高中化學(xué)總復(fù)習(xí)資料大全

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化學(xué)反應(yīng)及其能量變化

1.氧化還原反應(yīng)

［氧化還原反應(yīng)］有電子轉(zhuǎn)移（包括電子的得失和共用電子對(duì)的偏移）

或有元素化合價(jià)升降的反應(yīng).如2Na+C12=2NaCl（有電子得失）、H2+

C12=2HC1（有電子對(duì)偏移）等反應(yīng)均屬氧化還原反應(yīng)。

氧化還原反應(yīng)的本質(zhì)是電子轉(zhuǎn)移（電子得失或電子對(duì)偏移）o

［氧化還原反應(yīng)的特征］在反應(yīng)前后有元素的化合價(jià)發(fā)生變化.根據(jù)

氧化還原反應(yīng)的反應(yīng)特征可判斷一個(gè)反應(yīng)是否為氧化還原反應(yīng).某一

化學(xué)反應(yīng)中有元素的化合價(jià)發(fā)生變化，則該反應(yīng)為氧化還原反應(yīng)，否

則為非氧化還原反應(yīng)。

［氧化劑與還原劑］

概念含義概念含義

氧化劑反應(yīng)后所含元素化合價(jià)降低的反應(yīng)物還原劑反應(yīng)后所

含元素化合價(jià)升高的反應(yīng)物

被氧化還原劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)升高的過程被還原氧化劑在

反應(yīng)時(shí)化合價(jià)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(yīng)元素在反應(yīng)過程中化合價(jià)升高的反應(yīng)還原反應(yīng)元素在反

應(yīng)過程中化合價(jià)降低的反應(yīng)

氧化產(chǎn)物還原劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)升高后得到的產(chǎn)物還原產(chǎn)物氧

化劑在反應(yīng)時(shí)化合價(jià)降低后得到的產(chǎn)物

氧化劑與還原劑的相互關(guān)系

重要的氧化劑和還原劑：

⑴所含元素的化合價(jià)處在最高價(jià)的物質(zhì)只能得到電子，只具有氧化

性，只能作氧化劑（注：不一定是強(qiáng)氧化劑）。重要的氧化劑有：

①活潑非金屬單質(zhì)，如X2（鹵素單質(zhì)）、02、03等。②所含元素處于

高價(jià)或較高價(jià)時(shí)的氧化物，如MnO2、NO2>PbO2等。③所含元素

處于高價(jià)時(shí)的含氧酸，如濃H2so4、HNO3等.④所含元素處于高

價(jià)時(shí)的鹽，如KMnO4、KC1O3、K2Cr2O7等.⑤金屬陽離子等，如

Fe3+、Cu2+、Ag+、H+等.⑥過氧化物，如Na2O2、H2O2等.⑦

特殊物質(zhì)，如HC1O也具有強(qiáng)氧化性.

⑵所含元素的化合價(jià)處在最低價(jià)的物質(zhì)只能失去電子，只具有還原

性，只能作還原劑（注：不一定是強(qiáng)還原劑）.重要的還原劑有：

①活潑金屬單質(zhì)，如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等.②某些非金屬單

質(zhì)，如C、H2、Si等.③所含元素處于低價(jià)或較低價(jià)時(shí)的氧化物，

如CO、SO2等.④所含元素處于低價(jià)或較低價(jià)時(shí)的化合物，如含

有、、、、的化合物H2S、Na2S、H2so3、Na2so3、HLHBr、FeSO4>

NH3等.

⑶當(dāng)所含元素處于中間價(jià)態(tài)時(shí)的物質(zhì)，既有氧化性又有還原性，如

H2O2>SO2、Fe2+等.

(4)當(dāng)一種物質(zhì)中既含有高價(jià)態(tài)元素又含有低價(jià)態(tài)元素時(shí)，該物質(zhì)既

有氧化性又有還原性.例如，鹽酸(HC1)與Zn反應(yīng)時(shí)作氧化劑，而濃

鹽酸與MnO2共熱反應(yīng)時(shí)，則作還原劑.

［氧化還原反應(yīng)的分類］

(1)不同反應(yīng)物間的氧化還原反應(yīng).

①不同元素間的氧化還原反應(yīng).

例如：MnO2+4HC1(濃)MnC12+C12t+2H2O絕大多數(shù)氧化還

原反應(yīng)屬于這一類.

②同種元素間的氧化還原反應(yīng).

例如：2H2S+SO2=3S+2H2OKC1O3+6HC1(濃)=KC1+3C12t

+3H2O

在這類反應(yīng)中，所得氧化產(chǎn)物和還原產(chǎn)物是同一物質(zhì)，這類氧化還原

反應(yīng)又叫歸中反應(yīng).

(2)同一反應(yīng)物的氧化還原反應(yīng).

