新苏教版2023-2024高一化学必修第一册知识清单
展开- 碱性氧化物：与酸反应生成盐和水
（碱性氧化物一定是金属氧化物）
CaO+ 2HCl = CaCl2 + H2O
- 酸性氧化物：与碱反应生成盐和水
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O
- 四种基本反应类型与氧化还原反应的关系
4.①
②
③
（第③个公式仅适用于气体，且在标准状况下，Vm约为22.4L/mol）
④
- 分散质粒子直径 分散系
小于10-9m 溶液
10-9m~~~ 10-7m 胶体
大于10-7m 浊液
三者本质区别：分散质粒子直径大小不同
实验室可用丁达尔效应区分胶体和溶液
- 电解质：在水溶液或熔融状态下能导电的化合物。酸、碱、盐、金属氧化物、水
非电解质：无论是在水溶液中，还是在熔融状态下，均以分子形式存在，因而不能导电的化合物。
非金属氧化物，葡萄糖、油脂、酒精、蔗糖等部分有机化合物
注：CO2、S02、SO3、NH3等水溶液能导电，是因为与水反应生成的H2CO3、H2SO3、H2SO4、NH3·H2O是电解质导电，而CO2、S02、SO3、NH3本身不导电，属于非电解质。
- NH4+检验：加强碱，加热，用湿润的红色石蕊试纸靠近试管口①刺激性气味的气体；②试纸变蓝
NH4Cl +NaOH = NH3 + NaCl＋H2O
NH4+ + OH— = NH3 +H2O
- Cl—的检验：加硝酸酸化的AgNO3溶液，产生白色沉淀
NH4Cl + AgNO3 = NH4NO3 + AgCl
KCl + AgNO3 = KNO3 + AgCl
Cl— + Ag+ = AgCl
9. SO42-的检验：先加稀盐酸，再加BaCl2液，产生白色沉淀
(NH4)2SO4 + BaCl2=2NH4Cl + BaSO4
K2SO4 + BaCl2=2KCl + BaSO4
SO42- + Ba2+ = BaSO4
10. 溶液的配置：①计算：n=c V ,m= n M ，使用V时，注意容量瓶的规格②称量③溶解:冷却到室温④转移和洗涤：玻璃棒引流⑤定容：需要胶头滴管
11.
质量数 = 质子数 + 中子数 A = Z + N
- 工业制氯气：电解饱和食盐水（氯碱工业）
2NaCl＋2H2O2NaOH＋Cl2↑＋H2↑
2Cl－＋2H2OCl2↑＋H2↑＋2OH－
与电源负极相连的铁棒极，滴加酚酞溶液变红
- 实验室制氯气：
4HCl(浓)＋MnO2 MnCl2＋2H2O＋Cl2↑
4H++2Cl－＋MnO2 Mn2+＋2H2O＋Cl2↑
若MnO2过量，HCl(浓)不能完全被消耗，因为随着反应的进行，浓HCl的浓度逐渐减小，转化为稀HCl之后，MnO2不再发生反应。
用向上排空气法或者排饱和食盐水法收集氯气，尾气用NaOH溶液处理，防止污染空气
2NaOH＋Cl2===NaCl＋NaClO＋H2O
2OH－＋Cl2===Cl－＋ClO－＋H2O
- 2Na＋Cl2 === 2NaCl火焰黄色，大量白烟
2Fe＋3Cl22FeCl3 棕褐色烟
Cu＋Cl2CuCl2 棕黄色烟
H2＋Cl22HCl 苍白色火焰
- 氯气溶于水形成氯水（属于混合物）
Cl2＋H2O HCl＋HClO
新制氯水黄绿色，有酸性和漂白性，能使指示剂先变红后褪色，久置氯水因次氯酸逐渐分解而变成很稀的盐酸，酸性增强（PH值减小），但颜色变浅，无漂白性。
- 次氯酸不稳定：
2HClO ====== 2HCl＋O2↑
- 漂白粉的制备：
