高一化学基本知识和规律总结和提高.doc

9高一化学基本知识和规律总结和提高唐荣德一、氧化还原反应1氧化还原反应的实质是电子转移(得失或偏移)，外部特征是有元素的化合价发生变化，因此可用有无元素化合价变化来判断是否是氧化还原反应。 2两顺两反两关系氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。氧化剂被还原，还原剂被氧化。 3两等量。这是区别于一般化学方程式的一个显著特征。 元素化合价升高总数元素化合价降低总数。化合价升降配平法。 元素被氧化所失去电子总数元素被还原所得到电子总数(得失电子规律)。电子得失法配平法。4歧化反应：同一物质的同一价态的同种元素发生的氧化还原反应。(三同)特点：氧化剂和还原剂是同一种物质。5归中反应：同种元素的高价态和低价态作用转变为中间价态的反应。归中原则：某些不同价态的同种元素之间，如果是相邻价态的，不能发生氧化还原反应；如果是不相邻价态的，则在一定条件下，可以发生氧化还原反应。特点：氧化产物和还原产物是同一种物质。6与基本反应类型的关系：置换反应一定是氧化还原反应，复分解反应一定不是氧化还原反应，有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应，有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应。7氧化产物：还原剂被氧化所生成的产物；具有氧化性，是逆反应的氧化剂。还原产物：氧化剂被还原所生成的产物，具有还原性，是逆反应的还原剂。氧化产物和还原产物都是生成物，在化学方程式右边找。 8规律(1) 表现性质规律： 处于最高价态的元素只可能表现出氧化性，处于最低价态的元素只可能表现出还原性，处于中间价态的元素可能既表现出氧化性，又表现出还原性。 一种元素若有几种化合物，含该元素高价态的物质可作氧化剂，含该元素低价态的物质可作还原剂，含中间价态的物质既可作氧化剂又可作还原剂。升失氧，降得还，若说性，恰相反；高价氧化低价还，中间价态两边转。如：H2SSSO2HSO4 金属单质只具有还原性，金属阳离子具有氧化性。非金属单质具有氧化性和还原性，其单核阴离子(如Br- )只具有还原性。(2) 对于单质及离子而言 金属原子、简单的非金属阴离子具有还原性；活泼非金属原子、金属阳离子具有氧化性。 有些非金属单质具有还原性，如C、H2。 某些含氧酸根离子具有强氧化性，如、ClO等。某些含氧酸根离子在酸性条件下具有强氧化性，如。 对单质而言，一般来说，金属性与还原性一致，都为失电子性；非金属性与氧化性一致，都为得电子性。但二者并不等同，如C、S、N2等具有还原性和氧化性，C的还原性更显著些，但无金属性。(3) 价态归中规律 中间价态理论：两种含有高低价态的同种元素的物质，只有当这种元素有中间价态时，才可能起反应；而且，元素的高低价态变化的结果是生成该元素的中间价态。 只相撞，不交叉。 (4) 即能作氧化剂又能作还原剂的物质： 含有中间价态元素的物质 含有一可升高价态元素和一可降低价态元素的物质9氧化性和还原性强弱的比较(1) 氧化能力、还原能力的大小不取决于得失电子数目的多少，而取决于得失电子的难易。(2) 具体判断的方法有： 性质强弱规律：两强两弱氧化性：氧化剂氧化产物还原剂；还原性：还原剂还原产物氧化剂。 从单质的活泼性考虑：越活泼的金属还原性越强，越活泼的非金属氧化性越强。越活泼的非金属，其氧化性越强，对应的简单阴离子的还原性越弱。 强氧化剂 弱还原剂 氧化性逐渐增强F Cl Br I SF Cl Br I S2 还原性逐渐增强越活泼的金属，其还原性越强，它对应的金属阳离子的氧化性越弱。 