高一化学知识小结

　　初入高中的你，对高一化学了解多少呢?我们来大概分析一下，初中和高中化学的区别。初中化学强调定性分析，只要求学生记住现象或结论，而到高中则要定性和定量相结合，这就需要一开始就给学生作一个对比，建立化学概念和规律。下面我们具体讲解一下高一化学知识小结。

　　第一单元 卤 素

　　第一节 氯气

　　一、氯原子结构：氯原子的原子结构示意图为______由于氯原子最外层有____个电子，容易___(得或失)___个电子而形面8个电子稳定结构，因此氯元素是活泼的非金属元素。

　　二、氯元素的性质

　　1、 氯气是____色有_____气味的气体，___毒，可溶于水，密度比空气__。

　　2、 氯气的化学性质:点燃 与金属反应 2Na + Cl2===2NaCl (___色烟)

　　点燃 Cu +Cl2===CuCl2 (_______色烟)

　　点燃H2+Cl2===2HCl (_______色火焰)或光照

　　与非金属反应 2P+3Cl2===2PCl3 PCl3+Cl2===PCl5 (________色烟雾)

　　Cl2+H2O===HCl+HClO(有强氧化性的弱酸，漂白性)

　　与化合物反应 2Cl2+2Ca(OH)2===CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O(漂白粉，有效成份是____)Ca(ClO)2+CO2+H2O==CaCO3↓+2HClO(这个反应证明HClO是弱酸的事实)

　　Cl2+2NaOH====NaCl+NaClO+H2O

　　氯气的用途：消毒、制盐酸、漂白粉、农药等

　　AgBr用作感光片AgI用作人工降雨

　　练习：指出以上反应中氧化剂和还原剂，并用单线或双线桥表示电子转移情况。

　　三、氯气的制法

　　1、 药品：浓盐酸和二氧化锰

　　2、 原理：MnO2+4HCl===MnCl2+2H2O+Cl2↑

　　(求氧化剂和还原剂的物质的量之比为______，当有2mol氯气生成时，有_____HCl被氧化，有___mol电子转移)

　　3、 装置类型：固+液――

　　4、 收集方法：用___排空气法或排饱和食盐水法收集。

　　5、 检验：使湿润的KI淀粉试纸 变 蓝(思考其原因是什么

　　6、 余气处理：多余的氯气通入____溶液中处理吸收，以免污染环境。

　　第二节 氯化氢

　　一、氯化氢的性质

　　1、物理性质：是一种___色有____气味的氯体，___溶于水(1 ：500 体积比)密度比空气大。

　　2、化学性质：HCl 溶于水即得盐酸，盐酸是一种强酸，具有挥发性和腐蚀性。

　　3、氯化氢的实验室制法

　　药品：食盐(NaCl)和浓H2SO4

　　原理：用高沸点(或难挥发性)酸制低沸点酸(或易挥发性)(与制硝酸的原理相同)微热 NaCl+H2SO4=====NaHSO4+HCl↑

　　强热 总式：2NaCl+H2SO4====Na2SO4+2HCl↑NaCl+NaHSO4====Na2SO4+HCl↑

　　(上述说明了条件不生成物不同，要注意反应条件)

　　装置类型：固+液――收集方法：用向上排空法收集 检验：用 湿润的蓝色石蕊 试纸 余气处理：将多余的气体通入 水 中即可

　　第四节 卤族元素

　　1、 原子结构特征：最外层电子数相同，均为7个电子，由于电子层数不同，原子半径不，从F――I原子半径依次增大，因此原子核对最外层的电子的吸引能力依次减弱，从外界获得电子的能力依次减弱，单质的氧化性减弱。

　　2、 卤素元素单质的物理性质的比较(详见课本24面页)

　　物理性质的递变规律：从F2→I2，颜色由浅到深，状态由气到液到固，熔沸点和密度都逐渐增大，水溶性逐渐减小。

　　3、 卤素单质化学性质比较(详见课本28页)

　　相似性：均能与H2发生反应生成相应卤化氢，卤化氢均能溶于水，形成无氧酸。

　　暗 光

　　H2+F2===2HF H2+Cl2===2HCl

　　加热 持加热

　　H2+Br2===2HBr H2+I2====2HI

　　均能与水反应生成相应的氢卤酸和次卤酸(氟除外)

　　2F2+2H2O==4HF+O2

　　X2+H2O====HX+HXO (X表示Cl Br I)

　　递变性：与氢反应的条件不同，生成的气体氢化物的稳定性不同，

　　HF>HCl>HBr>HI,无氧酸的酸性不同，HI>HBr>HCl>HF.。与水反应的程度不同，从F2 → I2逐渐减弱。注意：萃取和分液的概念

　　1、 在溴水中加入四氯碳振荡静置有何现象?(分层，下层橙红色上层无色

　　2、 在碘水中加入煤油振荡静置有何现象?(分层，上层紫红色，下层无色)

