1、高中化學知識點規律大全化學反應及其能量變化1氧化還原反應氧化還原反應 有電子轉移(包括電子的得失和共用電子對的偏移)或有元素化合價升降的反應如2Na+ C122NaCl(有電子得失)、H2+ C122HCl(有電子對偏移)等反應均屬氧化還原反應。氧化還原反應的本質是電子轉移(電子得失或電子對偏移)。氧化還原反應的特征 在反應前后有元素的化合價發生變化根據氧化還原反應的反應特征可判斷一個反應是否為氧化還原反應某一化學反應中有元素的化合價發生變化，則該反應為氧化還原反應，否則為非氧化還原反應。氧化劑與還原劑概 念含 義概 念含 義氧化劑反應后所含元素化合價降低的反應物還原劑反應后所含元素化合價升高

2、的反應物被氧化還原劑在反應時化合價升高的過程被還原氧化劑在反應時化合價降低的過程氧化性氧化劑具有的奪電子的能力還原性還原劑具有的失電子的能力氧化反應元素在反應過程中化合價升高的反應還原反應元素在反應過程中化合價降低的反應氧化產物還原劑在反應時化合價升高后得到的產物還原產物氧化劑在反應時化合價降低后得到的產物氧化劑與還原劑的相互關系重要的氧化劑和還原劑：(1)所含元素的化合價處在最高價的物質只能得到電子，只具有氧化性，只能作氧化劑(注：不一定是強氧化劑)。重要的氧化劑有：活潑非金屬單質，如X2(鹵素單質)、O2、O3等。所含元素處于高價或較高價時的氧化物，如MnO2、NO2、PbO2等。所含元素

3、處于高價時的含氧酸，如濃H2SO4、HNO3等所含元素處于高價時的鹽，如KMnO4、KClO3、K2Cr2O7等金屬陽離子等，如Fe3、Cu2、Ag、H等過氧化物，如Na2O2、H2O2等特殊物質，如HClO也具有強氧化性(2)所含元素的化合價處在最低價的物質只能失去電子，只具有還原性，只能作還原劑(注：不一定是強還原劑)重要的還原劑有：活潑金屬單質，如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等某些非金屬單質，如C、H2、Si等所含元素處于低價或較低價時的氧化物，如CO、SO2等所含元素處于低價或較低價時的化合物，如含有、的化合物H2S、Na2S、H2SO3、Na2SO3、HI、HBr、FeSO4、N

4、H3等(3)當所含元素處于中間價態時的物質，既有氧化性又有還原性，如H2O2、SO2、Fe2等(4)當一種物質中既含有高價態元素又含有低價態元素時，該物質既有氧化性又有還原性例如，鹽酸(HCl)與Zn反應時作氧化劑，而濃鹽酸與MnO2共熱反應時，則作還原劑氧化還原反應的分類(1)不同反應物間的氧化還原反應不同元素間的氧化還原反應例如：MnO2+ 4HCl(濃) MnCl2+ C12+ 2H2O 絕大多數氧化還原反應屬于這一類同種元素間的氧化還原反應例如：2H2S+ SO23S+ 2H2O KClO3+ 6HCl(濃)KCl+ 3C12+ 3H2O在這類反應中，所得氧化產物和還原產物是同一物質，

5、這類氧化還原反應又叫歸中反應(2)同一反應物的氧化還原反應同一反應物中，不同元素間的氧化還原反應例如：2KClO32KCl+ 3O2同一反應物中，同種元素不同價態間的氧化還原反應例如：NH4NO3N2O+ 2H2O同一反應物中，同種元素同一價態間的氧化還原反應例如：C12+ 2NaOHNaCl+ NaClO+ H2O 3NO2+ H2O2HNO3+ NO在這類反應中，某一元素的化合價有一部分升高了，另一部分則降低了這類氧化還原反應又叫歧化反應氧化還原反應與四種基本反應類型的關系 如右圖所示由圖可知：置換反應都是氧化還原反應；復分解反應都不是氧化還原反應，化合反應、分解反應不一定是氧化還原反應氧

6、化還原反應中電子轉移的方向、數目的表示方法(1)單線橋法表示在反應過程中反應物里元素原子間電子轉移的數目和方向用帶箭頭的連線從化合價升高的元素開始，指向化合價降低的元素，再在連線上方標出電子轉移的數目在單線橋法中，箭頭的指向已經表明了電子轉移的方向，因此不能再在線橋上寫“得”、“失”字樣(2)雙線橋法表示在反應物與生成物里，同一元素原子在反應前后電子轉移的數目和方向在氧化劑與還原產物、還原劑與氧化產物之間分別用帶箭頭的連線從反應前的有關元素指向反應后的該種元素，并在兩條線的上、下方分別寫出“得”、“失”電子及數目例如：氧化還原反應的有關規律(1)氧化性、還原性強弱判斷的一般規律氧化性、還原性的

7、強弱取決于得失電子的難易；而與得失電子數的多少無關金屬活動性順序表金屬的活動性越強，金屬單質(原子)的還原性也越強，而其離子的氧化性越弱如還原性：Mg>Fe>Cu>Ag；氧化性：Ag>Cu2>Fe2>Mg2同種元素的不同價態特殊情況；氯的含氧酸的氧化性順序為：HClO>HClO3>HClO4氧化還原反應進行的方向一般而言，氧化還原反應總是朝著強氧化性物質與強還原性物質反應生成弱氧化性物質與弱還原性物質的方向進行在一個給出的氧化還原反應方程式中，氧化劑和氧化產物都有氧化性，還原劑和還原產物都有還原性，其氧化性、還原性的強弱關系為：氧化性：氧化劑氧化

