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
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
=
总
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
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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↓
△
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(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
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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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