强还原剂 弱氧化剂 还原性逐渐增强K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt AuK+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ Sn2+ Pb2+ (H) Cu2+ Hg2+ Ag+ 氧化性逐渐增强注意：(A) 活动顺序表中Fe的阳离子是Fe2+，这是置换反应的结果。Fe3+具有较强的氧化性，如：Cl2Fe3+I2。(B) 反应规律是：上左下右可反应，隔之越远越易行。 反应条件比较：温度、浓度。如浓、稀硝酸与Cu反应。MnO24HCl(浓) MnCl2Cl22H2O 2KMnO416HCl(浓)2KCl2MnCl25Cl28H2O 氧化性：KMnO4MnO2。 Cu2H2SO4(浓)CuSO42H2OSO2，Cu与稀H2SO4不反应， 氧化性：浓H2SO4稀H2SO4(3) H+ 氧化性比正价非金属元素(含氧酸中的成酸元素)的氧化性弱。如：Zn2H+ (稀硫酸)Zn2+ H2 Zn2H2SO4(浓硫酸)ZnSO4SO22H2O因此，常说的氧化性酸是指成酸元素具有氧化性的酸，氧化性酸的氧化性是成酸元素的氧化性，而非H+ 的氧化性。故非氧化性酸也有氧化性，那是H+的氧化性。10化合价升降数的算法：同号相加，异号相减(指数字，不管符号)。即：负变正，正变负，数字相加就算数。例如，H2S变为H2SO4，S从2价上升为6价，符号相反，只需把数字加起来就是了：268，即升高8价。11部分氧化部分还原的计算 2 mol 反应16 mol 还原10 mol 5 mol 10 mol e- 1 mol反应4 mol 被氧化2 mol 1 mol 2 mol e-二、离子反应和离子方程式1电解质和非电解质：从实质上看，在水溶液中或熔化状态下能直接电离出离子的化合物才是电解质，不能或间接电离出离子的化合物是非电解质。电解质和非电解质的区别在于能否直接电离出离子(质的差异)，而强电解质和弱电解质的区别在于电离程度的大小(量的差异)。前者的范围为水溶液或熔化状态，而后者的范围仅有水溶液。非电解质：绝大多数有机物、气态氧化物、一些非金属氢化物(如NH3)。电解质：酸、碱、盐、金属氧化物、水。强电解质：强碱、强酸和大多数盐。弱电解质：弱酸、弱碱和水。因此，能导电的物质不一定是电解质或强电解质，能溶于水的物质也不一定是电解质或强电解质。2书写或判断离子方程式的原则： (1) 客观性原理：反应的生成物必须正确。这是书写化学方程式必须遵守的基本原则。如铁与稀盐酸反应，写成Fe2H+Fe3+H2就错了，因为该反应只能生成Fe2+。由于中学化学里讲的是水溶液中的离子反应， 故不在水溶液里进行的反应不能写离子方程式。如铜与浓硫酸的反应，浓硫酸中水只有约2，硫酸大部分都未电离，得到的硫酸铜也不是处于溶解电离状态，不能写成离子方程式。同理，铵盐(固体)与碱( 固体)反应制氨气，氯化钠固体与浓硫酸反应制氯化氢，硝酸钠固体与浓硫酸反应制硝酸等，都不能写离子方程式。这也可以看作是违背了客观性原理。 (2) 等量性原理，即质量守恒定律：反应前后各种元素的原子个数应该相等。 违背这种原理的考题一般较少。 (3) 等电性原理，即电荷守恒定律：反应前后离子的电荷数应该相等。 这是离子方程式区别于化学方程式的一个显著特征。如FeFe3+2Fe2+，Fe2+Cl2Fe3+ 2Cl-，Al2H+ Al3+H2，都违背了等电性原理。 (4) 书写规则：只有易溶于水的强电解质(即易电离的物质)才能写离子形式， 其余物质，包括沉淀(即难溶物)、气体(即挥发性物质)、弱电解质(即难电离的物质)、非电解质和单质都应写原式。