8、產物； 還原性：還原劑還原產物反之，根據給出的物質的氧化性、還原性的強弱，可以判斷某氧化還原反應能否自動進行反應條件的難易不同的氧化劑(還原劑)與同一還原劑(氧化劑)反應時，反應越易進行，則對應的氧化劑(還原劑)的氧化性(還原性)越強，反之越弱濃度同一種氧化劑(或還原劑)，其濃度越大，氧化性(或還原性)就越強H濃度對于在溶液中進行的氧化還原反應，若氧化劑為含氧酸或含氧酸鹽，則溶液中H濃度越大，其氧化性就越強(2)氧化還原反應中元素化合價的規律一種元素具有多種價態時，處于最高價態時只具有氧化性，處于最低價態時只具有還原性，而處于中間價態時則既有氧化性又具有還原性但須注意，若一種化合物中同時含最高

9、價態元素和最低價態元素時，則該化合物兼有氧化性和還原性，如HCl價態不相交規律同種元素不同價態間相互反應生成兩種價態不同的產物時，化合價升高與化合價降低的值不相交，即高價態降低后的值一定不低于低價態升高后的值，也可歸納為“價態變化只靠攏、不相交”所以，同種元素的相鄰價態間不能發生氧化還原反應；同種元素間隔中間價態，發生歸中反應(3)氧化還原反應中的優先規律：當一種氧化劑(還原劑)同時與多種還原劑(氧化劑)相遇時，該氧化劑(還原劑)首先與還原性(氧化性)最強的物質發生反應，而只有當還原性(氧化性)最強的物質反應完后，才依次是還原性(氧化性)較弱的物質發生反應(4)電子守恒規律在任何氧化還原反應中

10、，氧化劑得到的電子總數等于還原劑失去的電子總數(即氧化劑化合價升高的總數等于還原劑化合價降低的總數)這一點也是氧化還原反應配平的基礎。2離子反應離子反應有離子參加或有離子生成的反應，都稱為離子反應離子反應的本質、類型和發生的條件：(1)離子反應的本質：反應物中某種離子的濃度減小(2)離子反應的主要類型及其發生的條件：離子互換(復分解)反應具備下列條件之一就可以使反應朝著離子濃度減小的方向進行，即離子反應就會發生a生成難溶于水的物質如：Cu2+ 2OHCu(OH)2注意：當有關離子濃度足夠大時，生成微溶物的離子反應也能發生如：2Ag+ SO42Ag2SO4 Ca2+ 2OHCa(OH)2或者由微

11、溶物生成難溶物的反應也能生成如當石灰乳與Na2CO3溶液混合時，發生反應：Ca(OH)2 + CO32CaCO3+ 2OHb生成難電離的物質(即弱電解質)如：H+ OHH2O H+ CH3COOCH3COOHc生成揮發性物質(即氣體)如：CO32+ 2HCO2+ H2O NH4+ OHNH3+ H2Ol 離子間的氧化還原反應由強氧化劑與強還原劑反應，生成弱氧化劑和弱還原劑，即反應朝著氧化性、還原性減弱的方向進行例如： Fe + Cu2Fe2+ Cu Cl2 + 2Br2C1+ Br22MnO4+ 16H+ 10C12Mn2+ 5C12+ 8H2O書寫離子方程式時應注意的問題：(1)電解質在非電

12、離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態)，雖然也有離子參加反應，但不能寫成離子方程式，因為此時這些離子并沒有發生電離如NH4Cl固體與Ca(OH)2固體混合加熱制取氨氣的反應、濃H2SO4與固體(如NaCl、Cu等)的反應等，都不能寫成離子方程式相反，在某些化學方程式中，雖然其反應物不是電解質或強電解質，沒有大量離子參加反應，但反應后產生了大量離子，因此，仍可寫成離子方程式如Na、Na2O、Na2O2、SO3、Cl2等與H2O的反應(2)多元弱酸的酸式鹽，若易溶于水，則成鹽的陽離子和酸根離子可拆開寫成離子的形式，而酸根中的H與正鹽陰離子不能拆開寫例如NaHS、Ca(HCO3)2等，只能分別寫成Na

13、、HS和Ca2、HCO3等酸式酸根的形式(3)對于微溶于水的物質，要分為兩種情況來處理：當作反應物時？，微溶物要保留化學式的形式，不能拆開當作反應物時，若為澄清的稀溶液，應改寫為離子形式，如澄清石灰水等；若為濁液或固體，要保留化學式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等(4)若反應物之間由于物質的量之比不同而發生不同的反應，即反應物之間可發生不止一個反應時，要考慮反應物之間物質的量之比不同，相應的離子方程式也不同例如，向NaOH溶液中不斷通入CO2氣體至過量，有關反應的離子方程式依次為： CO2+ 2OHCO32+ H2O（CO2適量） CO2+ OHHCO3（CO2足量）在溶液中離子能否大量共

