鲁科版高中化学必修一知识点总结知识讲解.docx

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鲁科版高中化学必修一知识点总结知识讲解

高一化学模块I主要知识及化学方程式

一、研究物质性质的方法和程序

1.基本方法：

观察法、实验法、分类法、比较法

2.基本程序：

第三步：

用比较的方法对观察到的现象进行分析、综合、推论，概括出结论。

二、钠及其化合物的性质：

1.钠在空气中缓慢氧化：

4Na+O2==2Na2O

2.钠在空气中燃烧：

2Na+O2点燃====Na2O2

3.钠与水反应：

2Na+2H2O=2NaOH+H2

现象：

①钠浮在水面上；②熔化为银白色小球；③在水面上四处游动；④伴有嗞嗞响声；⑤滴有酚酞的水变红色。

4.过氧化钠与水反应：

2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2

5.过氧化钠与二氧化碳反应：

2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2

6.碳酸氢钠受热分解：

2NaHCO3△==Na2CO3+H2O+CO2

7.氢氧化钠与碳酸氢钠反应：

NaOH+NaHCO3=Na2CO3+H2O

&在碳酸钠溶液中通入二氧化碳：

Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3

三、氯及其化合物的性质

1.氯气与氢氧化钠的反应：

CI2+2NaOH=NaCI+NaCIO+H2O

2.铁丝在氯气中燃烧：

2Fe+3CI2点燃===2FeCI3

3.制取漂白粉（氯气能通入石灰浆）2CI2+2Ca（OH）2=CaCI2+Ca（CIO）2+2H2O

4.氯气与水的反应：

CI2+H2O=HCIO+HCI

5.次氯酸钠在空气中变质：

NaCIO+CO2+H2O=NaHCO3+HCIO

6.次氯酸钙在空气中变质：

Ca（CIO）2+CO2+H2O=CaCO3+2HCIO

四、以物质的量为中心的物理量关系

1.物质的量n（mol）=N/N（A）

2.物质的量n（mol）=m/M

3.标准状况下气体物质的量n（mol）=V/V（m）

4.溶液中溶质的物质的量n（mol）=cV

五、胶体：

1.定义：

分散质粒子直径介于1~100nm之间的分散系。

2.胶体性质：

1丁达尔现象

2聚沉

3电泳

4布朗运动

3.胶体提纯：

渗析

六、电解质和非电解质

1.定义：

①条件：

水溶液或熔融状态；②性质：

能否导电；③物质类别：

化合物。

2.强电解质：

强酸、强碱、大多数盐；弱电解质：

弱酸、弱碱、水等。

3.离子方程式的书写：

1写：

写出化学方程式

2拆：

将易溶、易电离的物质改写成离子形式，其它以化学式形式出现。

下列情况不拆：

难溶物质、难电离物质（弱酸、弱碱、水等）、氧化物、HC03-等。

3删：

将反应前后没有变化的离子符号删去。

4查：

检查元素是否守恒、电荷是否守恒。

4.离子反应、离子共存问题：

下列离子不能共存在同一溶液中：

1生成难溶物质的离子：

如Ba2+与SO42-;Ag+与Cl-等

2生成气体或易挥发物质：

如H+与CO32-、HCO3-、SO32-、S2-等；OH-与NH4+等。

3生成难电离的物质（弱电解质）

4发生氧化还原反应：

如：

MnO4-与I-;H+、NO3-与Fe2+等

七、氧化还原反应

1.（某元素）降价一一得到电子一一被还原一一作氧化剂一一产物为还原产物

2.（某元素）升价一一失去电子一一被氧化一一作还原剂一一产物为氧化产物

3.氧化性：

氧化剂>氧化产物

还原性：

还原剂>还原产物

八、铁及其化合物性质

1.Fe2+及Fe3+离子的检验：

1Fe2+的检验：

（浅绿色溶液）

a）加氢氧化钠溶液，产生白色沉淀，继而变灰绿色，最后变红褐色。

b）加KSCN溶液，不显红色，再滴加氯水，溶液显红色。

2Fe3+的检验：

（黄色溶液）

a）加氢氧化钠溶液，产生红褐色沉淀。

b）加KSCN溶液，溶液显红色。

2.主要反应的化学方程式：

1铁与盐酸的反应：

Fe+2HCI=FeCI2+H才