如把H2S、FeS、CaCO3、Cu(OH)2、BaSO4等写成离子形式，把H2O写成2H+O2-；把盐酸、稀硝酸和稀硫酸写成分子式，这些都违背了书写规则。对于微溶物，到底应该写离子形式还是化学式，总的原则是：清离浑分，左离右分。譬如，澄清石灰水参加反应就该写成离子形式，若是石灰桨或石灰乳就应写化学式；若是未写明清浊，则微溶物作为反应物时写离子形式，作为生成物时写化学式。 (5) 组成原则：凡是在离子方程式中没有出现参加反应的离子被部分消去时， 强电解质所电离出的阴、阳离子数之比必须等于其组成比。如硫酸溶液与氢氧化钡溶液反应，写成Ba2+ OH-H+BaSO4H2O，就违背了Ba(OH)2和H2SO4的组成；又如溴化亚铁溶液中通入过量的氯气，其离子方程式应该是：2Fe2+4Br-3Cl22Fe3+2Br26Cl-，如果写成了4Fe2+2Br-3Cl24Fe3+Br26Cl-， 就违背了组成原则。 (6) 规范原则：元素符号、离子符号及化学式必须正确书写；是等号还是可逆符号； 沉淀符号和气体符号不能漏掉。另外，把离子电荷写成了化合价，等等，都是违背了规范原则。三、元素及化合物知识1颜色：F2：淡黄绿色气体 Cl2：黄绿色气体 Br2：深红棕色液体 I2：紫黑色固体碱金属：除铯略带金色外，其余皆为银白色。Na2O2：淡黄色固体 AgBr：淡黄色固体 AgI：黄色固体AgCl、BaSO4、CaCO3、BaCO3、Na2CO3、NaHCO3、Na2O、NaOH、KOH、NaCl等皆为白色固体。铜盐溶液：淡蓝色；铁盐溶液：棕黄色；亚铁盐溶液：淡绿色；高锰酸盐溶液：紫色。2气体的溶解性：(1) 极易溶于水：氨气(700)、氯化氢(500)(2) 能溶于水：氯气(2)、二氧化碳(1)(3) 难溶于水：氧气(30 mL)、氮气(26 mL)3易液化的气体：二氧化碳、氨气、氯气、二氧化硫。4强酸：HClO4、HI、HNO3、HBr、HCl、H2SO4、HNO3等弱酸：HF、HClO、H2S、H2CO3等5具有漂白作用的物质：(1) 活性炭(吸附有色物质物理变化)，(2) 臭氧(氧化作用)，(3) 过氧化物(氧化作用)，(4) 次氯酸、氯水、次氯酸盐、漂粉精、漂白粉(氧化作用)。6氢气在氯气中燃烧产生苍白色的火焰。铜丝在氯气中燃烧产生棕黄色的烟(CuCl2的固体小颗粒)，溶于少量水中生成黄绿色溶液，加水稀释变成蓝绿色或淡蓝色溶液。铁丝在氯气中燃烧产生棕黄色的烟(FeCl3的固体小颗粒)，溶于水后生成棕黄色溶液。磷在氯气中燃烧产生白色的烟(PCl3的小液滴)和雾(PCl5的固体小颗粒)。7液氯和氯水的区别：物质类别变化成 分性 质液氯纯净物物理变化Cl2强氧化性氯水混合物化学变化Cl2、H2O、H+、Cl-、HClO、ClO-、(OH-)强氧化性、酸性、漂白性、能与AgNO3溶液反应生成不溶于稀HNO3的白色沉淀8氯气具有强氧化性，当与变价金属反应时，变价金属会被氧化成高价(如FeCl3、CuCl2)。在通常状况下，干燥的氯气不能与铁反应。9次氯酸 次氯酸是碳酸还弱的弱酸，它部分电离产生H+和次氯酸根离子：HClOH+ClO- 。 次氯酸不稳定，容易分解放出氧气，故只能存在于稀水溶液中。2HClO2HClO2 次氯酸是强氧化剂，具有漂白杀菌作用。 10新置氯水和久置敞放氯水有什么不同？新制氯水的成分：Cl2、H2O、H+、Cl-、HClO、ClO-、(OH-)。检验氯水中的成分，Cl2具有氧化性，H+可用指示剂，Cl-可用AgNO3和稀HNO3，HClO可用漂白性。