14、存的判斷方法：幾種離子在溶液中能否大量共存，實質上就是看它們之間是否發生反應若離子間不發生反應，就能大量共存；否則就不能大量共存離子間若發生下列反應之一，就不能大量共存(1)生成難溶物或微溶物如Ca2與CO32、SO42、OH；Ag與C1、Br、I、SO32，等等(2)生成氣體如NH4與OH；H與HCO3、CO32、S2、HS、SO32、HSO3等(3)生成難電離物質(弱酸、弱堿、水)如H與C1O、F、CH3COO生成弱酸；OH與NH4、A13、Fe3、Fe2、Cu2等生成弱堿；H與OH生成H2O(4)發生氧化還原反應具有氧化性的離子(如MnO4、ClO、Fe3等)與具有還原性的離子( 如S2

15、、I、SO32、Fe2等)不能共存應注意的是，有些離子在堿性或中性溶液中可大量共存，但在酸性條件下則不能大量共存，如SO32與S2，NO3與I、S2、SO32、Fe2等*(5)形成配合物如Fe3與SCN因反應生成Fe(SCN)3而不能大量共存*(6)弱酸根陰離子與弱堿陽離子因易發生雙水解反應而不能大量共存，例如Al3與HCO3、CO32、A1O2等說明： 在涉及判斷離子在溶液中能否大量共存的問題時，要注意題目中附加的限定性條件：無色透明的溶液中，不能存在有色離子，如Cu2(藍色)、Fe3(黃色)、Fe2(淺綠色)、MnO4(紫色)在強酸性溶液中，與H起反應的離子不能大量共存在強堿性溶液中，與O

16、H起反應的離子不能大量共存電解質與非電解質(1)電解質：在水溶液里或者熔融狀態下能夠導電的化合物叫電解質電解質不一定能導電，而只有在溶于水或熔融狀態時電離出自由移動的離子后才能導電(因此，電解質導電的原因是存在自由移動的離子)能導電的不一定是電解質，如金屬、石墨等單質(2)非電解質：在水溶液里和熔融狀態下都不能導電的化合物因為非電解質歸屬于化合物，故如C12等不導電的單質不屬于非電解質(3)電解質與非電解質的比較電解質非電解質區別能否導電溶于水后或熔融狀態時能導電不能導電能否電離溶于水或受熱熔化時能電離產生自由移動的離子不能電離，因此沒有自由移動的離子存在所屬物質酸、堿、鹽等蔗糖、酒精等大部分

17、有機物，氣體化合物如NH3、SO2等聯系都屬于化合物說明 某些氣體化合物的水溶液雖然能導電，但其原因并非該物質本身電離生成了自由移動的離子，因此這些氣體化合物屬于非電解質例如；氨氣能溶于水，但NH3是非電解質氨水能導電是因為NH3與H2O反應生成了能電離出NH4和OH的NH3·H2O的緣故，所以NH3·H2O才是電解質強電解質與弱電解質(1)強電解質：溶于水后全部電離成離子的電解質(2)弱電解質：溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質(3)強電解質與弱電解質的比較強電解質弱電解質代表物質強酸：如H2SO4、HNO3、HCl等強堿：如KOH、NaOH、Ba(OH)2等鹽：

18、絕大多數可溶、難溶性鹽，如NaCl、CaCO3等H2O弱酸：如CH3COOH、HF、HClO、H2CO3等弱堿：NH3·H2O、A1(OH)3、Fe(OH)3等電離情況完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)電離方程式用“”表示如：HNO3H+ NO3不完全電離(部分電離)，存在電離平衡電離方程式用“”表示如：CH3COOHCH3COO+ H十水溶液中存在的微粒水合離子(離子)和H2O分子大部分以電解質分子的形式存在，只有少量電離出來的離子離子方程式的書寫情況拆開為離子(特殊：難溶性鹽仍以化學式表示)全部用化學式表示注意: (1)在含有陰、陽離子的固態強電解質中，雖然有陰、陽離子存在，

19、但這些離子不能自由移動，因此不導電如氯化鈉固體不導電(2)電解質溶液導電能力的強弱取決于溶液中自由移動離子濃度的大小(注意：不是取決于自由移動離子數目的多少)溶液中離子濃度大，溶液的導電性就強；反之，溶液的導電性就弱因此，強電解質溶液的導電能力不一定比弱電解質溶液的導電能力強但在相同條件(相同濃度、相同溫度)下，強電解質溶液的導電能力比弱電解質的導電能力強離子方程式 用實際參加反應的離子符號來表示離子反應的式子所謂實際參加反應的離子，即是在反應前后數目發生變化的離子離子方程式不僅表示一定物質間的某個反應，而且可以表示所有同一類型的離子反應如：H+ OHH2O可以表示強酸與強堿反應生成可溶性鹽的

20、中和反應離子方程式的書寫步驟(1)“寫”：寫出完整的化學方程式(2)“拆”：將化學方程式中易溶于水、易電離的物質(強酸、強堿、可溶性鹽)拆開改寫為離子形式；而難溶于水的物質(難溶性鹽、難溶性堿)、難電離的物質(水、弱酸、弱堿)、氧化物、氣體等仍用化學式表示(3)“刪”：將方程式兩邊相同的離子(包括個數)刪去，并使各微粒符號前保持最簡單的整數比(4)“查”：檢查方程式中各元素的原子個數和電荷總數是否左右相等復分解反應類型離子反應發生的條件復分解反應總是朝著溶液中自由移動的離子數目減少的方向進行具體表現為：(1)生成難溶于水的物質如：Ba2+ SO42BaSO4(2)生成難電離的物質(水、弱酸、弱

