化学笔记大全(一)

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(反应物) (实质) (表现) (反应类型) (生成物)

高中一年級化學筆記總結(上)

By :驗鈔機

第一章 化學反應及其能量變化

第一节 氧化还原反应

氧化剂???→?在反应中

得到电子??→?表现为

化合价降低??→?发生

还原反应????→?得到(生成)

还原产物

还原

???→?在反应中失去电子??→?表现为化合价升高??→?发生氧化反应????→?得到(生成)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==FeCl 2+H 2↑

由还原剂指向氧化产物,标明失xe —

2.单线桥法:由还原剂指向氧化剂,标明得失电子总数xe —

例:H 2+CuO==Cu+H 2O 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】

元素处于最高价态时,只有氧化性,如Fe 3+、Na +、H +

元素处于最低价态时,只有还原性,如S 2—、I —、Br —、Cl —

元素处于中间价态时,既有氧化性也有还原性,如Fe 2+、SO 2、Cl 2、CO 3.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

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①非金属单质:F 2、Cl 2、Br 2、I 2、O 2、S 等

②含有较高价态元素的物质:KMnO 4、K 2Cr 2O 7、KClO 3、HNO 3、MnO 2、H 2SO 4(浓) ③某些金属性较弱的高价态离子:Cu 2+、Fe 3+、Ag + 等 ④某些过氧化物:H 2O 2、Na 2O 2 等 2.常见还原剂

①所有金属单质:Fe 、Cu 、Ag 、Al 、Mg 、Zn 、Na 等

②非金属阴离子及低价化合物:Cl —、I —、Br —、S 2—

、CO 、SO 2、Na 2CO 3等 ③某些非金属单质及氢化物:H 2、C 、S 、H 2S 、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:3MnO 2+6KOH+KClO 3==3K 2MnO 4+KCl+3H 2O 2.不同物质相同元素之间的氧化还原反应(即归中反应) 例:KClO 3+6HCl==KCl+3Cl 2+3H 2O 3.相同物质不同元素之间的氧化还原反应 例:2KClO 3==2KCl+3O 2

4.相同物质相同元素的不同价态 例:5NH 4NO 3==2HNO 3+4N 2+9H 2O 5.相同物质相同元素同一价态(即歧化反应) 例:3Cl 2+6KOH==5KCl+KClO 3+H 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】

①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

②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 Au

2)根据非金属性判断

F Cl Br I (非金属性减弱)

③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】

④根据反应的条件判断

如下列三个反应方程式:

2KMnO 4+16HCl===2KCl+2MnCl 2+5Cl 2↑+8H 2O MnO 2+4HCl===MnCl 2+Cl 2↑+2H 2O O 2+4HCl===Cl 2↑+H 2O

☆结论:氧化性 KMnO 4>MnO 2>O 2 ☆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。

⑤根据氧化、还原的程度判断 如下列两个反应方程式:

3Cl 2+2Fe===2FeCl 3 S+Fe===FeS Fe :0价→+3价 0价→+2价 →→ 氧化性:Cl 2>S

⑥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)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

①一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;

②一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+Cl2I—>Fe2+>Br—

4.电子守恒规律及其应用

①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)。

②规律的应用

Ⅰ用于氧化还原反应的计算

基本思路:

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(△M①);1个(mol)还原剂化合价的变化值(△M②);

3)找出两个量:氧化剂的分子个数(物质的量)N①,还原剂的分子个数(物质的量)N②;

4)建立等式:N①×△M①== N②×△M②

Ⅱ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

①正确写出反应物和生成物;

②标出化合价发生了变化的元素的化合价;

③找出化合价的变化值;

④通过求最小公倍数使化合价升降总数相等;

⑤用观察法配平其他物质,并进行检验。

B.零价配平法

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+ NO2

C.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

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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(NH 3、PH 3) 3.常见的强电解质和弱电解质 ①强电解质

强酸:HCl 、H 2SO 4、HNO 3、HI 、HBr 、HClO 3、HClO 4、HIO 3、HIO 4 强碱:NaOH 、KOH 、Ca(OH)2、Ba(OH)2