2Ca(OH)2＋2Cl2===CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O
2OH－＋Cl2===2Cl－＋ClO－＋H2O
有效成分：Ca(ClO)2
漂白剂制备：
2NaOH＋Cl2===NaCl＋NaClO＋H2O
2OH－＋Cl2===2Cl－＋ClO－＋H2O
有效成分：NaClO
- 漂白粉发挥漂白性：
Ca(ClO)2＋CO2＋H2O===CaCO3＋2HClO
- 氯、溴、碘之间的转化：
氯气与溴化钠 2NaBr＋Cl2===2NaCl＋Br2
2Br－＋Cl2===2Cl－＋Br2
氯气与碘化钾 2KI＋Cl2===2KCl＋I2
2I－＋Cl2===2Cl－＋I2
溴水与碘化钾 2KI＋Br2===2KBr＋I2
2I－＋Br2===2Br－＋I2
单质氧化性强弱：Cl2 > Br2 > I2
对应离子还原性强弱：’I－>Br－>Cl－
Cl2 ：黄绿色气体 Br2：深红棕色液体
I2：紫黑色固体
- 氯化钠与硝酸银
NaCl＋AgNO3===AgCl↓＋ NaNO3
Cl－ ＋ Ag+ === AgCl↓（白色沉淀）
溴化钠与硝酸银
NaBr＋ AgNO3 === AgBr↓＋ NaNO3
Br－＋Ag+ ===AgBr↓（淡黄色沉淀）
碘化钠与硝酸银
NaI ＋ AgNO3 === AgI↓ ＋ NaNO3
I－＋Ag+ ===AgI↓（黄色沉淀）
- Na单质的反应（条件不同，产物不同）
在常温下 4Na＋O2===2Na2O（白色）
加热或点燃 2Na＋O2Na2O2（淡黄色）
少量钠保存在煤油中
- 钠与水反应：浮、熔、游、响、红
2Na ＋ 2H2O === 2NaOH ＋ H2↑
2Na ＋ 2H2O === 2Na+ + 2OH－ ＋ H2↑
- 工业上电解熔融NaCl，可以得到金属钠 2NaCl2Na＋Cl2↑
- 钠可通过置换反应制取其他金属
TiCl4 ＋ 4Na Ti ＋4NaCl
- 氧化钠与水
Na2O ＋ H2O === 2NaOH；
Na2O ＋H2O === 2Na+ + 2OH－
氧化钠溶于盐酸
Na2O＋ 2HCl === 2NaCl ＋ H2O
Na2O＋ 2H+ === 2Na+ ＋ H2O
氧化钠与CO2
Na2O＋ CO2 === Na2CO3
- 过氧化钠与水
2Na2O2＋2H2O===4NaOH＋O2↑
2Na2O2＋2H2O === 4Na+ ＋O2↑＋4OH－
过氧化钠与二氧化碳（做呼吸面具供氧剂）
2Na2O2＋2CO2===2Na2CO3＋O2
- 碳酸钠与澄清石灰水
Na2CO3 ＋ Ca(OH)2 == 2NaOH ＋ CaCO3↓
CO32- ＋ Ca2+ === CaCO3↓
- 向碳酸钠溶液中通入二氧化碳
CO2 ＋H2O＋Na2CO3===2NaHCO3
CO2＋H2O＋CO32-===2HCO3－
- 碳酸钠溶液与氯化钙溶液
Na2CO3 + CaCl2 === CaCO3↓+2NaCl
CO32- ＋ Ca2+ === CaCO3↓
- 碳酸氢钠受热分解
2NaHCO3 Na2CO3＋CO2↑＋H2O
31. NaHCO3＋Ca(OH)2 = CaCO3↓+NaOH+H2O
过量
2NaHCO3＋Ca(OH)2 = CaCO3↓+Na2CO3+2H2O
过量
32.向海水中加入石灰乳
MgCl2＋Ca(OH)2===Mg(OH)2↓＋CaCl2
Mg2＋＋2OH－===Mg(OH)2↓
33.氢氧化镁与稀盐酸
Mg(OH)2＋2HCl===MgCl2＋2H2O
