人教版高中化学必修一二知识点总结精简版Word文档格式.docx
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第二章化学物质及其变化
分散系
溶液
胶体
浊液
分散粒子直径
<
1nm
1~100nm
>
100nm
3、胶体:
1)常见胶体:
Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、蛋白质溶液、有色玻璃、墨水等。
2)胶体的特性:
能产生丁达尔效应。
区别胶体与其他分散系常用方法丁达尔效应。
胶体与其他分散系的本质区别是分散质粒子大小。
(3)Fe(OH)3胶体的制备方法:
将饱和FeCl3溶液滴入沸水中,继续加热至体系呈红褐色,停止加热,得Fe(OH)3胶体。
第二节离子反应
一、电解质和非电解质
1、酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非电解质,酸、碱、盐和水都是电解质。
)
2、电解质和非电解质都是化合物,单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。
二、离子反应:
★常见易溶的强电解质有:
三大强酸(H2SO4、HCl、HNO3),四大强碱[NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2(澄清石灰水拆,石灰乳不拆)],可溶性盐,这些物质拆成离子形式,其他物质一律保留化学式。
★4、离子共存问题
1)不能大量共存。
生成沉淀:
AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Cu(OH)2等。
生成气体:
CO32-、HCO3-等易挥发的弱酸的酸根与H+不能大量共存。
生成H2O:
①H+和OH-生成H2O。
②酸式酸根离子如:
HCO3-既不能和H+共存,也不能和
OH共存。
如:
HCO3+H=H2O+CO2↑,HCO3+OH=H2O+CO32
(2)审题时应注意题中给出的附加条件。
1无色溶液中不存在有色离子:
Cu2+(蓝色)、Fe3+(黄棕色)、Fe2+(浅绿色)、MnO4-(紫色)。
2注意挖掘某些隐含离子:
酸性溶液中隐含有H+,碱性溶液中隐含有OH-。
第三节氧化还原反应
一、氧化还原反应
还原剂(具有还原性):
升(化合价升高)→失(失电子)→氧(被氧化或发生氧化反应)→生成氧化产物。
氧化剂(具有氧化性):
降(化合价降低)→得(得电子)→还(被还原或发生还原反应)→生成还原产物;
化合价升高失电子被氧化
氧化剂+还原剂=还原产物+氧化产物
化合价降低得电子被还原
氧化性:
氧化剂>氧化产物
还原性:
还原剂>还原产物
第三章金属及其化合物
1常温下:
4Na+O2=2Na2O(新切开的钠放在空气中容易变暗)
加热时:
2Na+O2==Na2O2(钠先熔化后燃烧,发出黄色火焰,生成淡黄色固体Na2O2。
)
Na2O2中氧元素为-1价,Na2O2既有氧化性又有还原性。
2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2
Na2O2是呼吸面具、潜水艇的供氧剂,Na2O2具有强氧化性能漂白。
2钠与H2O反应:
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑离子方程式:
2Na+2H2O=2Na+2OH+H2↑
现象:
“浮:
钠密度比水小;
游:
生成氢气;
响:
反应剧烈;
熔:
钠熔点低;
红:
生成NaOH遇酚酞变红”
(2Al+6H+=2Al3++3H2↑)
(2Al+2OH-+2H2O=2AlO2-+3H2↑)
2Al+3Cu2+=2Al3++3Cu)
3、钠的保存:
保存在煤油或石蜡中。
二、铝Al:
2Al+6HCl=2AlCl3+3H2↑
2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
2Al+3Cu(NO3)2=2Al(NO3)3+3Cu
注意:
铝制餐具不能用来长时间存放酸性、碱性和咸的食品。
3铝与某些金属氧化物的反应(如V、Cr、Mn、Fe的氧化物)叫做铝热反应
Fe2O3+2Al==2Fe+Al2O3,Al和Fe2O3的混合物叫做铝热剂。
三、铁①铁与氧气反应:
3Fe+2O2===Fe3O4(现象:
剧烈燃烧,火星四射,生成黑色的固体)②与非氧化性酸反应:
Fe+2HCl=FeCl2+H2↑(Fe+2H+=Fe2++H2↑)常温下铝、铁遇浓硫酸或浓硝酸钝化(强氧化性)。
加热能反应但无氢气放出。
3与盐溶液反应:
Fe+CuSO4=FeSO4+Cu(Fe+Cu2+=Fe2++Cu)④与水蒸气反应:
3Fe+4H2O(g)==Fe3O4+4H2第二节几种重要的金属化合物
一、Al2O3是两性氧化物:
既能与强酸反应,又能与强碱反应:
+3+
Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O(Al2O3+6H+=2Al3++3H2O)
Al2O3+2NaOH==2NaAlO2+H2O(Al2O3+2OH=2AlO2+H2O)
二、①Al(OH)3是两性氢氧化物,在常温下它既能与强酸,又能与强碱反应:
+3+
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2OAl(OH)3+3H+=Al3++3H2O
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2OAl(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
2Al(OH)3受热易分解成Al2O3:
2Al(OH)3==Al2O3+3H2O(规律:
不溶性碱受热均会分解)
3Al(OH)3的制备:
实验室用可溶性铝盐和氨水反应来制备Al(OH)3
3++Al2(SO4)3+6NH3·
H2O=2Al(OH)3↓+3(NH4)2SO4(Al3++3NH3·
H2O=Al(OH)3↓+3NH4+)因为强碱(如NaOH)易与Al(OH)3反应,所以实验室不用强碱制备Al(OH)3,而用氨水。
2、铁的氢氧化物:
氢氧化亚铁Fe(OH)2(白色)和氢氧化铁Fe(OH)3(红褐色)
3、氢氧化钠NaOH:
俗称烧碱、火碱、苛性钠,易潮解,有强腐蚀性,具有碱的通性。
三、盐:
2FeCl3+Fe=3FeCl2(2Fe3++Fe=3Fe2+)(价态归中规律)
2FeCl3+Cu=2FeCl2+CuCl2(2Fe3+Cu=2Fe2+Cu2)(制印刷电路板的反应原理)
2FeCl2+Cl2=2FeCl3(2Fe2+Cl2=2Fe3+2Cl)
②Fe3+离子的检验:
a.溶液呈黄色;
b.加入KSCN(硫氰化钾)溶液变红色;
c.加入NaOH溶液反应生成红褐色沉淀[Fe(OH)3]。
c.
Fe2+离子的检验:
a.溶液呈浅绿色;
b.先在溶液中加入KSCN溶液,不变色,再加入氯水,溶液变红色;
加入NaOH溶液反应先生成白色沉淀,迅速变成灰绿色沉淀,最后变成红褐色沉淀。
2、钠盐:
Na2CO3与NaHCO3的性质比较
Na2CO3
NaHCO3
俗称
纯碱、苏打
小苏打
热稳定性
加热不分解
加热分解
2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2↑
与CO2反应
Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3
不反应
四、焰色反应
1、重要元素的焰色:
钠元素黄色、钾元素紫色(透过蓝色的钴玻璃观察,以排除钠的焰色的干扰)
焰色反应属物理变化。
第四章非金属及其化合物
2、SiO2:
①与强碱反应:
SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O(生成的硅酸钠具有粘性,所以不能用带磨口玻璃塞试剂瓶存放NaOH溶液和Na2SiO3溶液,避免Na2SiO3将瓶塞和试剂瓶粘住,打不开,应用橡皮塞)②与氢氟酸反应[SiO2的特性]:
SiO2+4HF=SiF4↑+2H2O(利用此反应,氢氟酸能雕刻玻璃;
氢氟酸不能用玻璃试剂瓶存放,应用塑料瓶)。
二、氯及其化合物
1、氯气(Cl2):
(1)物理性质:
黄绿色有刺激性气味有毒的气体,(氯气收集方法—向上排空气法或者排饱和食盐水;
液氯为纯净物)
(2)化学性质:
作强氧化剂,
点燃
2Fe+3Cl2===2FeCl3(氯气与金属铁反应只生成FeCl3,而不生成FeCl2。
Cl2+H2===2HCl(氢气在氯气中燃烧现象:
安静地燃烧,发出苍白色火焰)
将H2和Cl2混合后在点燃或光照条件下发生爆炸。
③Cl2与水反应:
Cl2+H2O=HCl+HClO离子方程式:
Cl2+H2O=H++Cl—+HClO。
氯水的性质:
1)强氧化性:
氯水中的氯气能与KI,KBr、FeCl2、SO2、Na2SO3等物质反应。
2)漂白、消毒性:
氯水中的Cl2和HClO均有强氧化性,漂白作用不可逆。
4Cl2与碱液反应:
与NaOH反应:
Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2OCl2+2OH-=Cl-+ClO-+H2O
与Ca(OH)2溶液反应:
2Cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O此反应用来制漂白粉,漂白粉的主要成分为Ca(ClO)2和CaCl2,有效成分为Ca(ClO)2。
2、Cl-的检验方法:
先加稀硝酸酸化溶液(排除CO32-干扰)再滴加AgNO3溶液,如有白色沉淀生成,则说明有Cl存在。
三、硫及其化合物
②SO2为酸性氧化物,
a、与NaOH溶液反应:
SO2(少量)+2NaOH=Na2SO3+H2OSO2+2OH-=SO32-+H2O
SO2(过量)+NaOH=NaHSO3SO2+OH-=HSO3-
b、与Ca(OH)2溶液反应:
SO2(少量)+Ca(OH)2=CaSO3↓(白色)+H2O2SO2(过量)+Ca(OH)2=Ca(HSO3)2(可溶)对比CO2与碱反应:
CO2(少量)+Ca(OH)2=CaCO3↓(白色)+H2O2CO2(过量)+Ca(OH)2=Ca(HCO3)2(可溶)
将SO2逐渐通入Ca(OH)2溶液中先有白色沉淀生成,后沉淀消失,与CO2逐渐通入Ca(OH)2溶液实验
现象相同,所以不能用石灰水来鉴别SO2和CO2。
能使石灰水变浑浊的无色无味的气体一定是二氧化碳,
这说法是对的,因为SO2是有刺激性气味的气体。
③SO2具有强还原性,能与强氧化剂(如酸性高锰酸钾溶液、氯气、氧气等)反应。
SO2能使酸性KMnO4溶液、新制氯水褪色,显示了SO2的强还原性(不是SO2的漂白性)。
5SO2的漂白性:
SO2能使品红溶液褪色,加热会恢复原来的颜色。
用此可以检验SO2的存在。
4、硫酸(H2SO4)
(2)浓硫酸三大性质:
吸水性、脱水性、强氧化性。
△
2H2SO4(浓)+Cu===CuSO4+2H2O+SO2↑(此反应浓硫酸表现出酸性和强氧化性)
2H2SO4(浓)+C===CO2↑+2H2O+SO2↑(此反应浓硫酸表现出强氧化性)
常温下,Fe、Al遇浓H2SO4或浓HNO3发生钝化(化学变化)。
四、氮及其化合物
1、二氧化氮:
红棕色气体(与溴蒸气颜色相同)、有刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水,并与水反应:
3NO2+H2O=2HNO3+NO,此反应中NO2既是氧化剂又是还原剂。
2、硝酸(HNO3):
化学性质:
稀硝酸遇紫色石蕊试液变红色,浓硝酸遇紫色石蕊试液先变红(H+作用)
后褪色(浓硝酸的强氧化性);
浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂,能氧化大多数金属,但不放出氢气,通常浓硝酸产生NO2,稀硝酸产生NO,如:
①Cu+4HNO3(浓)=Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O
②3Cu+8HNO3(稀)=3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O