绝大多数盐:NaCl 、NaHCO 3、NH 4Cl 〖Pb(CH 3COO)2除外〗 活泼金属的氧化物:Na 2O 、Al 2O 3、MgO ②弱电解质

弱酸:H 2CO 3、CH 3COOH 、HClO 、HF 、H 2S 、H 2SO 3、H 3PO 4、H 2SiO 3 弱碱:NH 3·H 2O ,所有不溶性的碱 其他:H 2O 4.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 — NaHCO 3==Na ++HCO 3—

NaHSO 4==Na ++H ++SO 42—(水溶液) NaHSO 4==Na ++HSO 4—

3)弱电解质的电离:部分电离,用“ ”连接

例:H 2CO 3 H + + HCO 3—,HCO 3— H + + CO 32—

【多元弱酸电离应分步写】

Al(OH)3 Al 3+ + 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件

①复分解反应型(离子互换型) 如:CuSO 4+BaCl 2==CaCl 2+BaSO 4↓ Ba 2++SO 42—

==BaSO 4↓ 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 ②氧化还原反应型:遵循强弱规律 如:Zn+HCl==ZnCl 2+H 2↑ Zn+2H +==Zn 2++H 2↑ 4.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:①体现了离子反应的实质;②体现了化学反应的质量守恒、电荷守恒;③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 ①正确写出化学式

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②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③④

③删去方程式两边相同的离子 ④检查电荷、质量是否守恒 三、常见离子的检验

?

????????

?反应后:均保留化学式

通入石灰乳

少量浊液:保留化学式。如通入石灰水如少量澄清液:拆写成离子。反应前22CO CO

五、有关过量问题

1.氧化还原反应中,已知还原性:I —

>Fe 2+>Br —

①在FeI 2溶液中通入少量Cl 2 ②在FeI 2溶液中通入过量Cl 2 ③在FeBr 2溶液中通入少量Cl 2 ④在FeBr 2溶液中通入过量Cl 2 ⑤当FeBr 2溶液中有一半Br —

变成Br 2时 2.CO 2(或SO 2)通入Ca(OH)2

①将少量的CO 2(或SO 2)通入Ca(OH)2溶液中 ②将过量的CO 2(或SO 2)通入Ca(OH)2溶液中 3.酸式盐与碱的反应

①在NaHCO 3溶液中滴入少量的Ca(OH)2溶液 ②在NaHCO 3溶液中滴入过量的Ca(OH)2溶液 ③在NaHSO 4溶液中滴入Ba(OH)2溶液至中性 ,

继续滴加Ba(OH)2溶液至过量。

④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

①离子间生成沉淀、气体或弱电解质时,不能共存

②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)

③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+

④酸性溶液中氢氧根、弱碱根、弱酸根和弱酸酸式根不能存在

如:

⑤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:

⑥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

①放热反应:反应中向外界体系放出热量的反应。

②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

(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==2CO2

B.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:

①不可再生能源:煤、石油、天然气、太阳能;②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:①燃烧时要有适当过量的空气;②燃料与空气要有足够大的接触面。

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第二章鹼金屬

第一节钠

一、钠的物理性质

银白色,质软,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

①钠与氧气反应:

4Na+O2==2Na2O (白色固体)

2Na2O+O2==== Na2O2

4Na+2O2== 2Na2O2 (淡黄色粉末;现象:黄色火焰,产生黄色的烟)

②钠与氯气反应:Cl2+2Na==2NaCl (现象:黄色火焰,产生白烟)

③钠与硫单质反应:2Na+S==Na2S(爆炸)

④钠与氢气反应:2Na+H2==2NaH

2.与水反应

(1)反应原理:2Na+2H2O==2NaOH+H2↑

(2

3

①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:

②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:

①用来制取过氧化钠等化合物

②钠和钾的合金在常温下呈液态,是原子反应堆的导热剂

③利用其还原性冶炼金属(钛、锆、铌等)

④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↑

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第二节钠的化合物

①做供氧剂:2Na2O2+2CO2==2Na2CO3+O2(潜水艇制氧原理)