Mg(OH)2＋2H+===Mg2＋＋2H2O
34.氯化镁通电分解
MgCl2Mg＋Cl2↑
- 镁与盐酸
Mg＋2HCl===MgCl2＋H2↑
Mg＋2H＋===Mg2＋＋H2↑
- 镁在空气中燃烧可能涉及的方程式
镁与氧气 2Mg＋O2 2MgO
镁与二氧化碳 2Mg＋CO2 2MgO＋C
（ 白色氧化物、黑色固体单质）
镁与氮气中 3Mg + N2 Mg3N2
- 氢氧化铝是两性氢氧化物
与NaOH溶液
Al(OH)3＋NaOH===NaAlO2＋2H2O
Al(OH)3＋OH－===AlO＋2H2O
与强酸
Al(OH)3＋3H＋===Al3＋＋3H2O
- SO2是酸性氧化物
a．与H2O SO2＋H2O H2SO3
b．与足量的NaOH溶液（SO2尾气吸收）
SO2＋2NaOH===Na2SO3＋H2O
2OH－＋SO2===SO＋H2O
- 二氧化硫具有较强的还原性：使溴水、酸性高锰酸钾等褪色
a．SO2与 2SO2＋O2 2SO3
b．SO2与H2O2 SO2＋H2O2 === H2SO4
c．SO2使氯水褪色 （SO2具有漂白性，新制氯水也有漂白性，两者混合漂白性减弱甚至消失）
SO2＋Cl2＋2H2O===H2SO4＋2HCl
SO2＋Cl2＋2H2O====4H＋＋SO＋2Cl-
- SO2具有弱氧化性
SO2＋2H2S===3S↓＋2H2O
（淡黄色）
- SO2能使品红褪色，因为SO2的漂白性
- SO2形成硫酸型酸雨
途径1：2SO2＋O22SO3
SO3＋H2O===H2SO4
途径2：SO2＋H2O H2SO3
2H2SO3＋O2===2H2SO4
- 工业上接触法制硫酸
沸腾炉 S＋O2SO2或
4FeS2＋11O22Fe2O3＋8SO2
接触室2SO2＋O22SO3
吸收塔 SO3＋H2O===H2SO4(用98.3%的浓硫酸吸收）
- 浓硫酸脱水性（蔗糖变黑，体积膨胀，形成疏松多孔的炭）
C12H22O1112C + 11H2O
- 浓H2SO4的强氧化性：
a.Cu和浓H2SO4反应
Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋SO2↑＋2H2O
2mol浓H2SO4参加反应，1mol体现酸性，生成CuSO4，1mol体现强氧化性，生成SO2。若Cu多量，浓H2SO4不能完全反应，因为随着反应的进行，浓H2SO4的浓度逐渐减小，转化为稀H2SO4之后，Cu不再发生反应
b．C和浓H2SO4反应
C＋2H2SO4(浓)CO2↑＋2SO2↑＋2H2O
浓H2SO4只体现强氧化性
- 硫是较活泼的非金属元素，能与许多金属、非金属发生反应
①Fe＋S ===FeS S是氧化剂，Fe是还原剂
②2Cu＋SCu2S S是氧化剂，Cu是还原剂
③H2＋S H2S S是氧化剂，H2是还原剂
④S＋O2 SO2 S是还原剂，O2是氧化剂
- Na2SO3具有还原性（空气中放置会变质）
2Na2SO3＋O2===2Na2SO4
- 元素周期表的结构及应用
(1)周期：元素周期表有7个横行，每一横行称为一个周期，元素周期表共有7个周期,1.2.3短周期，4.5.6.7长周期。
(2)族：常用的元素周期表有18个纵行，它们被划分为16个族，包括7个主族，7个副族，1个Ⅷ族(第8、9、10这3个纵行)，1个0族。
49. 元素金属性强弱的比较
比较金属性的强弱，其实质是看元素原子失去电子的难易程度，越易失电子，金属性越强。
(1)根据元素周期表判断
①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐减弱。
