ?Al 2O 3

2、玻璃

生产原料：纯碱、石灰、石英

原理：SiO 2+Na 2CO 3===Na 2CO 3+CO 2↑

SiO 2+CaCO 3==CaSiO 3+CO 2↑

3、陶瓷

二、新型无机非金属材料

特点：耐高温、抗腐蚀、高强度、具有生物、光学、电学特性

1、高温结构陶瓷

氧化铝（人造刚玉）Al 2O 3 氮化硅 Si 3N 4

2、光导纤维