高一化学下学期知识点.doc

硫
（1）硫与金属反应，显弱氧化性（比氧和氯都弱），生成低价金属硫化物
Fe + S FeS (黑色)(不溶于水，能溶于稀酸)
2Cu + S Cu2S (黑色) (既不溶于水，也不溶于稀酸)
Hg + S HgS (黑色) 用硫粉处理散落的汞滴
（2）S + O2 SO2 (刺激性气味，能使品红溶液褪色，具有漂白性。能和碱反应，是酸性氧化物。+4价的S既有还原性（主要），又有氧化性)
（3）H2S及其还原性
①H2 + S H2S (无色臭鸡蛋味气体，能溶于水，水溶液显弱酸性)
②H2S具有还原性
2H2S + SO2 3S + 2H2O (两气体混合有黄色粉末和水珠生成)
2H2S + O2 2 S↓ +2 H2O (氢硫酸在空气中久置变质)
2H2S + O2 (不足) 2 S +2 H2O ； 2H2S +3 O2 (充足) 2 SO2 +2 H2O
（4）硫酸的工业制法
① 4FS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2 （硫铁矿石要粉碎） 或 S + O2 SO2
② 2SO2 + O2 2SO3（反应中SO2显还原性）（利用热交换器，充分利用热能。）
（注意反应条件的具体选择，利用化学反应的速率和平衡移动的知识。）
③SO3 + H2O H2SO4 (实际生产中用98.3%的浓硫酸吸收SO3，避免生成酸雾)
( 计算关系： FeS2 ~ 2H2SO4 或S ~ SO2 )
若煤和石油等含硫物质燃烧产生的SO2进入大气，会形成酸雨（pH<5.6，主要成分是H2SO4）
（5）浓硫酸特性： (ⅰ)脱水性：指将有机物中的H、O元素按水的组成(2∶1)比脱去。
浓硫酸能使蔗糖碳化
(ⅱ)吸水性；浓硫酸可以作干燥剂，但不能干燥NH3、H 2S等。
(ⅲ)强氧化性：常温下能使铁、铝钝化
C +2H2SO4 (浓) CO2 ↑ + 2SO2 ↑ +2H2O ( 浓硫酸有强氧化性)
Cu 2H2SO4 (浓) CuSO4 + SO2 ↑ +2H2O ( 浓硫酸有强氧化性，同时显示了酸性)
（6）SO42－检验（先滴加 HCl后滴加BaCl2）
Ba2+ + SO42－ BaSO4↓( 白色，不溶于水和酸，X光不能透过，医学上作“钡餐”)
氮：
（1）氮气与金属反应 3Mg + N2 Mg3N2
（2）大气固氮 N2 +O2 2NO（固氮即是游离态的氮单质变成化合态的氮化合物）
合成氨（人工固氮，工业制氨气） N2+ 3H2 2NH3
（注意合成氨反应条件的具体选择，利用化学反应的速率和平衡移动的知识。）
（3）实验室制氨气2 NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3 ↑+2H2O
（4）氨气溶于水 NH3 + H2O NH3 ·H2O （一水合氨是弱碱）
氨水受热分解NH3 ·H2O NH3 ↑ + H2O
（5）铵盐受热分解
NH4Cl NH3 ↑ + HCl↑
（NH3 +HCl NH4Cl (氨气和氯化氢气体相遇有白烟产生)）
NH4HCO3 NH3 ↑+H2O +CO2↑（碳铵要阴天深施的原因）
（6）NH4+ + OH－ NH3 ↑+ H2O（铵态氮肥不能与碱性物质混用的原因）
( 铵根离子的检验，生成的气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝)
（7）硝酸的工业制法
4NH3 + 5O2 4NO +6 H2O
2NO + O2 2NO2
3NO2 + H2O 2HNO3 + NO↑
( 计算关系： NH3 ~ HNO3 )
（8） 2NO2 (红棕色) N2O4 (无色)
铁和铝的单质在冷的浓硫酸和浓硝酸中钝化属于化学变化
离子检验
离子名称和符号
所加试剂或方法
现象
相关反应的离子方程式
铵根离子
NH4+
氢氧化钠溶液并加热和湿润的红色石蕊试纸
湿润的红色石蕊试纸变蓝色
NH4+ + OH- → NH3↑ + H2O
硫酸根离子
SO42-
稀盐酸（硝酸）和氯化钡（硝酸钡）溶液
白色沉淀
Ba2+ + SO42- → BaSO4 ↓
物质的量浓度——表示溶液浓度的物理量。
用单位体积的溶液里所含溶质的物质的量来表示。可以解读成1升溶液中所含溶质的物质的量。 符号：C 单位：mol/L
表达式： C（A）mol/L = =