新制氯水有三分之二的氯气与水发生反应，还有三分之一的氯气未反应，所以氯水呈黄绿色；而久置敞放氯水实际上就是极稀的盐酸。把紫色石蕊试液滴入新制氯水中，溶液先变红，然后褪色。11卤化氢 卤化氢皆为无色有剌激性气味的气体，极易溶于水，其水溶液是氢卤酸。 HCl、HBr、HI是强酸，HF是弱酸。 稳定性：HFHClHBrHI。 还原性HFHClHBrHI。12漂白粉：漂白粉和漂粉精是次氯酸钙和氯化钙的混合物，有效成分为Ca(ClO)2。可用氯气与石灰乳作用制得。Ca(ClO)2CO2H2OCaCO32HClO该反应有3个涵义：漂白粉起漂白作用的原理；漂白粉失效的原因；说明碳酸比次氯酸强。13F2最活泼，表现在： 能置换出Cl2、Br2、I2； 与稀有气体反应，如XeF4； 与H2一触即爆； 置换水中的氧。 氟是最活泼的非金属，生成的氢氟酸却是弱酸，具有强的腐蚀性，能腐蚀玻璃，应贮存于聚乙烯塑料瓶中。氟元素只有1价，无正价。14CaF2不溶，CaCl2、CaBr2、CaI2溶；AgF溶，AgCl、AgBr、AgI不溶。15Na2CO3和NaHCO3(1) 碳酸盐及碳酸氢盐的溶解性： 碳酸氢盐都溶于水； 碳酸盐易溶于水的(如Na2CO3)，其对应的碳酸氢盐的溶解度就小(如NaHCO3)；碳酸盐难溶于水的(如CaCO3)，其对应的碳酸氢盐的溶解度就大(如Ca(HCO3)2)。溶解性：Na2CO3NaHCO3 (2) 稳定性：一般规律：正盐对应酸式盐对应酸稳定性：Na2CO3NaHCO3H2CO3Na2CO3稳定，加热不分解；NaHCO3不稳定，受热容易分解。2NaHCO3 Na2CO3H2OCO2 (注意：此用以区别两者。)(3) 与酸反应NaHCO3HClNaClH2OCO2Na2CO32HCl2NaClH2OCO2注意： 等质量时，NaHCO3产生CO2多，反应剧烈些，故泡沫灭火器用NaHCO3。 等分子数时，产生CO2量同，但Na2CO3消耗的盐酸量多。 用以与其它物质相区别。(4) 互变Na2CO3H2OCO22NaHCO3NaHCO3NaOHNa2CO3H2O (注意：用此相互除杂。) 三、实验：1萃取：用一种溶剂(叫“萃取剂”)把另一种溶剂中溶解的溶质提取过去的实验操作过程。萃取原理： 萃取剂与原溶剂要互不相溶； 溶质在萃取剂中的溶解度要大于在原溶剂中的溶解度； 萃取剂要易于挥发。四氯化碳、苯、汽油等有机溶剂不能与水互溶，可用来萃取溴水中的溴，或碘水中的碘。四氯化碳比水重，故下层颜色加深；苯、汽油比水轻，故上层颜色加深。酒精与水互溶，不能使用酒精作萃取剂。萃取装置：大型分液漏斗。萃取过程：混合静置分层分液(下层液体从下口流出，上层液体从上口倒出)2除杂：除杂原则：不增、不减、易分、复原。 不引入新的杂质， 不减少主要成分的量， 操作方法简单，容易将杂质分离， 如果采用化学方法将主要成分变了，要能变回来。 固体、溶液的除杂方法：转化法(劳动改造)、去除法(枪毙)。 除杂中加入主要成分的酸式盐有： CO2(Cl2、HCl、SO2等)：NaHCO3； H2S(HCl)：NaHS； Cl2(HCl)：饱和的氯化钠溶液； HCl(Cl2)：含有KI的饱和盐酸；3试剂保存：(1) 金属钠、钾保存在煤油中，金属锂保存在石腊油中。(2) 次氯酸、氯水、硝酸保存在细口棕色瓶中。(3) 氢氟酸保存在细口塑料瓶中。(4) 液溴加水或加浓硫酸密封保存。(5) NaOH溶液用带橡胶塞的细口玻璃瓶，不能使用玻璃瓶塞。4物质检验：Cl2：颜色黄绿色；用湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝。I2：用淀粉试液变蓝。HCl：用湿润的蓝色石蕊试纸变红(注意：