　　卤离子的鉴别：加入HNO3酸化的硝酸银溶液，

　　Cl-：得白色沉淀。

　　Ag+ + Cl- ===AgCl↓ Br-：得淡黄色沉淀

　　Ag+ + Br- ====AgBr↓ I： 得黄色沉淀

　　Ag+ + I- ====AgI↓

　　第三章 硫 硫 酸

　　一、硫的物性

　　淡黄色的晶体，质脆，不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳

　　二、硫的化学性质

　　1、 与金属的反应

　　2Cu+S===Cu2S(黑色不溶于水) Fe+S=====FeS(黑色不溶于水)

　　(多价金属与硫单质反应，生成低价金属硫化物)

　　2、 与非金属的反应

　　点燃

　　S+O2=====SO2 S+H2=====H2S

　　第二节 硫的氢化物和氧化物

　　一、硫的氢化物―――硫化氢

　　1、 硫化氢的的理性质

　　H2S是一种具有臭鸡蛋气味、无色、有剧毒的气体，能溶于水，常温常压1体积水能溶解2.6体积的硫化氢。

　　2、 硫化氢的化学性质:热不稳定性 H2S====H2+S

　　点燃

　　可燃性 2H2S+3O2===2H2O+2SO2 (完全燃烧)(火焰淡蓝色) 2H2S+O2===2H2O+2S (不完全燃烧)

　　还原性 SO2+2H2S=2H2O+3S

　　3、 氢硫酸

　　硫化氢的水溶液是一中弱酸，叫氢硫酸，具有酸的通性和还原性。

　　二、硫的氧化物

　　1、 物理性质：二氧化硫是一种无色有刺激性气味有毒的气体，易溶于水，常温常压1体积水可溶解40体积的二氧化硫;三氧化硫是一种没有颜色易挥发的晶体，熔沸点低。

　　2、 化学性质

　　二氧化硫是一种酸性氧化物，与水直接化合生成亚硫酸，是亚硫酸的酸酐，二氧化硫具有漂白作用，可以使品红溶液腿色，但漂白不稳定。

　　SO2+H2O ==== H2SO3 (这是一个可逆反应，H2SO3是一种弱酸，不稳定，容易分解成水和二氧化硫。)

　　3、 二氧化硫的制法 Na2SO3+H2SO4===Na2SO4+H2O+SO2↑

　　第三节 硫酸的工业制法――接触法

　　一、方法和原料

　　方法：接触法

　　原料：黄铁矿(主要成份是FeS2)、空气、水和浓硫酸

　　二、反应原理和生产过程

　　步骤 主要反应 主要设备

　　点燃

　　二氧化硫制取和净化 4FeS2+11O2===2Fe2O3+8SO2 沸腾炉

　　二氧化硫氧化成三氧化硫 2SO2+O2===2SO3 接触室

　　三氧化硫氧吸收硫酸生成 SO3+H2O=H2SO4 吸收塔

　　思考：1、为什么制得二氧化硫时要净化?(为了防止催化剂中毒)

　　2、为什么吸收三氧化硫时用浓硫酸作吸收剂而不用水呢?(用水吸收时易形酸雾，吸收速度慢，不利于吸收，而用浓硫酸吸收时不形成酸雾且吸收干净，速度快。)

　　第四节 硫酸 硫酸盐

　　一、浓硫酸的物理性质

　　98.3%的硫酸是无色粘稠的液体，密度是1.84g/mL,难挥发，与水以任意比互溶

　　二、浓硫酸的特性

　　脱水性 与蔗糖等有机物的炭化 吸水性―用作干燥剂 强氧化性

　　2H2SO4(浓)+Cu===CuSO4+2H2O+SO2↑(此反应表现H2SO4(浓)具有氧化性又有酸性)

　　H2SO4(浓)+C=CO2↑+H2O+2SO2↑(此反应只表现H2SO4(浓)的氧化性)

　　注：H2SO4(浓)可使铁、铝发钝化，故H2SO4(浓)可铁或铝容器贮存

　　四、 硫酸盐

　　1、硫酸钙CaSO4 石膏CaSO4.2H2O 熟石膏2CaSO4.H2O(用作绷带、制模型等)

　　2、硫酸锌ZnSO4 皓矾ZnSO4.7H2O(作收敛剂、防腐剂、媒染剂 )

　　3、硫酸钡BaSO4，天然的叫重晶石，作X射线透视肠胃内服药剂，俗称钡餐。

　　4、 CuSO4.5H2O, 蓝矾或胆矾，FeSO4.7H2O,绿矾

　　五、硫酸根离子的检验

　　先加盐酸酸化后加氯化钡溶液，如果有白色沉淀，则证明有硫酸根离子存在。

　　第六节 氧族元素

　　一、氧族元素的名称和符号:氧(O) 硫(S) 硒(Se) 碲(Te) 钋(Po)