2铁与硫酸铜反应（湿法炼铜）：

Fe+CuSO4=FeSO4+Cu

3在氯化亚铁溶液中滴加氯水：

（除去氯化铁中的氯化亚铁杂质）3FeCI2+CI2=2FeCI3

4氢氧化亚铁在空气中变质：

4Fe（OH）2+O2+2H2O=4Fe（OH）3

5在氯化铁溶液中加入铁粉：

2FeCI3+Fe=3FeCI2

6铜与氯化铁反应（用氯化铁腐蚀铜电路板）：

2FeCI3+Cu=2FeCI2+CuCI2

7少量锌与氯化铁反应：

Zn+2FeCI3=2FeCI2+ZnCI2

8足量锌与氯化铁反应：

3Zn+2FeCI3=2Fe+3ZnCI2

九、氮及其化合物的性质

1.雷雨发庄稼”涉及反应原理：

1N2+O2放电===2NO

22NO+O2=2NO2

33NO2+H2O=2HNO3+NO

2.氨的工业制法：

N2+3H22NH3

3.氨的实验室制法：

1原理：

2NH4CI+Ca（OH）2△==2NH3+CaCI2+2H2O

2装置：

与制O2相同

3收集方法：

向下排空气法

4检验方法：

a）用湿润的红色石蕊试纸试验，会变蓝色。

b）用沾有浓盐酸的玻璃棒靠近瓶口，有大量白烟产生。

NH3+HCI=NH4CI

5干燥方法：

可用碱石灰或氧化钙、氢氧化钠，不能用浓硫酸。

4.氨与水的反应：

NH3+H2O=NH3?

H2ONH3?

H2ONH4++OH-

5.氨的催化氧化：

4NH3+5O24NO+6H2O（制取硝酸的第一步）

6.碳酸氢铵受热分解：

NH4HCO3NH3+H2O+CO2

7.铜与浓硝酸反应：

Cu+4HNO3=Cu（NO3）2+2NO2T+2H2O

&铜与稀硝酸反应：

3Cu+8HNO3=3Cu（NO3）2+2NO?

+4H2O

9.碳与浓硝酸反应：

C+4HNO3=CO2+4NO才+2H2O

十、硫及其化合物的性质

1.铁与硫蒸气反应：

Fe+S△==FeS

2.铜与硫蒸气反应：

2Cu+S△==Cu2S

3.硫与浓硫酸反应：

S+2H2SO4（浓）△==3SO2f+2H2O

4.二氧化硫与硫化氢反应：

SO2+2H2S=3S+2H2O

5.铜与浓硫酸反应：

CU+2H2SO4△==CuSO4+SO2+2H2O

6.二氧化硫的催化氧化：

2SO2+O22SO3

7.二氧化硫与氯水的反应：

SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl

&二氧化硫与氢氧化钠反应：

SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O

9.硫化氢在充足的氧气中燃烧：

2H2S+3O2点燃===2SO2+2H2O

10.硫化氢在不充足的氧气中燃烧：

2H2S+O2点燃===2S+2H2O

十二、Cl-、Br-、I-离子鉴别：

1.分别滴加AgNO3和稀硝酸，产生白色沉淀的为Cl-;产生浅黄色沉淀的为Br-;产生黄

色沉淀的为I-

2.分别滴加氯水，再加入少量四氯化碳，振荡，下层溶液为无色的是Cl-;下层溶液为橙

红色的为Br-;下层溶液为紫红色的为1-。

十三、常见物质俗名

1苏打、纯碱：

Na2CO3;②小苏打：

NaHC03;③熟石灰：

Ca（OH）2;④生石灰：

CaO;

5绿矶：

FeSO4?

7H2O:

⑥硫磺：

S:

⑦大理石、石灰石主要成分：

CaCO3:

⑧胆矶：

CuSO4?

5H2O:

⑨石膏：

CaSO4?

2H2O:

⑩明矶：

KAl（SO4）2?

12H2O

十四、铝及其化合物的性质

1.铝与盐酸的反应：

2AI+6HCI=2AICI3+3H2f

2.铝与强碱的反应：

2AI+2NaOH+6H2O=2Na[AI（OH）4]+3H2f

3.铝在空气中氧化：

4AI+3O2==2AI2O3

4.氧化铝与酸反应：

AI2O3+6HCI=2AICI3+3H2O

5.氧化铝与强碱反应：

AI2O3+2NaOH+3H2O=2Na[AI（OH）4]

6.氢氧化铝与强酸反应：

AI（OH）3+3HCI=AICI3+3H2O

7.氢氧化铝与强碱反应：

AI（OH）3+NaOH=Na[AI（OH）4]

&实验室制取氢氧化铝沉淀：

AI3++3NH3?