21、堿)如H+ OHH2O(3)生成氣體如：CO32+ 2HCO2+ H2O3化學反應中的能量變化放熱反應 放出熱量的化學反應在放熱反應中，反應物的總能量大于生成物的總能量：反應物的總能量生成物的總能量 + 熱量 + 其他形式的能量放熱反應可以看成是“貯存”在反應物內部的能量轉化并釋放為熱能及其他形式的能量的反應過程吸熱反應 吸收熱量的化學反應在吸熱反應中，反應物的總能量小于生成物的總能量：生成物的總能量反應物的總能量 + 熱量 + 其他形式的能量吸熱反應也可以看成是熱能及其他形式的能量轉化并“貯存”為生成物內部能量的反應過程*反應熱(1)反應熱的概念：在化學反應過程中，放出或吸收的熱量，統稱為反

22、應熱反應熱用符號H表示，單位一般采用kJ·mol1(2)反應熱與反應物、生成物的鍵能關系：H生成物鍵能的總和 反應物鍵能的總和(3)放熱反應與吸熱反應的比較反應熱放熱反應吸熱反應含義反應物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，反應物轉化為生成物時放出熱量反應物所具有的總能量小于生成物所具有的總能量，反應物轉化為生成物時吸收熱量反應本身的能量變化反應放出熱量后使反應本身的能量降低反應吸收熱量后使反應本身的能量升高表示符號或H值“” H0“+” H0說明：放熱反應和吸熱反應過程中的能量變化示意圖如圖312所示熱化學方程式(1)熱化學方程式的概念：表明反應所放出或吸收熱量的化學方程式，叫

23、做熱化學方程式(2)書寫熱化學方程式時應注意的問題：需注明反應的溫度和壓強因為反應的溫度和壓強不同時，其H也不同若不注明時，則是指在101kPa和25時的數據反應物、生成物的聚集狀態要注明同一化學反應，若物質的聚集狀態不同，則反應熱就不同例如：H2(g) + 1/2O2(g)H2O(g) H241.8kJ·mol1H2(g) + 1/2O2(g)H2O(l) H285.8kJ·mol1比較上述兩個反應可知，由H2與O2反應生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 kJ·mol1的熱量反應熱寫在化學方程式的右邊放熱時H用“”，吸熱時H用“

24、”例如： H2(g) + 1/2O2(g)H2O(g) 241.8kJ·mol1熱化學方程式中各物質前的化學計量數不表示分子個數，而只表示物質的量(mol)，因此，它可用分數表示對于相同物質的反應，當化學計量數不同時，其H也不同例如：2H2(g) + O2(g)2H2O(g) Hl483.6 kJ·mol1H2(g) + 1/2O2(g)H2O(g) H2241.8kJ·mol1顯然，Hl2H2*蓋斯定律 對于任何一個化學反應，不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的也就是說，化學反應的反應熱只與反應的始態(各反應物)和終態(各生成物)有關，而與具體反應進行

25、的途徑無關如果一個反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的*4燃燒熱和中和熱燃燒熱中和熱定義在101 kPa時，1 mol物質完全燃燒生成穩定的氧化物所放出熱量在稀溶液中，酸跟堿發生中和反應而生成1 mol H2O時所放出的熱量熱化學方程式中的表示形式以燃燒1mol物質為標準來配平其余物質的化學計量數物質的化學計量數平其余物質的化學計量數注意點“完全燃燒”包含兩個方面的意思：燃燒的物質全部燃燒完；生成穩定氧化物，如C完全燃燒生成CO2，S完全燃燒生成SO2；等等當強酸與強堿在稀溶液中發生中和反應時，1 molH與1 molOH發生反應生成1 molH2O，都

26、放出573kJ的熱量即：H(aq) + OH(aq)H2O(1) H57.3 kJ·mol1說明利用燃燒熱可以計算物質在燃燒過程中所放出的熱量當強酸與弱堿或弱酸與強堿或弱酸與弱堿發生中和反應時，因生成的鹽會發生水解而吸熱，故此時中和熱要小于57.3 kJ·mol1高中化學知識點規律大全堿金屬1鈉鈉的物理性質很軟，可用小刀切割；具有銀白色金屬光澤(但常見的鈉的表面為淡黃色)；密度比水小而比煤油大(故浮在水面上而沉于煤油中)；熔點、沸點低；是熱和電的良導體鈉的化學性質(1) Na與O2反應：常溫下： 4Na + O22Na2O，2Na2O + O22Na2O2 (所以鈉表面的氧

27、化層既有Na2O也有Na2O2，且Na2O2比Na2O穩定)加熱時： 2Na + O2Na2O2(鈉在空氣中燃燒，發出黃色火焰，生成淡黃色固體)(2)Na與非金屬反應：鈉可與大多數的非金屬反應，生成+1價的鈉的化合物例如：2Na + C122NaCl 2Na + SNa2S(3)Na與H2O反應化學方程式及氧化還原分析： 離子方程式： 2Na + 2H2O2Na + 2OH + H2Na與H2O反應的現象： 浮 熔 游 鳴 紅(4)Na與酸溶液反應例如： 2Na + 2HCl2NaCl + H2 2Na + H2SO4Na2SO4 + H2由于酸中H濃度比水中H濃度大得多，因此Na與酸的反應要