②做强氧化剂:Na2O2+SO2==Na2SO4Na2O2+SO32—+H2O==2Na++SO42—+2OH—

③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:①碱+弱碱盐==弱碱+强碱盐,如:NaOH+NH4Cl==NaCl+NH3·H2O

②碱+酸式盐==正盐+水,如:NaOH+NaHCO3==Na2CO3+H2O

3.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。

☆◇☆碳酸钠和碳酸氢钠的鉴别

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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:①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;

②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)

一、碱金属的物理性质

相似性:①颜色:银白色(除铯略带金色光泽)②硬度:质软,取用时用小刀即可切取

递变性:①密度:锂<钾<钠<铷<铯②熔沸点:锂>钠>钾>铷>铯

②不同点:电子层数逐渐增多,原子半径逐渐增大

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

第三章物質的量

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:①“物质的量”是一个整体名词,不可分开;②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:n

3.单位:摩尔,简称摩,符号为mol

4.一摩尔的规定: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:6.02×1023

2.符号:N A

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3.微粒数(N )、物质的量(n )与阿伏加德罗常数(N A )之间的关系 n=

A

N N

N=n ×N A N A =n N

4.注意:用摩尔表示物质的量时,应该用化学式指明粒子的种类,如0.5mol O 、1.2mol H 2O

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M

2.单位:g/mol 或g ·mol —

1

3.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=

n m m=M ×n n=M

m

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

①微粒数目的多少(由物质的量决定)

②微粒本身的大小(气体物质忽略本身的大小) ③微粒之间的距离 二、气体摩尔体积(V m )

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:V m

3.单位:L/mol 或L ·mol —

1

4.气体摩尔体积(V m )与物质的量(n )、气体体积(V )之间的关系

V m =

n V V=n ×V m n=m

V V

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 如右图:

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2)可以求标准状况下气体的密度: )

/(4.22)

/(m ol L m ol g M =ρ(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: ①同温同压下,气体体积之比等于物质的量之比:

2

1

21n n V V = ②同温等体积条件下,气体的压强与物质的量成正比:

2121

n n P P = ③同温同压等体积条件下,气体质量与摩尔质量成正比:

21

21M M m m =

④同温同压等质量条件下,气体体积与摩尔质量成反比:

1

2

21M M V V =

⑤同温同压条件下,气体密度与摩尔质量成正比:

2

121

M M =ρρ==D 1→2(1对于2的相对密度)

五、平均摩尔质量( )

=

总n m =~~~~~~

321321++++++n n n m m m

推导:由于 m 1=n 1×M 1 m 2=n 2×M 2 m 3=n 3×M 3 ~~~ 所以: =

~~~

~~~

321332211++++++n n n M n M n M n

=

n M n M n M n ~~~

332211+++

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(若是气体组分可以是体积分数)

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六、十字交叉法原理

若用A 、B 表示混合物中的两种组分,用n A 、n B 分别表示A 、B 两组分的物质的量,M A 、M B 分别表示A 、B 两组分的摩尔质量,用 表示它们的平均摩尔质量,这有如下关系图:(假设M A >M B )

A n A M

A

—M B

B n B M B M A —

即有如下关系:

B

A

n n = 第三节 物质的量浓度

一、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的多少,叫做物质的量浓度。

2.表示法(定义式):V

n C B

B =

3.单位:mol/L 或mol ·L —

1 4.与其他的量之间的关系 ①与质量分数(ω)的关系: ②稀释公式:C 前×V 前=C 后×V 后 ③与溶解度(S )的关系 5.气体溶解度相关知识

①定义:在标况下,一体积的水中溶解的气体的体积。

②与物质的量浓度的关系:C=V

M 104.2210V B 3

3

?+??ρ 二、一定物质的量浓度的溶液的配制

1.实验目的:配制500mL ,0.4mol/L 的氯化钠溶液

2.实验器材及用品:托盘天平、烧杯、玻璃棒、容量瓶(500mL )、胶头滴管 3.实验步骤:计算—称量—溶解—冷却—转移—洗涤—定容—摇匀—装瓶 4.实验误差分析 ①称量误差:(1)物质和砝码放反了→偏小