物质的量浓度溶液的配制步骤：
1.计算 2.称量（或量取） 3.溶解 4.转移 5.洗涤 6.定容 7.摇匀
物质的量浓度溶液的配制所用主要仪器：
电子天平（或量筒）、小烧杯、玻璃棒、容量瓶（标示有温度、容量和刻度线）、胶头滴管。

物质的量浓度和质量百分比浓度的换算

C（A）mol/L =

溶液稀释的浓度计算：C (浓) V (浓) =C (稀) V（稀）（稀释前后溶质的量不变）
反应速率和平衡
1. 化学反应速率
单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。
反应物（或生成物）浓度的变化量（mol/L）
化学反应速率（v）= ———————————————-----------
反应时间（min或S）
△C
数学表达式：v = ——— 单位：mol/(L •min ) mol/(L • s)
△t
用不同物质表达的化学反应速率之比等于化学方程式中的系数比。
2. 影响化学反应速率的因素。
决定化学反应速率的主要因素是反应物的性质。
影响化学反应的速率：
(1)浓度：在其它条件不变时，增大反应物浓度，化学反应速率加快；反之则慢。
注意：固体，纯液体的浓度均可视作常数
(2)压强：在其它条件不变时，增大气体反应体系压强，化学反应速率加快；反之则慢。
(3)温度：其它条件不变时，升高温度，反应速率加快。（所有反应速率都加快）
(4)催化剂：使用正催化剂，能加快化学反应速率；反之则反。未特殊指明时，均指正催化剂。
3.可逆反应：在同一条件下，同时向正、逆反应方向进行的反应。N2+3H2 2NH3
4.化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的质量分数保持不变的状态。特征是：
①逆：研究对象可逆反应。
②等：V(正)＝V(逆)≠O
③动：化学平衡是动态平衡。虽然V(正)＝V(逆)，但正、逆反应仍在进行，其反应速率不等于零。
④定：各组分的量一定。（不是固定的方程式中的比例，也不是相等的意思）
⑤变：外界条件改变，平衡也随之改变。
5.外界条件对化学平衡的影响。
(1)浓度：其它条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度都使平衡向正反应方向移动。
减小反应物浓度或增大生成物浓度都会使平衡向逆反应方向移动。
注意：固体和纯液体增加和减少，不影响浓度， 从而不影响化学反应速率，也不影响化学平衡。
(2)压强：其它条件不变时，增大压强，会使平衡向气体分子数（体积）缩小的方向移动。
减小压强，会使平衡向气体分子数（体积）增大的方向移动。
注意：①若反应前后气体体积无变化，改变压强，能同时改变正、逆反应速率，但仍然保持V正＝V逆，平衡不移动。
(3)温度：在其它条件不变时，升高温度，平衡向吸热反应方向移动。
降低温度，平衡向放热反应方向移动。
勒夏特列原理(即平衡移动原理)：
如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。
注意：勒夏特列原理的适用范围是：化学平衡，电离平衡，溶解平衡，水解平衡等。

催化剂：只影响速率，不影响平衡。
原因是：催化剂能同等程度地加快正、逆反应速率，因此不影响化学平衡，但可大大地缩短反应达到平衡所需的时间。
电解质溶液
1.电解质和非电解质
电解质: 凡是在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物叫做电解质。
常见有：酸、碱、盐、金属氧化物等
非电解质:凡是在水溶液里和熔化状态下都不导电的化合物叫做非电解质。
常见有：非金属氧化物、大多数有机物（eg:酒精、蔗糖）等
2.强电解质和弱电解质

强电解质
弱电解质
定义
在水溶液中或熔化状态能全部电离成离子的电解质
在水溶液中只有部分电离成离子的电解质
物质类别
强酸：HCl（HBr 、HI）、H2SO4、HNO3
强碱：NaOH、KOH、
Ba（OH）2 、 Ca（OH）2
大多数盐
弱酸、弱碱
离子浓度（同温、同浓度时）
大
小
导电能力（同温、同浓度时）
强
弱
电离程度
完全（不可逆）
部分（可逆）
电离平衡
不存在电离平衡，用“ →”
存在电离平衡，用“”
溶液中溶质微粒
离子
分子（多）、离子（少）
电离方程式
NaOH → Na++OH-
H2SO4 → 2H++SO42-
NH3·H2ONH4++OH-
多元弱酸分步电离:
H2CO3H++HCO3-，HCO3-H++ CO32-
3.影响电离程度的因素：
　　①通常在同条件下电解质越弱，电离程度越小。
　　②温度越高，电离平衡向正方向移动，电离程度越大。因电离过程是一个吸热过程。
③溶液越稀，电离平衡向正方向移动，电离程度越大。因电离过程是在水分子的作用下。
因为，对于同一种弱电解质，在不同浓度、不同温度时，电离程度不同。
所以，由电离程度比较不同弱电解质的强弱，只有在相同浓度、相同温度的条件下才能比较。
4.水的离子积
（1）水是极弱的电解质，存在着电离平衡。H2OH++OH-
加热或加入能水解的盐，可以促进水的电离。加入酸或碱，可以抑制水的电离。
水的离子积常数Kw =C [H+］·C［OH-］。
25℃时，Kw＝10-14，Kw只随温度的升高而增大。
无论是中性、酸性、碱性的稀溶液中都有C［H+］·C［OH-］＝Kw。
（2）PH的意义、定义、计算公式
意义：表示溶液酸碱性的强弱。
定义：用H+物质的量浓度的负对数来表示的数值。
公式：pH=-lgC(H+)
（3）溶液酸碱性与PH的关系；
任何温度下： 中性溶液C(H+)=C(OH-)
酸性溶液C(H+)＞ C(OH-)
碱性溶液C(H+)＜C(OH-)
常温时： 中性溶液C(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L pH =7
酸性溶液C(H+)＞1×10-7 mol/L pH＜7
碱性溶液C(H+)＜1×10-7 mol/L pH＞7