28、比水劇烈得多鈉與酸的反應有兩種情況：酸足量(過量)時：只有溶質酸與鈉反應酸不足量時：鈉首先與酸反應，當溶質酸反應完后，剩余的鈉再與水應因此，在涉及有關生成的NaOH或H2的量的計算時應特別注意這一點(5)Na與鹽溶液的反應在以鹽為溶質的水溶液中，應首先考慮鈉與水反應生成NaOH和H2，再分析NaOH可能發生的反應例如，把鈉投入CuSO4溶液中：2Na + 2H2O2NaOH + H2 2NaOH + CuSO4Cu(OH)2 + Na2SO4注意：鈉與熔融的鹽反應時，可置換出鹽中較不活潑的金屬例如：4Na + TiCl4(熔融) 4NaCl + Ti實驗室中鈉的保存方法 由于鈉的密度比煤油大且

29、不與煤油反應，所以在實驗室中通常將鈉保存在煤油里，以隔絕與空氣中的氣體和水接觸鈉在自然界里的存在：由于鈉的化學性質很活潑，故鈉在自然界中只能以化合態的形式(主要為NaCl，此外還有Na2SO4、Na2CO3、NaNO3等)存在鈉的主要用途(1)制備過氧化鈉(原理：2Na + O2Na2O2)(2)NaK合金(常溫下為液態)作原子反應堆的導熱劑(原因：NaK合金熔點低、導熱性好)(3)冶煉如鈦、鋯、鈮、鉭等稀有金屬(原理： 金屬鈉為強還原劑)(4)制高壓鈉燈(原因： 發出的黃色光射程遠，透霧能力強)2鈉的化合物過氧化鈉物理性質淡黃色固體粉末化學性質與H2O反應2Na2O2 + 2H2O 4NaO

30、H + O2現象：反應產生的氣體能使余燼的木條復燃；反應放出的熱能使棉花燃燒起來與CO2反應2Na2O2 + 2CO2 2Na2CO3 + O2 說明：該反應為放熱反應強氧化劑能使織物、麥稈、羽毛等有色物質褪色用 途呼吸面具和潛水艇里氧氣的來源；作漂白劑說明 (1)Na2O2與H2O、CO2發生反應的電子轉移情況如下：由此可見，在這兩個反應中，Na2O2既是氧化劑又是還原劑，H2O或CO2只作反應物，不參與氧化還原反應(2)能夠與Na2O2反應產生O2的，可能是CO2、水蒸氣或CO2和水蒸氣的混合氣體(3)過氧化鈉與水反應的原理是實驗室制氧氣方法之一，其發生裝置為“固 + 液 氣體”型裝置碳酸

31、鈉與碳酸氫鈉Na2CO3NaHCO3俗名純堿、蘇打小蘇打顏色、狀態白色粉末碳酸鈉結晶水合物的化學式為Na2CO3·10H2O白色晶體無結晶水合物水溶性易溶于水溶于水，但溶解度比Na2CO3小熱穩定性加熱不分解加熱易分解化學方程式為：2NaHCO3 Na2CO3 + CO2+ H2O與酸反應較緩慢反應分兩步進行：CO32+ H= HCO3HCO3+ H= CO2+ H2O較劇烈，放出CO2的速度快HCO3+ H= CO2+H2O與NaOH反應不反應NaHCO3 + NaOH = Na2CO3 + H2O酸式鹽與堿反應可生成鹽和水與CaCl2溶液反應CO32+ Ca2= CaCO3不反應

32、。Ca(HCO3)2溶于水鑒別方法固態時： 分別加熱，能產生使澄清石灰水變渾濁氣體的是NaHCO3溶液中： 分別加入CaCl2或BaCl2溶液，有白色沉淀產生的是Na2CO3主要用途用于玻璃、制皂、造紙等制燒堿用作制糕點的發酵粉用于泡沫滅火器治療胃酸過多相互關系說明 (1)由于NaHCO3在水中的溶解度小于Na2CO3，因此，向飽和的Na2CO3溶液中通入CO2氣體，能析出NaHCO3晶體(2)利用Na2CO3溶液與鹽酸反應時相互滴加順序不同而實驗現象不同的原理，可在不加任何外加試劑的情況下，鑒別Na2CO3溶液與鹽酸*侯氏制堿法制NaHCO3和Na2CO3的原理 在飽和NaCl溶液中依次通入

33、足量的NH3、CO2氣體，有NaHCO3從溶液中析出有關反應的化學方程式為：NH3 + H2O + CO2 NH4HCO3 NH4HCO3 + NaCl NaHCO3+ NH4Cl2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2 3堿金屬元素堿金屬元素的原子結構特征堿金屬元素包括鋰(Li)、鈉(Na)、鉀(K)、銣(Rb)、銫(Cs)和放射性元素鈁(Fr)(1)相似性：原子的最外層電子數均為1個，次外層為8個(Li原子次外層電子數為2個)因此，在化學反應中易失去1個電子而顯+1價(2)遞變規律：隨著堿金屬元素核電荷數增多，電子層數增多，原子半徑增大，失電子能力增強，金屬活動性增強堿金屬的物

