高一化学下学期知识点

PAGEPAGE6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+SFeS(黑色)(不溶于水，能溶于稀酸)2Cu+SCu2S(黑色)(既不溶于水，也不溶于稀酸)Hg+SHgS(黑色)用硫粉处理散落的汞滴（2）S+O2SO2(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+SH2S(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+SO23S+2H2O(两气体混合有黄色粉末和水珠生成)2H2S+O22S↓+2H2O(氢硫酸在空气中久置变质)2H2S+O2(不足)2S+2H2O；2H2S+3O2(充足)2SO2+2H2O（4）硫酸的工业制法①4FS2+11O22Fe2O3+8SO2（硫铁矿石要粉碎）或S+O2SO2②2SO2+O2EQ\a\ac\co1\vs\hs1(V2O5,,400~500℃)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+H2OH2SO4(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、H2S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)Cu2H2SO4(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+N2Mg3N2（2）大气固氮N2+O22NO（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+3H2EQ\a\ac\co1\vs\hs1(高温高压,,催化剂)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2NH4Cl+Ca(OH)2CaCl2+2NH3↑+2H2O（4）氨气溶于水NH3+H2ONH3·H2O（一水合氨是弱碱）氨水受热分解NH3·H2ONH3↑+H2O（5）铵盐受热分解NH4ClNH3↑+HCl↑（NH3+HClNH4Cl(氨气和氯化氢气体相遇有白烟产生)）NH4HCO3NH3↑+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+5O2EQ\a\ac\co1\vs\hs1(催化剂,,△)4NO+6H2O

2NO+O22NO23NO2+H2O2HNO3+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↑+H2O⑤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/LpH=7酸性溶液C(H+)＞1×10-7mol/LpH＜7碱性溶液C(H+)＜1×10-7mol/LpH＞75.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：CuCl2Cu+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