(2)易潮解的物质直接放在纸上称量→偏小

(3)量取液体时俯视读数→偏小;仰视读数→偏大

②溶解误差:(1)溶液溅出烧杯→偏小(2)溶解时的热效应:放热→偏大;吸热→偏小 ③转移误差:转移过程中溶质损失→偏小

④洗涤误差:未洗涤烧杯和玻璃棒或洗涤液未倒入容量瓶→偏小 ⑤定容误差:俯视读数→偏大;仰视读数→偏小 ⑥摇匀误差:摇匀后液面低于刻度线时加水→偏小

第四章鹵素

第一节氯气

一、氯气的物理性质

①氯气是一种黄绿色、具有刺激性气味的有毒气体

②标准状况下的密度为3.17g/L,比空气的密度大

③氯气易液化(-34.6℃)

④氯气能溶于水,一体积的水能溶解约两体积的氯气

二、氯气的化学性质

1.与金属反应

Cl2+Cu点燃CuCl2 (现象:产生棕黄色的烟;CuCl2溶于水呈绿色)

3Cl2+2Fe点燃2FeCl3(现象:产生棕色的烟;FeCl3溶于水呈黄色)

Cl2+2Na点燃2NaCl(现象:黄色的火焰,产生白色的烟)

规律:氯气能够与绝大多数金属反应,金属若有变价,则一般生成高价氯化物。

2.与非金属反应

(1)3Cl2 +2P点燃2PCl3 (氯气少量)Cl2+PCl3点燃PCl5(氯气过量)

(2)Cl2+H2点燃2HCl(H2安静燃烧,产生苍白色火焰,瓶口出现白雾)

Cl2+H2==2HCl(爆炸)

3.与水反应:Cl2+H2O==HCl+HClO

拓展:

(1)关于氯水

①定义:氯水是指氯气的水溶液

②成分:a、新制氯水:Cl2、H2O、HClO、Cl―、H+、ClO―

b、久置氯水:H2O、H+、Cl―

③氯水的作用:a、提供Cl2做氧化剂:

b、提供Cl―,与Ag+反应:Cl―+ Ag+==AgCl↓

c、提供H+、HClO起酸性作用和漂白作用→向氯水中滴加紫色石蕊试剂,先变成红色(H+),后褪色(HClO)

(2)关于次氯酸(HClO)

A.次氯酸是极弱的酸,其酸性小于碳酸(H2CO3)

B.次氯酸是氧化性极强的酸,具有强的漂白性,也用于杀菌消毒

C.次氯酸不稳定,易分解,光照下加速分解:2HClO==2HCl+O2↑

(3)关于漂白原理

高一化学笔记总结大全(上)第13页

4.与碱反应

(1)与NaOH:Cl2+2NaOH===NaCl+NaClO+H2O(常温)(2)与KOH:Cl2+6KOH(浓) 5KCl+KClO3+3H2O (3)与Ca(OH)2:2Cl2+2Ca(OH)2==CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O ☆通式:氯气+碱==次氯酸盐+金属氯化物+水(常温)5.关于漂白粉(漂粉精)

(1)制取原理:2Cl2+2Ca(OH)2==CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O (2)成分:CaCl2、Ca(ClO)2,有效成分:Ca(ClO)2

(3)起漂白作用的原理:

Ca(ClO)2+H2O+ CO2(少量)== CaCO3↓+2 HClO

Ca(ClO)2+2H2O+ 2CO2(过量)== Ca(HCO3)2↓+2 HClO 6.氯气的制取

Ⅰ工业制法:2NaCl+2H2O电解2NaOH+H2↑+Cl2↑

Ⅱ实验室制法

①原理:4HCl+MnO4△

2

+Cl2↑+2H2O

(其他:2KMnO4+16HCl==2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O

KClO3+6HCl==KCl+3Cl2+3H2O )

②实验装置:

MnO

饱和NaCl溶液浓H2SO4 NaOH溶液

③各部分的作用

饱和NaCl溶液:除去Cl2中的HCl

浓硫酸:除去Cl2中的水蒸气氢氧化钠溶液:处理尾气,防止环境污染

④氯气的验满:

(1)用湿润的淀粉KI试纸放在瓶口,若试纸变蓝,则证明已满

(2)用蘸有浓氨水的玻璃棒置于瓶口,若有白烟生成,则证明已满

原理:Cl2+2KI==2KCl+I2;8NH3+3Cl2==N2+6NH4Cl

7.氯离子的检验

(1)原理:Cl-+Ag+==AgCl↓

高一化学笔记总结大全(上)第14页

(2)方法:先向试样中加入稀硝酸,再滴加AgNO3

(3)结论:若产生白色的、不溶于稀硝酸的沉淀,则证明试样中含有氯离子。

第二节卤族元素

卤族元素包括:氟(F)、氯(Cl)、溴(Br)、碘(I)

一、原子结构

1.相同点:最外层电子数为7,容易得到一个电子达到平衡

2.递变性:由F→I,原子半径、离子半径增大;得电子能力、非金属性逐渐减弱二、卤素单质的物理性质

1.递变性

2.特性

Ⅰ、Br2的特性

(1)Br2是唯一一种在常温下是液态的非金属单质

(2)Br2极易挥发,应该用棕色的带有磨口玻璃塞的玻璃试剂瓶保存,并进行水封(3)Br2能溶于水,溶液呈橙色;溴蒸气为红棕色

Ⅱ、I2的特性:易升华,碘蒸气为紫色

补充内容:

◇☆◇萃取

(1)定义:用一种溶剂把溶质从另一种溶剂中提取出来的操作

(2)萃取的条件:

①溶质在萃取液中的溶解度要远远大于在原溶剂总的溶解度

②萃取剂与原溶剂不反应,不互溶;与溶质不反应

三、卤素单质的化学性质

1.与金属单质反应

规律:卤素单质与金属反应,若金属有变价,除I2外均可将其氧化成最高价态。

I2+Fe △

FeI23Cl2+2Fe点燃2FeCl33Br2+2Fe

2FeBr3

高一化学笔记总结大全(上)第15页

高一化学笔记总结大全(上) 第16页

2.与氢气反应

F 2+H 2==2HF (阴暗处发生爆炸)

Cl 2+H 2 2HCl (光照爆炸) Br 2+H 2 2HBr (高温反应)

I 2+H 2 2HI (持续加热才反应) 结论:由F 2→I 2,与氢气反应越来越困难 由F 2→I 2,非金属性越来越弱 稳定性:HF >HCl >HBr >HI 3.与水反应

2F 2+2H 2O==4HF+O 2

X 2+H 2O==HX+HXO (X=Cl 、Br 、I ) 规律:由F 2→I 2,与水反应越来越弱 4.与碱反应 (1)F 2:

2F 2+2NaOH==2NaF+OF 2+H 2O (2)其他:

常温:X 2+2OH ―==X ―+XO ―

+H 2O

加热:3X 2+6OH

5X ―+XO 3―

+3H 2O

(X=Cl 、Br 、I )

5.卤素单质之间的置换 Cl 2+2KBr==2KCl+Br 2 Cl 2+2NaI==2NaCl+I 2

(5Cl 2+I 2+6H 2O==2HIO 3+10HCl ) Br 2+2KI==2KBr+I 2

→→氧化性:F 2>Cl 2>Br 2>I 2

还原性:F ―<Cl ―<Br ―<I ―

四、常见的卤化物

1.卤化氢:HF 、HCl 、HBr 、HI

①特征:均为无色,有刺激性气味的气体 ②都极易溶于水,在空气中形成白雾 ③稳定性:HF >HCl >HBr >HI ④还原性:HF <HCl <HBr <HI ⑤熔沸点:HF >HI >HBr >HCl

⑥水溶液的酸性:HF(弱酸)<HCl <HBr <HI

⑦HF 特性:有毒;能腐蚀玻璃(不能用玻璃试剂瓶存放) (与玻璃反应原理:4HF+SiO 2==SiF 4↑+2H 2O )

光照

500℃

3.卤素互化物:ICl、IBr、BrF3等

4.拟卤素:(CN)2、(SCN)2、(OCN)2

【化学性质与卤素单质相似】

The End

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