34、理性質(1)相似性：都具有銀白色金屬光澤(其中銫略帶金黃色)；柔軟；熔點低；密度小，其中Li、Na、K的密度小于水的密度；導電、導熱性好(2)遞變規律：從Li Cs，隨著核電荷數的遞增，密度逐漸增大(特殊：K的密度小于Na的密度)，但熔點、沸點逐漸降低堿金屬的化學性質堿金屬的化學性質與鈉相似由于堿金屬元素原子的最外層電子數均為1個，因此在化學反應中易失去1個電子，具有強還原性，是強還原劑；又由于從Li Cs，隨著核電荷數的遞增，電子層數增多，原子半徑增大，原子核對最外層電子吸引力減弱，故還原性增強(1)與O2等非金屬反應從Li Cs，與O2反應的劇烈程度逐漸增加Li與O2反應只生成Li2O：

35、4Li + O22Li2O在室溫下，Rb、Cs遇到空氣立即燃燒；K、Rb、Cs與O2反應生成相應的超氧化物KO2、RbO2、CsO2(2)與H2O反應發生反應的化學方程式可表示為：2R + 2H2O = 2ROH + H2 (R代表Li、Na、K、Rb、Cs)從LiNa，與H2O反應的劇烈程度逐漸增加K與H2O反應時能夠燃燒并發生輕微爆炸；Rb、Cs遇H2O立即燃燒并爆炸生成的氫氧化物的堿性逐漸增強(其中LiOH難溶于水)焰色反應 是指某些金屬或金屬化合物在火焰中灼燒時，火焰呈現出的特殊的顏色(1) 一些金屬元素的焰色反應的顏色：鈉黃色；鉀紫色；鋰紫紅色；銣紫色；鈣一磚紅色；鍶洋紅色；鋇黃綠色

36、；銅綠色(2)焰色反應的應用：檢驗鈉、鉀等元素的存在高中化學知識點規律大全鹵素1.氯氣氯氣的物理性質(1)常溫下，氯氣為黃綠色氣體加壓或降溫后液化為液氯，進一步加壓或降溫則變成固態氯(2)常溫下，氯氣可溶于水(1體積水溶解2體積氯氣)(3)氯氣有毒并具有強烈的刺激性，吸入少量會引起胸部疼痛和咳嗽，吸入大量則會中毒死亡因此，實驗室聞氯氣氣味的正確方法為：用手在瓶口輕輕扇動，僅使少量的氯氣飄進鼻孔氯氣的化學性質畫出氯元素的原子結構示意圖： 氯原子在化學反應中很容易獲得1個電子所以，氯氣的化學性質非常活潑，是一種強氧化劑(1)與金屬反應：Cu + C12CuCl2l 實驗現象：銅在氯氣中劇烈燃燒，集

37、氣瓶中充滿了棕黃色的煙一段時間后，集氣瓶內壁附著有棕黃色的固體粉末向集氣瓶內加入少量蒸餾水，棕黃色固體粉末溶解并形成綠色溶液，繼續加水，溶液變成藍色2Na + Cl22NaCl 實驗現象：有白煙產生說明 在點燃或灼熱的條件下，金屬都能與氯氣反應生成相應的金屬氯化物其中，變價金屬如(Cu、Fe)與氯氣反應時呈現高價態(分別生成CuCl2、FeCl3)在常溫、常壓下，干燥的氯氣不能與鐵發生反應，故可用鋼瓶儲存、運輸液氯“煙”是固體小顆粒分散到空氣中形成的物質如銅在氯氣中燃燒，產生的棕黃色的煙為CuCl2晶體小顆粒；鈉在氯氣中燃燒，產生的白煙為NaCl晶體小顆粒；等等(2)與氫氣反應 H2 + Cl

38、2 2HCl注意 在不同的條件下，H2與C12均可發生反應，但反應條件不同，反應的現象也不同點燃時，純凈的H2能在C12中安靜地燃燒，發出蒼白色的火焰，反應產生的氣體在空氣中形成白霧并有小液滴出現；在強光照射下，H2與C12的混合氣體發生爆炸物質的燃燒不一定要有氧氣參加任何發光、發熱的劇烈的化學反應，都屬于燃燒如金屬銅、氫氣在氯氣中燃燒等“霧”是小液滴懸浮在空氣中形成的物質；“煙”是固體小顆粒分散到空氣中形成的物質要注意“霧”與“煙”的區別 H2與Cl2反應生成的HCl氣體具有刺激性氣味，極易溶于水HCl的水溶液叫氫氯酸，俗稱鹽酸(3)與水反應 化學方程式： C12 + H2O HCl + H

39、ClO 離子方程式： Cl2 + H2O H + Cl + HClO說明 C12與H2O的反應是一個C12的自身氧化還原反應其中，Cl2既是氧化劑又是還原劑，H2O只作反應物在常溫下，1體積水能溶解約2體積的氯氣，故新制氯水顯黃綠色同時，溶解于水中的部分C12與H2O反應生成HCl和HClO，因此，新制氯水是一種含有三種分子(C12、HClO、H2O)和四種離子(H、Cl、ClO和水電離產生的少量OH)的混合物所以，新制氯水具有下列性質：酸性(H)，漂白作用(含HClO)，Cl的性質，C12的性質新制氯水中含有較多的C12、HClO，久置氯水由于C12不斷跟H2O反應和HClO不斷分解，使溶液