　　二、原子结构特点

　　相同点：最外层都有6个电子;

　　不同点：核电荷数不同，电子层数不同，原子半径不同

　　三、性质的相似性和递变性(详见课本91页)

　　1、 从O→Po单质的熔点、沸点、密度都是逐渐升高或增大

　　2、 从O→Po金属性渐强，非金属性渐弱。

　　3、 与氢化合通式：H2R，气体氢化物从H2O→H2Se的稳定性渐弱

　　4.与氧化合生成RO2型或RO3型的氧化物，都是酸酐，元素最高价氧化物水化物的酸性渐弱。

　　硫的用途：制硫酸、黑火药、农药、橡胶制品、硫磺软膏 SO2用于杀菌消毒、漂白

　　第四章 碱金属

　　第一节 钠

　　一、碱金属 :锂、钠、钾、铷、铯、钫原子的最外电子层上都只有一个电子，由于它们的氧化物溶解于水都是强碱，所以称这一族元素叫做碱金属。

　　二、钠的物理性质:钠质软，呈银白色，密度比水小，熔点低，是热和电的良导体。

　　三、钠的化学性质

　　1、 与非金属反应

　　4Na+O2====2Na2O (Na2O不稳定)

　　2Na+O2====Na2O2 (Na2O2稳定)

　　2Na+Cl2===2NaCl

　　2Na+S====Na2S ( 发生爆炸)

　　2、与化合物反应

　　2Na+2H2O====2NaOH+H2↑(现象及原因：钠浮于水面，因钠密度比水小;熔成小球，因钠熔点低;小球游动发出吱吱声，因有氢气产生;加入酚酞溶液变红，因有碱生成)

　　Na与CuSO4溶液的反应

　　首先是钠与水反应2Na+2H2O====2NaOH+H2↑

　　然后是2NaOH+ CuSO4===Cu(OH)2↓+Na2SO4(有蓝色沉淀)

　　注：少量的钠应放在煤油中保存，大量的应用蜡封保存。

　　第二节 钠的化合物

　　一、钠的氧化物(氧化钠和过氧化钠)

　　Na2O+H2O===2NaOH (Na2O是碱性氧化物)

　　2 Na2O2+2H2O===4NaOH+O2↑ ( Na2O2不是碱性氧化物、Na2O2是强氧化剂，可以用来漂白)

　　2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑(在呼吸面具或潜水艇里可用作供氧剂

　　二、钠的其它重要化合物1、硫酸钠 芒硝(Na2SO4.10H2O) 用作缓泻剂

　　2、碳酸钠 Na2CO3 用作洗涤剂

　　3、碳酸氢钠 NaHCO3 作发孝粉和治胃酸过多

　　注：碳酸钠和碳酸氢钠的比较

　　水溶性：Na2CO3 比NaHCO3大

　　与HCl反应速度NaHCO3 比Na2CO3快

　　热稳定性NaHCO3受热易分解Na2CO3不易分解

　　2 NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑(常用此法除杂)

　　第三节 碱金属元素

　　一、物理性质(详见课本107页)

　　银白色，柔软，从Li→Cs熔沸点降低

　　二、性质递变规律Li Na K Rb Cs

　　原子半径渐大，失电子渐易，还原性渐强，与水反应越来越剧烈，生成的碱的碱性渐强。

　　三、焰色反应

　　1、 定义：多种金属或它们的化合物在灼烧时火焰呈特殊的颜色

　　2、 用品：铂丝、酒精灯、试剂

　　3、 操作：灼烧→蘸取试剂→放在火焰上观察火焰颜色→盐酸洗净→灼烧。注：焰色反应可用来鉴别物质 记住：钠――黄色 钾――紫色(透过蓝色钴玻璃)

　　第六章 氮和磷 第一节 氮族元素

　　一、周期表里第VA族元素氮(N)、磷(P)、砷(As)、锑(Sb)铋(Bi)称为氮族元素。

　　二、氮族元素原子的最外电子层上有5外电子，主要化合价有+5(最高价)和-3价(最低价)

　　三、氮族元素性质的递变规律(详见课本166页)