5.盐类的水解（水解一般是是微弱的，可逆的）
　　①实质：在溶液中盐的离子跟水所电离出来的H+或OH-结合成弱电解质而破坏水的电离平衡使溶液中H+、OH-浓度发生变化，使盐溶液显示一定的酸碱性。
②规律：无弱不水解，有弱就水解，越弱越水解，两弱双水解（程度比单水解强）。
溶液酸碱性：谁强显谁性。
　　③外界影响因素：
　　 浓度：溶液越稀，水解程度越大。
　　温度：水解是吸热反应，升温有利于水解。
　　酸碱度：加酸对强酸弱碱盐的水解有抑制，对弱酸强碱盐的水解有促进作用；
（即：+酸抑制呈酸性的水解， 促进呈碱性的水解）
加碱对强碱弱酸盐的水解有抑制，对弱碱强酸盐的水解有促进作用。
（即：+碱抑制呈碱性的水解， 促进呈酸性的水解）
6.电解质溶液中的离子浓度大小比较时：首先考虑电离（先看强弱，再看比例），
其次考虑水解（先看是否水解，再看水解程度）。
7.电解池
　　(1)电解和电解池
使电流通过电解质溶液而在阴阳两极引起氧化还原反应的过程叫做电解。
这种把电能转变为化学能的装置叫做电解池。
电解池由连接成闭合回路的直流电源、电极、电解质溶液构成
　　(2)电解池两极的确定和电极反应(电解CuCl2溶液)
阳极：接直流电源的正极。阳极吸引阴离子（带负电），在阳极上发生氧化反应 。
阴极：接直流电源的负极。阴极吸引阳离子（带正电），在阴极上发生还原反应。
　(3)电解原理的应用：电解氯化铜溶液：CuCl2 Cu + Cl2 ↑（阳极）
　 电解饱和食盐水制Cl2(阳极)和H2（阴极）、NaOH溶液（阴极附近）。
　2NaCl+2H2O2NaOH+H2↑+Cl2↑
8、离子反应和离子方程式
离子反应：有离子参加或生成的反应。
离子反应发生的条件（离子互换反应中）：
（1）生成难溶物质，如Cu(OH)2、BaSO4、AgCl等沉淀。
（2）生成气态物质，如：CO2、SO2等气体。
（3）生成难电离物质，如弱酸、弱碱、水等。
离子反应的实质是：离子浓度减少的过程
离子方程式：用实际参加反应的离子符号表示离子反应的式子
意义：离子方程式不仅可表示一定物质间的某个反应，
而且可表示所有同一类型的离子反应。

离子方程式的书写：写 改 删 查
1、写出化学方程式。
2、把易溶于水强电解质改写成离子形式，难溶物质、弱电解质以及气体等仍用化学式表示。
3、删去方程式两边形式相同的离子
4、整理方程式并检查两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等

判别离子方程式的正误的方式：
1、查反应物和产物是否正确。
2、查是否只把易溶于水的强电解质改成离子形式。
3、查两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等

可写成离子的物质：易溶于水、易电离的化合物（即：可溶性强电解质）。
A.强酸：H2SO4、HCl（HBr、HI）、HNO3
B.强碱：NaOH、KOH、Ba(OH)2
[说明：Ca(OH)2微溶于水，溶液中一般写离子，悬浊液则写化学式]
C .可溶性盐（注意记忆溶解性表）
氯化物中只有氯化银↓，硫酸盐中只有硫酸钡↓
硝酸盐全部可溶；钾盐、钠盐和铵盐全部可溶
碳酸盐和亚硫酸盐、硫化物一般都↓难溶，只有它们的钾、钠、铵盐才可溶