40、中的C12、HClO逐漸減少、HCl逐漸增多，溶液的pH逐漸減小，最后溶液變成了稀鹽酸，溶液的pH7C12本身沒有漂白作用，真正起漂白作用的是C12與H2O反應生成的HClO所以干燥的C12不能使干燥的有色布條褪色，而混有水蒸氣的C12能使干燥布條褪色，或干燥的C12能使濕布條褪色注意“氯水”與“液氯”的區別，氯水是混合物，液氯是純凈物(4)與堿反應常溫下，氯氣與堿溶液反應的化學方程式的通式為：氯氣 + 可溶堿 金屬氯化物 + 次氯酸鹽 + 水重要的反應有：C12 + 2NaOHNaCl + NaClO + H2O或Cl2 + 2OHCl + ClO + H2O該反應用于實驗室制C12時，多余

41、Cl2的吸收（尾氣吸收）2Cl2 + 2Ca(OH)2 Ca(C1O)2 CaCl2 + 2H2O說明 Cl2與石灰乳Ca(OH)2的懸濁液或消石灰的反應是工業上生產漂粉精或漂白粉的原理漂粉精和漂白粉是混合物，其主要成分為Ca(ClO)2和CaCl2，有效成分是Ca(C1O)2次氯酸鹽比次氯酸穩定漂粉精和漂白粉用于漂白時，通常先跟其他酸反應，如：Ca(ClO)2+2HClCaCl2+2HClO漂粉精和漂白粉露置于潮濕的空氣中易變質，所以必須密封保存有關反應的化學方程式為：Ca(ClO)2 + CO2 + H2O CaCO3+ 2HClO 2HClO2HCl + O2由此可見，漂粉精和漂白粉也具

42、有漂白、消毒作用氯氣的用途殺菌消毒；制鹽酸；制漂粉精和漂白粉；制造氯仿等有機溶劑和各種農藥次氯酸次氯酸(HClO)是一元弱酸(酸性比H2CO3還弱)，屬于弱電解質，在新制氯水中主要以HClO分子的形式存在，因此在書寫離子方程式時應保留化學式的形式HClO不穩定，易分解，光照時分解速率加快有關的化學方程式為：2HClO 2H + 2Cl + O2，因此HClO是一種強氧化劑HClO能殺菌自來水常用氯氣殺菌消毒(目前已逐步用C1O2代替)HClO能使某些染料和有機色素褪色因此，將Cl2通入石蕊試液中，試液先變紅后褪色氯氣的實驗室制法(1)反應原理：實驗室中，利用氧化性比C12強的氧化劑如MnO2、

43、KMnO4、KClO3、Ca(ClO)2等將濃鹽酸中的Cl氧化來制取C12。例如：MnO2 + 4HCl(濃) MnCl2 + C12+ 2H2O2KMnO4 + 16HCl(濃) = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2+ 8H2O(2)裝置特點：根據反應物MnO2為固體、濃鹽酸為液體及反應需要加熱的特點，應選用“固 + 液加熱型”的氣體發生裝置所需的儀器主要有圓底燒瓶(或蒸餾燒瓶)、分液漏斗、酒精燈、雙孔橡膠塞和鐵架臺(帶鐵夾、鐵圈)等(3)收集方法：氯氣溶于水并跟水反應，且密度比空氣大，所以應選用向上排氣法收集氯氣此外，氯氣在飽和NaCl溶液中的溶解度很小，故氯氣也常用排飽和食鹽水的

44、方法收集，以除去混有的HCl氣體因此在實驗室中，要制取干燥、純凈的Cl2，常將反應生成的C12依次通過盛有飽和NaCl溶液和濃硫酸的洗氣瓶(4)多余氯氣的吸收方法：氯氣有毒，多余氯氣不能排放到空氣中，可使用NaOH溶液等強堿溶液吸收，但不能使用石灰水，因為Ca(OH)2的溶解度較小，不能將多余的氯氣完全吸收(5)應注意的問題：加熱時，要小心地、不停地移動火焰，以控制反應溫度當氯氣出來較快時，可暫停加熱要防止加強熱，否則會使濃鹽酸里的氯化氫氣體大量揮發，使制得的氯氣不純而影響實驗收集氯氣時，導氣管應插入集氣瓶底部附近，這樣收集到的氯氣中混有的空氣較少利用濃鹽酸與足量的MnO2共熱制取C12時，實

45、際產生的C12的體積總是比理論值低主要原因是：隨著反應不斷進行，濃鹽酸會漸漸變稀，而稀鹽酸即使是在加熱的條件下也不能與MnO2反應Cl的檢驗方法 向待檢溶液中加入AgNO3溶液，再加入稀HNO3，若產生白色沉淀，則原待檢液中含有C1注意 (1)不能加入鹽酸酸化，以防止引入C1（若酸化可用稀HNO3）(2)若待檢液中同時含有SO42或SO32時，則不能用HNO3酸化的AgNO3溶液來檢驗Cl，因為生成的Ag2SO4也是不溶于稀HNO3的白色沉淀(SO32能被HNO3氧化為SO42)2鹵族元素鹵族元素 簡稱鹵素包括氟(F)、氯(C1)、溴(Br)、碘(I)和放射性元素砹(At)在自然界中鹵素無游離