②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的金属性逐渐增强。
(2)根据元素单质及其化合物的相关性质判断
①金属单质与水(或酸)反应越剧烈，元素的金属性越强。
②最高价氧化物的水化物的碱性越强，元素的金属性越强。如碱性：NaOH＞Mg(OH)2，则金属性：Na＞Mg。
③金属单质间的置换反应，由强制弱。
④元素的原子对应阳离子的氧化性越强，元素的金属性越弱。如氧化性：Mg2＋＞Na＋，则金属性：Mg＜Na。
(3)根据金属活动性顺序判断
一般来说，排在前面的金属元素其金属性比排在后面的强。
50.元素非金属性强弱的比较
比较元素非金属性的强弱，其实质是看元素原子得到电子的难易程度，越易得电子，非金属性越强。
(1)根据元素周期表判断
①同一周期，从左到右，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐增强。
②同一主族，从上到下，随着原子序数的递增，元素的非金属性逐渐减弱。
(2)根据元素单质及其化合物的相关性质判断
①非金属单质越易跟H2化合，其非金属性越强。
②气态氢化物越稳定，其非金属性越强。
③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，其非金属性越强。
④非金属单质间的置换反应。
⑤元素的原子对应阴离子的还原性越强，其非金属性就越弱。如还原性：S2－＞Cl－，则非金属性：Cl＞S。
- 总结：
(1)核外电子层数＝周期数。
(2)主族元素的最外层电子数＝价电子数＝主族序数＝最高正价数(除O、F元素外)。
(3)质子数＝原子序数＝原子核外电子数＝核电荷数。
(4)最低负价的绝对值＝8－主族序数(仅限第ⅣA～第ⅦA族)。
(5)同主族元素原子半径越大，失电子越容易，还原性越强，其离子的氧化性越弱。
(6)同周期元素原子半径越小，得电子越容易，氧化性越强，非金属性越强，形成的气态氢化物越稳定，形成的最高价氧化物对应的水化物的酸性越强。
(7)在周期表中金属元素和非金属元素的分界处，可以找到半导体材料。还可以在过渡元素中寻找催化剂和耐高温、耐腐蚀的合金材料
52. 化学键：直接相邻的原子或离子之间存在的强烈的相互作用
53. 离子键
(1)离子键的概念是使带相反电荷的阴、阳离子结合的相互作用。构成离子键的粒子是阳离子和阴离子。
(2)离子键的实质是静电作用。
①离子化合物中一定含有离子键。 ②含有离子键的物质一定是离子化合物。
③离子化合物中一定含有阴离子和阳离子。 ④离子化合物中不一定含有金属元素，如NH4Cl、NH4NO3等。
⑤含有金属元素的化合物不一定是离子化合物，如AlCl3。
- 共价键
(1)共价键的概念是原子间通过共用电子对所形成的相互作用，其成键粒子是原子，实质是共用电子对对两原子的电性作用。
(2)共价键的形成条件是同种非金属原子或不同种非金属原子之间，且成键的原子成键前最外层电子未达饱和状态。
①共价化合物中一定只含有共价键。
②共价化合物中一定不含离子键。
③含共价键的物质不一定是共价化合物，也可能是单质，如O2、N2、H2、Cl2等。
④含共价键的化合物不一定是共价化合物，也可能是离子化合物，如NaOH中含有O—H共价键，Na2O2中含有O—O共价键，NH4Cl中含有N—H共价键，但它们都是离子化合物。
- 同素异形体（单质）：相同元素，不同单质
同分异构体（化合物）：相同分子式，不同结构
同位素（原子）：相同质子数，不同质量数或中子数
