高一化学知识点?急求··

习内容：高一化学（全） 复习范围：第一章～第七章一、第一章 化学反应及其能量的变化1。 氧化还原反应的标志（特征）：元素化合价的升降反应。氧化还原反应的本质：有电子转移（或偏离）的反应。⑴互不换位规律：①同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应（即不发生转化）。如SO2与H2SO4。②含同一元素的高价化合物和低价化合物反应时,该元素的价态互不换位,而是生成中间价态的物质,即高价态+低价态→中间价态（同种元素）。如：H2S+H2SO4（浓） S↓+SO2+2H2O KClO3+6HCl KCl+3Cl2↑+3H2O⑵A。 同种元素的不同价态物质氧化性与还原性强弱的判断：一般说来,同种元素从低价态到高价态的氧化性（得电子能力）逐渐增强,还原性逐渐减弱；从高价态到低价态的氧化性逐渐减弱,还原性逐渐增强。如：氧化能力 HClO＞Cl2、FeCl3＞FeCl2B。 不同物质间氧化性、还原性强弱的判断：①浓度：增大氧化剂或还原剂浓度,其氧化性或还原性也增大,如浓HNO3比稀HNO3氧化性强。②酸碱性：一般氧化物含氧酸、氧酸盐的氧化性随溶液酸性增大而增强。如KMnO4、MnO2氧化性在酸性条件下比碱性条件强。③温度：升温一般有利于反应的进行。如热浓H2SO4氧化性比冷浓H2SO4氧化性强。如：2Fe+3Cl2 2FeCl3 Fe+2HCl FeCl2+H2↑Cl2能将Fe氧化至+3价,而HCl只能将Fe氧化为+2价,故氧化能力Cl2＞HCl。又如：MnO2+4HCl（浓）2 MnCl2+Cl2↑+2H2O 2KMnO4+16HCl（浓） 2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O同是将浓盐酸氧化为Cl2,MnO2必须在加热条件下才能进行,而KMnO4在常温下即可进行,说明氧化能力KMnO4＞MnO2。注意：在一个氧化还原反应中氧化剂、还原剂可以是同一种物质,当然,氧化产物和还原产物也可以是同一种物质。此外,氧化还原反应不只一种物质发生氧化还原反应。例如：2。 金属活动顺序表：K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+金属硫化物顺序：K2S CaS Na2S MgS Al2S3 BaS (NH4)2S 可溶于水、酸ZnS FeS（硫化亚铁,无硫化铁）PbS CuS HgS Ag2S 不溶于水、酸注意：①氢气难于液化。②反应方程式不都有离子离子反应,因为离子反应就必须在水中进行。如：Ba（OH）2•8H2O+2NH4Cl=2NH3↑+10 H2O+BaCl2（无离子反应方程式） 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑（无离子反应方程式）③离子化合物（金属与非金属）的熔点高。如：Na+、K+、NH4+、Cl－、SO32－、SO42、NO3－形成的离子化合物。化合价的有关规律：①金属单质在氧化还原的反应中只能作还原剂。②非金属元素（除氧、氟外）在反应中既可得到电子,亦可失去电子,故既可呈正价,也能显负价。③氟的非金属性很强,没有正化合价；氧与氟结合时,显正价,但无最高价+6价。④显最高化合价的元素,在反应中只能得电子而不能失电子,故发生氧化还原反应只能降低。相反,显最低化合价的元素,在反应中只能升高。4。 电解质：在水溶液中或在熔融状况下能够导电的化合物。 附：强电解质、非电解质、氧化剂、还原剂：⑴电解质与金属导体的导电性不同,电解质导电含化学变化,金属导电只是物理变化,金属导电性随温度升高而下降,电解质导电性一般随温度升高而增大。⑵电解质与非电解质的区别：电解质必须满足三个条件：一是纯净物、二是化合物、三是在水溶液里或溶化状态下能电离。如：KNO3是电解质,KNO3溶液并不是电解质,只是电解质溶液。混合物如溶液既不是电解质,也不是非电解质。而蔗糖、酒精是纯净的化合物是非电解质。 ⑶强电解质溶液的导电性不一定比弱电解质溶液导电性强,如浓度非常稀的盐酸的导电性可能比浓度较大的醋酸溶液导电性弱,但是同浓度,同温度,强电解质溶液的导电性一定要比弱电解质溶液导电性强。不能从导电能力强弱来判断强电解质和弱电解质,应根据电解质是部分电离还是完全电离来判断。 注意：①离子浓度,如HNO3（稀）＜HNO3（浓）→导电性②电解质溶液的导电性是由电解质溶液的电荷浓度决定。电荷浓度大,导电性越强。如：一定温度下,单位体积A溶液中Mg2+、SO42－各有N个,B溶液中Na+、Cl－各有N个,C溶液中Na+、Cl－各有N/2个,则三种溶液的导电能力是A＞B＞C。⑷有些化合物水溶液不能导电,如BaSO4、AgCl溶液等。是因为它们的溶解度小,其水溶液测不出导电性,但只要溶解的部分就完全电离,在熔融状态下,它们也能完全电离,所以BaSO4、AgCl等难溶盐不仅是电解质,而且是强电解质。