H2O=AI（OH）3J+3NH4+

十五、硅及及其化合物性质

1.硅与氢氧化钠反应：

Si+2NaOH+H2O=Na2SiO3+2H2

2.硅与氢氟酸反应：

Si+4HF=SiF4+H2f

3.二氧化硅与氢氧化钠反应：

SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O

4.二氧化硅与氢氟酸反应：

SiO2+4HF=SiF4f+2H2O

5.制造玻璃主要反应：

SiO2+CaCO3高温===CaSiO3+COfSiO2+Na2CO3高温===Na2SiO3+COf

鲁科版化学必修2知识点归纳与总结

第一章原子结构与元素周期律

、原子结构

原子核

-质子（Z个）

中子（N个）

注意:

1.原子（；x）

质量数（A）=质子数（Z）+中子数（N）

原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数

〜核外电子（Z个）

★熟背前20号元素，熟悉1〜20号元素原子核外电子的排布：

HHeLiBeBCNOFNeNaMgAlSiPSClArKCa电子层：

一二三四五六七

对应表示符号：

KLMNOPQ

2.元素、核素、同位素

元素：

具有相同核电荷数的同一类原子的总称。

（对于原子来说）

核素：

是指具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。

同位素：

质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。

质量数：

质子数与中子数之和，为整数，不同于相对原子质量。

5.电子数相同的微粒组

1核外有10个电子的微粒组：

原子：

Ne；分子：

CH4、NH3、H2O、HF;阳离子：

Na+、Mg2+、Al3+、NH4+、H3O+；

阴离子：

N3「、O2「、F「、OH「、NH2「。

2核外有18个电子的微粒：

原子：

Ar;分子：

SiH4、PH3、H2S、HCl、F2、H2O2、N2H4、C2H6;阳离子：

K+、Ca2+;

阴离子：

P3「、S2「、HS「、C「、O22「

二、核外电子排布

核外电子排布规律

1）能量最低原理：

核外电子总是尽先排布在能量最低的电子层里，然后再由里往外排布在

能量逐步升咼的电子层里，即依次：

LtMRNtOtPtQ顺序排列。

2）各电子层最多容纳电子数为2n2个，即K层2个，L层8个，M层18个，N层32个等。

最外层电子数不超过8个，次外层不超过18个，倒数第三层不超过32个

【注意】以上三条规律是相互联系的，不能孤立理解其中某条。

如M层不是最外层时，其

电子数最多为18个，当其是最外层时，其中的电子数最多为8个。

三、元素周期表

1.编排原则：

1按原子序数递增的顺序从左到右排列

2将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行.。

（周期序数=原子的电子层数）

3把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行..。

主族序数=原子最外层电子数

3•原子结构、元素性质与元素周期表关系的规律：

1原子序数=核内质子数

2电子层数=周期数（电子层数决定周期数）

3主族元素最外层电子数=主族序数=最高正价数

4负价绝对值=8—主族序数（限WA〜四A）

5同一周期，从左到右：

原子半径逐渐减小，元素的金属性逐渐减弱，非金属逐渐增强，则

非金属元素单质的氧化性增强，形成的气态氧化物越稳定，形成的最高价氧化物对应水化物的酸性增强，其阳离子的氧化性逐渐增强、阴离子还原性减弱。

6同一主族，从上到下，原子半径逐渐增大，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。

则金属元素单质的还原性增强，形成的最高价氧化物对应的水化物的碱性增强，其离子的氧

化性减弱。

三、元素周期律

1.元素周期律：

元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。

元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电.