酸性条件下NO3-与具有强还原性的离子如S2-、Fe2+、SO32-、I-、Br-因发生氧化还原反应而不能
大量共存。
3、氨气(NH3)
氨气的实验室制法:
(课本P88图4-33)
1)原理:
铵盐与碱共热产生氨气2)收集:
向下排空气法。
3)验满:
方法一:
湿润的红色石蕊试纸(NH3是唯一能使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体)
方法二:
蘸浓盐酸的玻璃棒(产生白烟)
4)干燥:
用碱石灰或生石灰干燥,不能用CaCl2、P2O5、浓硫酸作干燥剂。
(2)干燥的铵盐能与碱固体混合加热反应生成氨气,利用这个性质可以制备氨气:
2NH4Cl+Ca(OH)22NH3↑+CaCl2+2H2O
(3)NH4+的检验:
样品加碱混合加热,放出的气体能使湿的红色石蕊试纸变蓝,则证明该物质有NH4+。
高中化学必修2知识点归纳总结
第一章物质结构元素周期律
一、原子结构
质量数(A)=质子数(Z)+中子数(N)
原子序数=Z核电荷数=质子数=原子的核外电子数
★熟背前20号元素,熟悉1~20号元素原子核外电子的排布:
HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa
2.结构特点:
核外电子层数元素种类
16个族)零族:
稀有气体
三、元素周期律
1.同周期元素性质递变规律
第三周期元素
11Na
12Mg
13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
(1)电子排布
电子层数相同,最外层电子数依次增加
(2)原子半径
原子半径依次减小
—
(3)主要化合价
+1
+2
+3
+4
-4
+5
-3
+6
-2
+7
-1
(4)金属性、非金属性
从左往右,
金属性减弱,非金属性增加
(5)单质与水或酸置换难易
冷水剧烈
热水与
酸快
与酸反
应慢
(6)氢化物的化学式
SiH4
PH3
H2S
HCl
(7)与H2化合的难易
由难到易
(8)氢化物的稳定性
稳定性增强
最高价氧化物对应水化物
(10)化学式
NaOH
Mg(OH)2
Al(OH)3
H2SiO3
H3PO4
H2SO4
HClO4
(11)酸碱性
强碱
中强碱
两性氢氧化物
弱酸
中强
酸
强酸
很强的酸
(12)变化规律
碱性减弱,酸性增强
2、
Ⅰ)同周期比较:
金属性:
Na>
Mg>
Al与酸或水反应:
从易→难碱性:
NaOH>
Mg(OH)2>
Al(OH)3
非金属性:
Si<
P<
S<
Cl单质与氢气反应:
从难→易氢化物稳定性:
SiH4<
PH3<
H2S<
HCl酸性(含氧酸):
H2SiO3<
H3PO4<
H2SO4<
HClO4
Ⅱ)同主族比较:
Li<
Na<
K<
Rb<
Cs(碱金属元素)单质还原性(失电子能力):
Li<
Na<
K<
Rb<
Cs离子氧化性(得电子能力):
Li+>
Na+>
K+>
Rb+>
Cs+
碱性:
LiOH<
NaOH<
KOH<
RbOH<
CsOH与酸或水反应:
从难→易
F>
Cl>
Br>
I(卤族元素)单质氧化性:
F2>
Cl2>
Br2>
I2离子还原性:
F-<
Cl-<
Br-<
I-酸性(无氧酸):
HF<
HCl<
HBr<
HI单质与氢气反应:
从易→难氢化物稳定:
HF>
HCl>
HBr>
HI
3、比较粒子(包括原子、离子)半径的方法:
(1)先比较电子层数,电子层数多的半径大。
(2)电子层数相同时,再比较核电荷数,核电荷数多的半径反而小。
四、化学键
化学键是相邻两个或多个原子间强烈的相互作用。
1.离子键与共价键的比较
键型
离子键
共价键
概念
阴阳离子结合成化合物的静电作用叫
原子之间通过共用电子对所形成的相互作
用叫做共价键
成键元素
活泼金属与活泼非金属元素之间(特
殊:
NH4Cl、NH4NO3等铵盐只由非金属
非金属元素之间
元素组成,但含有离子键)(AlCl3是共
价化合物)
第二章化学反应与能量
1、在任何的化学反应中总伴有能量的变化。