注意：①浓硫酸不能电离,只能写成分子形式,而浓硝酸与浓盐酸因浓度没那大,仍具备电离条件,可写成离子。②HSO4－在任意水溶液中完全电离（HSO4－=H++ SO42－）,而HCO3－、H2PO4－、HPO42－在任意水溶液中不能拆开写成H++CO32－、H++ PO43－等。③反应物中微溶物（Ag2SO4、CaSO4、Ca(OH)2、MgCO3微溶）处于全溶（澄清或饱和）时,写成离子符号；处于浑浊（乳浊、石灰乳）时,写成分子形式,但在生成物中微溶物一律视为分子形式。④复分解反应发生条件：有难溶物生成或难电离的物质生成或有挥发性生成物质（如：CO2）。如：PbSO4+2NH4AC=Pb(AC)2+ (NH4) 2SO4 Pb(AC)2难电离。附：强电解质：①强酸（H2SO4、HNO3、HI、HBr、HCl）等。 ②强碱：KOH、NaOH、Ba（OH）2、等。③大多数盐：NaCl、KNO3、CaCO3等。弱电解质：①弱酸：H2SO3、H3PO4、HCOOH（甲酸）等。 ②弱碱：Cu（OH）2、Fe（OH）3等。③少数盐：（CH3COO）2Pb等。 ④水：H2O5。 判断离子溶液中能否大量共存：⑴生成难溶物或微溶物：Ca2+与CO32－、SO42－、OH－,Ag+与Cl－、Br－、I－等。⑵生成气体或挥发性物质：H+和CO32－、HCO3－,NH4+与OH－等。⑶生成难电离物质： H+离子与弱酸根离子：F－、ClO－、S2－、HS－、、SO32－、HCO3－、CO32－、PO43－、HPO42－等不共存,OH－离子与弱碱的离子：NH4+、Mg2+、Al3+、Fe3+、Fe2+等。 ⑷发生氧化还原反应：具有较强氧化性的离子（如MnO4－、ClO－、NO3－、Fe3+等）与具有较强还原性的离子（如I－、S2－、Fe2+、SO32－等）不能共存。注意：有些离子在通常情况下可共存,但在某些特殊情况下不共存。如NO3－与I－、S2－与SO32－、ClO－与Cl－ 等离子,在碱性或中性溶液中可共存,但在酸性条件下不共存。⑸形成配位化合物：如Fe3+与SCN－离子因反应生成[Fe（SNH）]2+离子而不可共存。⑹弱酸的酸根与弱碱的阳离子因易发生双水解反应而不共存。如Al3+与HCO3－、Fe3+与PO43－等不共存。注意：①阴离子与阴离子之间也不能共存,如HCO3－与OH－。②无色溶液不存在MnO4－、Fe3+、Fe2+、Cu2+。6。 含热量少的物质稳定性高：反应物→生成物+热,则生成物的热稳定性比反应物强。注意：①放热反应：燃烧、酸碱中和、金属单质和酸。②吸热反应：加热的分解反应、与碳反应、氢氧化钡晶体（Ba（OH）2•8H2O）与氯化铵晶体反应等。7。 ⑴燃料的充分燃烧条件：过量的空气；扩大与空气的接触面。⑵燃料的不充分燃烧：有害健康；浪费燃料。注意：①防止温室效应的措施：减少化石燃料的直接燃烧,大量植树造林,防止森林破坏。②防止SO2污染大气的方法之一：加生石灰脱硫： SO2+CaO CaSO3 2CaSO3+O2 2CaSO4二、第二章 碱金属1。 ⑴钠在空气中的缓慢氧化过程及现象：切开金属钠,呈银白色（钠的真面目）→变暗（生成Na2O）→变白色固体（生成NaOH）→成液（NaOH潮解）→结块（吸收CO2成NaCO3﹒10H2O）→最后粉末（变为Na2CO3风化）。⑵钠与水（加酚酞）反应有四个现象：浮在水上（比水轻）；熔化成闪亮的小球,发出嘶响（反应放热,钠熔点低）；迅速游动（产生氢气）；溶液呈红色（生成NaOH遇酚酞变红）。注意：①Na的制法：2NaCl（熔触） 2Na+Cl2↑②Na2O2与H2O反应,Na2O2既是氧化剂,也是还原剂。 这是非氧化还原反应。2。 钠与盐溶液反应：⑴钠与硫酸铜溶液反应：先：2Na+2H2O=2NaOH+H2↑ 后：2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4总反应方程式：2Na+ CuSO4+2H2O= Cu(OH)2↓+Na2SO4+ H2↑⑵钠与氯化铵溶液反应：2Na+2NH4Cl=2NaCl+2NH3↑+ H2↑注意：钠能置换出酸中的H2,也能置换出盐中的金属（钠在熔融状态下）,只是不能置换盐溶液中的金属（钠要先与水反应）。如：2Na+CuSO4=Cu+Na2SO4 （×） 4Na+TiCl4(熔融)=4NaCl+Ti （√）注意：自然界中的元素有两种形态：游离态、化合态。注意：①碱金属单质的密度一般随核电荷数增大而递增,但K的密度比Na小。②通常的合金多呈固态,而钠钾合金却是液态。 ③碱金属单质一般跟水剧烈反应,但Li跟水反应缓慢（LiOH溶解度小）。④钾的化合物大多可作肥料,但K2O、KOH却不可作肥料。⑤碱金属单质因其活动性强,多保存在煤油中,而Li却因密度比煤油更小,只能保存在液体石蜡中。