子排布的周期性变化的必然结果。

2.元素性质随周期和族的变化规律

性质

同周期（从左T右）

同主族（从上T下）

原子半径

逐渐减小

逐渐增大

电子层结构

电子层数相同，最外层电子数渐多

电子层数递增，最外层电子数相同

失电子能力

逐渐减小

逐渐增大

得电子能力

逐渐增大

逐渐减小

金属性非金属性

逐渐减弱逐渐增强

逐渐增强逐渐减弱

邛日离子的氧化性

阳离子的氧化性增强

阳离子的氧化性减弱

阴离子的还原性

阴离子得还原性减弱

阴离子得还原性增强

主要化合价

最高正价为（+1T+7）非金属负价=—（8—族序数）

最高正价=族序数（O、F除外）非金属负价=—（8—族序数）

最高氧化物对应水化物的酸性

酸性逐渐增强

酸性逐渐减弱

最高氧化物对应水化物的碱性

碱性逐渐减弱

碱性逐渐增强

非金属气态氢化物的形成难易与

形成由难T易

形成由易t难

稳定性

稳定性逐渐增强

稳定性逐渐减弱

第IA族碱金属元素：

LiNaKRbCsFr（Fr是金属性最强的元素，位于周期表

左下方）

第四A族卤族元素：

FClBrIAt（F是非金属性最强的元素，位于周期表

右上方）

★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：

（1）金属性强（弱）一一①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）；②氢氧化物碱性强（弱）；

3相互置换反应（强制弱）Fe+CuSQ=FeSQ+Cu。

（2）非金属性强（弱）一一①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；

3最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）：

④相互置换反应（强制弱）2NaBr+Cl2

=2NaCl+B「2。

（I）同周期比较：

金属性：

Na>Mg>Al

与酸或水反应：

从易T难

碱性：

NaO>Mg（OH>>Al（OH）3

非金属性：

SivPvSvCl

单质与氢气反应：

从难t易

氢化物稳定性：

SiH4VPHvHSvHCl酸性（含氧酸）:

HSiOsvHsPOvHSOvHCIO

（n）同主族比较：

金属性：

LivNa

从难t易

碱性：

LiOHvNaOKKOKRbOVCsOH

非金属性：

F>Cl>Br>I（卤族兀素）单质与氢气反应：

从易t难

氢化物稳定：

HF>HCl>HBr>HI

（川）

金属性：

LivNa

还原性（失电子能力）：

LivNavKvRbvCs氧化性（得电子能力）:

Li+>Na+>K+>Rb+>Cs+

非金属性：

F>Cl>Br>I

氧化性：

F2>Cl2>B「2>I2

还原性：

F—vCl—vBr—vI—酸性（无氧酸）:

HFvHClvHBrvHI

微粒半径的大小与比较：

1）一看“电子层数”：

当电子层数不同时，电子层数越多，半径越大。

如同一主族元素，

电子层数越多，半径越大如：

r（CI）>r（F）、r（02「）>r（S2「）、r（Na）>r（Na+）。

电子层数相同时核电荷数越大，半径越小。

如

2）二看“核电荷数”：

当电子层数相同时，核电荷数越大，半径越小。

如同一周期元素，r（Na）>r（Cl）、r（02「）>r（F「）>r（Na+）。

3）三看“核外电子数”：

当电子层数和核电荷数均相同时，核外电子数越多，半径越大。

如：

r（C「）＞r（CI）、r（Fe2+）＞r（Fe3+）。

在周期表中金属与非金属的分界处可以找到半导体材料

通常制造的农药，所含有的氟、氯、硫、磷等在周期表中的位置靠近，在一定的区域内。

人们还在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料。

★元素周期律的应用（重难点）

A.位，构，性”三者之间的关系

a.原子结构决定元素在元素周期表中的位置

b.原子结构决定元素的化学性质

c.以位置推测原子结构和元素性质

B.预测新元素及其性质

第二章化学键化学反应与能量

一、化学键

1.概念：

化学键：

相邻的原子之间强的相互作用.