46、態，都是以化合態的形式存在鹵素單質的物理性質顏色狀態(常態)熔點、沸點溶解度(水中)密度F2淺黃綠色淺深氣體低高降低小大Cl2黃綠色氣體部分溶于水，并與水發生不同程度反應Br2深紅棕色液體易揮發I2紫黑色固體升華說明 (1)實驗室里，通常在盛溴的試劑瓶中加水(即“水封”)，以減少溴的揮發(2)固態物質不經液態而直接變成氣態的現象，叫做升華升華是一種物理變化利用碘易升華的性質，可用來分離、提純單質碘(3)Br2、I2較難溶于水而易溶于如汽油、苯、四氯化碳、酒精等有機溶劑中醫療上用的碘酒，就是碘(溶質)的酒精(溶劑)溶液利用與水互不相溶的有機溶劑可將Br2、I2從溴水、碘水中提取出來(這個過程叫做

47、萃取)鹵素單質的化學性質(1)鹵素的原子結構及元素性質的相似性、遞變性氟F氯Cl溴Br碘I核電荷數9173553原子結構的相似性最外層上的電子數都是7個鹵素化學性質的相似性氟只有1價，其余鹵素有l、+1、+3、+5、+7價單質都具有強氧化性，是強氧化劑單質均能與H2化合生成鹵化氫氣體，與金屬單質化合生成金屬鹵化物單質都能與水、強堿反應，Br2、I2的反應與C12類似原子結構的遞變性核電荷數電子層數少 多原子半徑小 大化學性質的遞變 性原子得電子能力強 弱單質的氧化性單質與氫氣化合易 難單質與水反應 劇烈 緩慢(微弱)對應陰離子的還原性弱 強(2)鹵素單質與氫氣的反應F2Cl2Br2I2與H2化

48、合的條件冷、暗點燃或光照500持續加熱反應情況爆炸強光照射時爆炸緩慢化合緩慢化合，生成的HI同時分解產生鹵化氫的穩定性HFHClHBrHI(3)鹵素單質與水的反應 2F2 + 2H2O 4HF + O2(置換反應)注意：將F2通入某物質的水溶液中，F2先跟H2O反應如將F2通入NaCl的水溶液中，同樣發生上述反應，等等X2 + H2O = HX + HXO (XC1、Br、I)(4)鹵素單質間的置換反應2NaBr + C12(新制、飽和) = 2NaCl + Br2 2Br + C12 = 2C1 + Br2說明 加入CCl4并振蕩后，液體分層上層為含有NaCl的水層，無色；下層為溶有Br2的

49、CCl4層，顯橙色2NaI + C12(新制、飽和) 2NaCl + I2 2I + Cl2 2C1 + I2說明 加入CCl4并振蕩后，液體分層上層為含有NaI的水層，無色；下層為溶有I2的CCl4層，顯紫紅色將反應后的溶液加熱蒸干灼燒，生成的I2升華，故殘留的固體為NaCl(C12足量時)或NaCl和NaI的混合物(C12不足量時)2NaI + Br2 2NaBr + I2 2I + Br2 2Br + I2說明 加入CCl4并振蕩后，液體分層上層為含有NaBr的水層，無色，下層為溶有I2的CCl4層，顯紫紅色將反應后的溶液加熱蒸干灼燒，生成的I2升華，故殘留的固體為NaBr(Br2足量時

50、)或NaBr和NaI(Br2不足量時)F2 + NaX(熔融) 2NaF + X2 (XC1、Br、I)注意 將F2通入含Cl、Br或I的水溶液中，不是發生鹵素間的置換反應，而是F2與H2O反應(5)碘單質(I2)的化學特性I2 + 淀粉溶液 藍色溶液說明 利用碘遇淀粉變藍的特性，可用來檢驗I2的存在只有單質碘(I2)遇淀粉才顯藍色，其他價態的碘無此性質例如，向NaI溶液中滴加淀粉，溶液顏色無變化若再滴加新制氯水，因有I2被置換出來，則此時溶液顯藍色可逆反應 向生成物方向進行的反應叫正反應；向反應物方向進行的反應叫逆反應在同一條件下，既能向正反應方向進行，同時又能向逆反應方向進行的反應，叫做可

51、逆反應說明 (1)判斷一個反應是否是可逆反應，必須滿足兩個條件：在同一條件下；正、逆反應同時進行如H2 + I22HI，生成的HI在持續加熱的條件下同時分解，故該反應為可逆反應而如：2H2 + O2 2H2O 2H2O 2H2+ O2 這兩個反應就不是可逆反應(2)在化學方程式中，用可逆符號“”表示可逆反應鹵化銀AgFAgClAgBrAgI顏 色白色白色淺黃色黃色逐 漸 加 深溶解性易溶于水難溶于水，也難溶于稀HNO3感光性見光分解：2AgX 2Ag + X2 (XCl、Br、I)用 途檢驗X：Ag + XAgX(試劑為AgNO3溶液和稀HNO3)制作感光材料(常用AgBr) AgI用于人工降雨碘的化合物 碘的化合物有KIO3(碘酸鉀)、KI等人體中的碘主要存在于甲狀腺內，人體如果缺碘，就會患甲狀腺腫癥(大脖子病)為防止碘缺乏病，最為方便、有效的方法就是食用加碘鹽，通常加入的是碘酸鉀3物質的量應用于化學方程式的計算(1)原理：化學方程式中各物質的化學計量數之比，可以表示各物質的：微粒數之比；物質的量之比；同溫、同壓下氣體的體積之比；并可計算質量之比。例如： 2CO O2 2CO2化學計量數比 2 1 2物質的量比 2mol 1mol 2mol同溫、同壓下氣體體積比 2體