E反应物总能量>
E生成物总能量,为放热反应。
E反应物总能量<
E生成物总能量,为吸热反应。
2、常见的放热反应和吸热反应
常见的放热反应:
①所有的燃烧与缓慢氧化。
②酸碱中和反应。
③金属与酸反应制取氢气。
4大多数化合反应(特殊:
C+CO22CO是吸热反应)。
常见的吸热反应:
①以C、H2、CO为还原剂的氧化还原反应如:
C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g)。
②铵盐和碱的反应如Ba(OH)2·
8H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O
③大多数分解反应如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等。
第二节化学能与电能
1原电池正负极的判断方法:
1依据原电池两极的材料:
较活泼的金属作负极(K、Ca、Na太活泼,不能作电极);
较不活泼金属或可导电非金属(石墨)、氧化物(MnO2)等作正极。
2根据电流方向或电子流向:
(外电路)的电流由正极流向负极;
电子则由负极经外电路流向原电池的正极。
③根据内电路离子的迁移方向:
阳离子流向原电池正极,阴离子流向原电池负极。
④根据原电池中的反应类型:
负极:
失电子,发生氧化反应,现象通常是电极本身消耗,质量减小。
正极:
得电子,发生还原反应,现象是常伴随金属的析出或H2的放出。
第三节化学反应的速率和限度
1、化学反应的速率
c(B)n(B)
(1)计算公式:
v(B)=t=Vt
4重要规律:
(i)速率比=方程式系数比(ii)变化量比=方程式系数比
(2)影响化学反应速率的因素:
内因:
由参加反应的物质的结构和性质决定的(主要因素)。
外因:
①温度:
升高温度,增大速率
②催化剂:
一般加快反应速率(正催化剂)
3浓度:
增加C反应物的浓度,增大速率(溶液或气体才有浓度可言)④压强:
增大压强,增大速率(适用于有气体参加的反应)
5其它因素:
如光(射线)、固体的表面积(颗粒大小)、反应物的状态(溶剂)、原电池等也会改变化学反应速率。
2、化学反应的限度——化学平衡
(2)化学平衡状态的特征:
逆、动、等、定、变。
①逆:
化学平衡研究的对象是可逆反应。
②动:
动态平衡,达到平衡状态时,正逆反应仍在不断进行。
③等:
达到平衡状态时,正方应速率和逆反应速率相等,但不等于0。
即v正=v逆≠0。
4定:
达到平衡状态时,各组分的浓度保持不变,各组成成分的含量保持一定。
5变:
当条件变化时,原平衡被破坏,在新的条件下会重新建立新的平衡。
(3)判断化学平衡状态的标志:
①VA(正方向)=VA(逆方向)或nA(消耗)=nA(生成)(不同方向同一物质比较)②各组分浓度保持不变或百分含量不变
③借助颜色不变判断(有一种物质是有颜色的)④总物质的量或总体积或总压强或平均相对分子质量不变(前提:
反应前后气体的总物质的量不相等的反应适用,即如对于反应xA+yBzC,x+y≠z)
第四章化学与自然资源的开发利用第一节开发利用金属矿物和海水资源一、金属矿物的开发利用
(1)电解法:
适用于一些非常活泼的金属。
电解电解
2NaCl(熔融)2Na+Cl2↑MgCl2(熔融)Mg+Cl2↑
电解
2Al2O3(熔融)4Al+3O2↑
(2)热还原法:
适用于较活泼金属。
高温
ZnO+CZn+CO↑
常用的还原剂:
焦炭、CO、H2等。
一些活泼的金属也可作还原剂,如Al,
高温高温
Fe2O3+2Al2Fe+Al2O3(铝热反应)Cr2O3+2Al2Cr+Al2O3(铝热反应)
(3)热分解法:
适用于一些不活泼的金属。
△△
2HgO2Hg+O2↑2Ag2O4Ag+O2↑
二、海水淡化的三个方法:
蒸馏、电渗析法、离子交换法。
海水中可提取NaCl、碘、溴、镁
三、煤和石油
1、煤的综合利用:
煤的干馏、煤的气化、煤的液化(都是化学变化)。
煤的主要组成元素是C(碳)元素。
煤
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