注：

①非相邻原子或分子之间不存在化学键，如稀有气体中不存在化学键；

2原子：

中性原子（形成共价键）、阴阳离子（形成离子键）、③相互作用：

相互吸引和相互排斥；

_离子键：

只存在于离子化合物中

2•分类：

•共价键：

存在于共价化合物中，也可能存在离子化合物中

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离子键

原子之间通过共用电子对所形成的相互作用叫做共价键

成键方式

通过得失电子达到稳定结构

通过形成共用电子对达到稳定结构

成键粒子

阴、阳离子

原子

成键兀素

活泼金属与活泼非金属兀素之间（特殊：

NHCI、NHNO等铵盐只由非金属兀素组成，但含有离子键）

非金属兀素之间

离子化合物：

由离子键构成的化合物叫做离子化合物。

（一定有离子键，可能有共价键）

共价化合物：

原子间通过共用电子对形成分子的化合物叫做共价化合物。

（只有共价键）

_极性共价键（简称极性键）：

由不同种原子形成，A—B型，如，H—CI。

共价键.非极性共价键（简称非极性键）：

由同种原子形成，A—A型，如，CI—CI。

★2.电子式：

在元素符号周围用“•”和“X”来表示原子的最外层电子（价电子），这种式子叫做电子式。

1）原子的电子式：

由于中性原子既没有得电子，也没有失电子，所以书写电子式时

应把原子的最外层电子全部排列在元素符号周围。

排列方式为在元素符号上、下、左、右四

个方向，每个方向不能超过2个电子。

例如，H、N、0、F。

2）金属阳离子的电子式：

金属原子在形成阳离子时，最外层电子已经失去，但电子式仅画

出最外层电子，所以在画阳离子的电子式时，就不再画出原最外层电子，但离子所带的电荷

数应在元素符号右上标出。

所以属阳离子的电子式即为离子符号。

如钠离子的电子式为

Na;镁离子的电子式为Mg2，氢离子也与它们类似，表示为H

3）非金属阴离子的电子式：

一般非金属原子在形成阴离子时，得到电子，使最外层达

到稳定结构，这些电子都应画出，并将符号用“□”括上，右上角标出所带的电荷数，电荷

的表示方法同于离子符号。

例如，［H:

］、［:

F:

］、［:

S:

］2。

二.化学反应中的能量变化

1在任何的化学反应中总伴有能量的变化。

原因：

当物质发生化学反应时，断开反应物中的化学键要吸收能量,而形成生成物中的

化学键要放出能量。

化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因。

一个确定的化

学反应在发生过程中是吸收能量还是放出能量，决定于反应物的总能量与生成物的总能量的

相对大小。

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vE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+CO22C0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+NH4CI=BaCl2+2NH3f+IOH2O

3大多数分解反应如KCIO3、KMnO4、CaCO3的分解等。

3、能源的分类：

［思考］一般说来，大多数化合反应是放热反应，大多数分解反应是吸热反应，放热反应都不需要加热，吸热反应都需要加热，这种说法对吗？

试举例说明。

点拔：

这种说法不对。

如C+O2=CO2的反应是放热反应，但需要加热，只是反应开始

后不再需要加热，反应放出的热量可以使反应继续下去。

Ba（OH）2•8H2O与NH4CI的反应

是吸热反应，但反应并不需要加热。

三.化学反应快慢与限度

1化学反应的速率

（1）概念：

化学反应速率通常用单位时间内反应物浓度的减少量或生成物（均

取正值）来表示。

计算公式:

v（B）=

c（B）

n（B）|

V?

t

1单位：

mol/（L•s）或mol/（L•min）

2B为溶液或气体，若B为固体或纯液体不计算速率。

3以上所表示的是平均速率，而不是瞬时速率。

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）。

10°C,速率提高

外因：

①温度：

升高温度，增大速率，降低温度，减小速率。

一般每升高

2到4倍。

2催化剂：

一般加快反应速率（正催化剂），减慢反应速率（负催化剂）

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）、等

也会改变化学反应速率。

2、化学反应的限度一一化学平衡

（1）在一定条件下，当一个可逆反应进行到正向反应速率与逆向反应速率相等时，反_

应物和生成物的浓度不再改变，达到表面上静止的一种“动态平衡状态”，这就是这个反应

所能达到的限度，即化学平衡状态。

（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逆工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，既反生化学平衡

的移动。

（3）判断化学平衡状态的标志：

1VA（正方向）=%（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+yB_zC,x+y丰z）

三.化学反应的利用

1•利用化学反应制备新物质的意义：

1利用化学反应不仅能制备自然界中存在的物质，而且还能制备自然界中不存在的物质。

2利用化学反应制备所需要的物质，例如消毒剂CIO2的制备。

3通过改变材料的结构，提高其性能，扩大适用范围。

利用化学反应制备物质已成为保障人们物质需求的重要手段。

人类利用化学反应，不但要利用化学反应产生的新物质，还要充分利用化学反应过程中产生

的能量。

在化学反应中，能量以不同的形式表现出来，通常有热能、电能等。

（2）实验装置如图

装置中所盛试剂及其作用:

C饱和食盐水，除去氯气中的氯化氢气体；

D浓硫酸，除去氯气中的水蒸气（或干燥氯气）；F氢氧化钠溶液，吸收尾气中的氯气。

（3）验满方法

也可

如果采用排空气法收集氯气，可在瓶口用湿润的淀粉碘化钾试纸（变蓝）来检验,以用湿润的