　　1、密度：由小到大 熔沸点：由低到高

　　2、 氮族元素的非金属性比同期的氧族和卤族元素弱，比同周期碳族强。

　　3、 最高氧化物的水化物酸性渐弱，碱性渐强。

　　第二节 氮 气

　　一、物理性质

　　氮气是一种无色无味难溶于水的气体，工业上获得的氮气的方法主要是分离液态空气。

　　二、氮气分子结构与化学性质

　　1、 写出氮气的电子式和结构式，分析其化学性质稳定的原因。

　　2、 在高温或放电的条件下氮气可以跟H2、O2、金属等物质发生反应

　　高温压 放电

　　N2+3H2===2NH3 N2+O2===2NO

　　催化剂 点燃 N2+3Mg====Mg3N2

　　三、氮的氧化物

　　1、氮的价态有+1、+2、+3、+4、+5，能形成这五种价态的氧化物：N2O (笑气)、NO、 N2O3 NO2 N2O4 N2O5

　　3、 NO在常温常压下极易被氧化，与空气接触即被氧化成NO2

　　2NO +O2 = 2NO2

　　无色不溶于水 红棕色溶于水与水反应

　　4、 NO2的性质

　　自身相互化合成N2O4 2NO2====N2O4(无色)

　　3NO2+H2O====2HNO3+NO↑(NO2在此反应中既作氧化剂又作还原剂)

　　四、氮的固定

　　将空气中的游离的氮转化为化合态的氮的方法统称为氮的固定。分为人工固氮和自然固氮两种。请各举两例。

　　第三节 氨 铵盐

　　一、氨分子的结构

　　写出氨分子的分子式_____电子式、_____、结构式________，分子的空间构型是怎样的呢?(三角锥形)

　　二、氨的性质、制法

　　1、 物理性质：无色有刺激性气味极溶于水的气体，密度比空气小，易液化。

　　2、 化学性质：

　　与水的作用：(氨溶于水即得氨水)NH3+H2O====NH3.H2O====NH4++OH-

　　NH3.H2O===== NH3↑+H2O

　　与酸的作用 : NH3+HCl=== NH4Cl

　　NH3+HNO3=== NH4NO3 2NH3+H2SO4=== (NH4)2SO4

　　3、制法：2NH4Cl+Ca(OH)2====CaCl2+2NH3↑+H2O

　　三、氨 盐

　　1、 氨盐是离子化合物，都易溶于水，受热都能分解，如

　　NH4Cl=== NH3↑+HCl↑

　　2、 与碱反应生成NH3

　　NH4++OH-=== NH3↑+H2O

　　3、 NH4+的检验：加入氢氧化钠溶液，加热，用湿的红色石蕊试纸检验产生的气体。

　　第四节 硝 酸

　　一、硝酸的性质

　　1、 物理性质：纯净的硝酸是无色易挥发有刺激性气味的液体，98%以上的硝酸叫发烟硝酸。

　　2、 化学性质：不稳定性，见光或受热分解 4HNO3 ===2H2O+4NO2↑+O2↑

　　(思考：硝酸应怎样保存?)

　　氧化性：①硝酸几乎能氧化所有的金属(除金和铂外)，金属被氧化为高价，生成硝酸盐。如Cu+4HNO3(浓)===Cu(NO3)2+2NO2↑+H2O

　　3Cu+8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O(表现硝酸有酸性又有氧化性)

　　②能氧化大多数非金属，如

　　C+4HNO3 ===CO2↑+4NO2↑+2H2O(只表现硝酸的氧化性)

　　③在常温与铁和铝发生钝化

　　④ 1体积的浓硝酸与3体积的浓盐酸的混合酸叫做“王水”，“王水”的氧化性相当强，可以氧化金和铂

　　二、硝酸的工业制法

　　1氨的氧化

　　催化剂

　　4NH3+5O2====4NO+6H2O

　　2、硝酸的生成

　　2NO+O2=2NO2 3NO2+H2O=2HNO3+NO

　　注：

　　尾气处理：用碱液吸叫尾气中氮的氧化物

　　要得到96%以上的浓硝酸可用硝酸镁(或浓硫酸)作吸水剂。

　　第六节 磷 磷酸

　　一、白磷与红磷性质比较

　　色态 溶解性 毒性 着火点 红磷 红棕色粉末 水中、CS2中均不溶 无 较高2400C

　　白磷白色(或淡黄)蜡状固体 不溶于水但溶于CS2 有毒 低400C

　　二、磷酸(纯净的磷酸为无色的晶体)

　　冷水 P2O5+H2O====2HPO3 (偏磷酸，有毒)

　　热水 P2O5+3H2O====2H3PO4 (磷酸，无毒，是中强酸，具有酸的通性)

　　注： 区分同位素与同素异形体的概念，常见互为同素异形体的物质有

　　红磷 与白磷 氧气和溴氧 金刚石和石墨

　　白磷的分子结构有何特点?(四面体结构P4)应怎样保存?(水中保存)

　　读完这篇文章，相信你对高中化学大概也有了一定的了解，认真学习高一化学知识小结吧!最后，衷心祝愿所有的孩子考试成功，考进理想的学校。