①同一反應(yīng)物中，不同元素間的氧化還原反應(yīng).例如：2KC1O32KC1+

302t

②同一反應(yīng)物中，同種元素不同價(jià)態(tài)間的氧化還原反應(yīng).例如：

NH4NO3N2Ot+2H2O

③同一反應(yīng)物中，同種元素同一價(jià)態(tài)間的氧化還原反應(yīng).例如：

C12+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O3NO2+H2O=

2HNO3+NO

在這類反應(yīng)中，某一元素的化合價(jià)有一部分升高了，另一部分則降低

了.這類氧化還原反應(yīng)又叫歧化反應(yīng).

［氧化還原反應(yīng)與四種基本反應(yīng)類型的關(guān)系］如右圖所示.由圖可

知：置換反應(yīng)都是氧化還原反應(yīng)；復(fù)分解反應(yīng)都不是氧化還原反應(yīng)，

化合反應(yīng)、分解反應(yīng)不一定是氧化還原反應(yīng).

［氧化還原反應(yīng)中電子轉(zhuǎn)移的方向、數(shù)目的表示方法］

⑴單線橋法.表示在反應(yīng)過程中反應(yīng)物里元素原子間電子轉(zhuǎn)移的數(shù)

目和方向.用帶箭頭的連線從化合價(jià)升高的元素開始，指向化合價(jià)降

低的元素，再在連線上方標(biāo)出電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目.

在單線橋法中，箭頭的指向已經(jīng)表明了電子轉(zhuǎn)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(yīng)物與生成物里，同一元素原子在反應(yīng)前后

電子轉(zhuǎn)移的數(shù)目和方向.在氧化劑與還原產(chǎn)物、還原劑與氧化產(chǎn)物之

間分別用帶箭頭的連線從反應(yīng)前的有關(guān)元素指向反應(yīng)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(shù)目.例如：

［氧化還原反應(yīng)的有關(guān)規(guī)律］

(1)氧化性、還原性強(qiáng)弱判斷的一般規(guī)律.

氧化性、還原性的強(qiáng)弱取決于得失電子的難易；而與得失電子數(shù)的多

少無關(guān).

①金屬活動(dòng)性順序表.金屬的活動(dòng)性越強(qiáng)，金屬單質(zhì)(原子)的還原性

也越強(qiáng)，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+

②同種元素的不同價(jià)態(tài).

特殊情況；氯的含氧酸的氧化性順序?yàn)椋篐C1O>HC1O3>HC1O4.

⑧氧化還原反應(yīng)進(jìn)行的方向.一般而言，氧化還原反應(yīng)總是朝著強(qiáng)氧

化性物質(zhì)與強(qiáng)還原性物質(zhì)反應(yīng)生成弱氧化性物質(zhì)與弱還原性物質(zhì)的

方向進(jìn)行.在一個(gè)給出的氧化還原反應(yīng)方程式中，氧化劑和氧化產(chǎn)物

都有氧化性，還原劑和還原產(chǎn)物都有還原性，其氧化性、還原性的強(qiáng)

弱關(guān)系為：

氧化性：氧化劑>氧化產(chǎn)物；還原性：還原劑>還原產(chǎn)物

反之，根據(jù)給出的物質(zhì)的氧化性、還原性的強(qiáng)弱，可以判斷某氧化還

原反應(yīng)能否自動(dòng)進(jìn)行.

④反應(yīng)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(yīng)時(shí)，反應(yīng)越易進(jìn)行，則對(duì)應(yīng)的氧化劑（還原劑）的氧化性（還原性）越

強(qiáng)，反之越弱.

⑤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(qiáng).

⑥H+濃度.對(duì)于在溶液中進(jìn)行的氧化還原反應(yīng)，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(qiáng).

（2）氧化還原反應(yīng)中元素化合價(jià)的規(guī)律.

①一種元素具有多種價(jià)態(tài)時(shí)，處于最高價(jià)態(tài)時(shí)只具有氧化性，處于最

低價(jià)態(tài)時(shí)只具有還原性，而處于中間價(jià)態(tài)時(shí)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(shí)含最高價(jià)態(tài)元素和最低價(jià)態(tài)元素

時(shí)，則該化合物兼有氧化性和還原性，如HC1.

②價(jià)態(tài)不相交規(guī)律.同種元素不同價(jià)態(tài)間相互反應(yīng)生成兩種價(jià)態(tài)不同

的產(chǎn)物時(shí)，化合價(jià)升高與化合價(jià)降低的值不相交，即高價(jià)態(tài)降低后的

值一定不低于低價(jià)態(tài)升高后的值，也可歸納為“價(jià)態(tài)變化只靠攏、不

相交”.所以，同種元素的相鄰價(jià)態(tài)間不能發(fā)生氧化還原反應(yīng)；同種

元素間隔中間價(jià)態(tài)，發(fā)生歸中反應(yīng).

（3）氧化還原反應(yīng)中的優(yōu)先規(guī)律：當(dāng)一種氧化劑（還原劑）同時(shí)與多種還

原劑（氧化劑）相遇時(shí)一，該氧化劑（還原劑）首先與還原性（氧化性）最強(qiáng)的

物質(zhì)發(fā)生反應(yīng)，而只有當(dāng)還原性（氧化性）最強(qiáng)的物質(zhì)反應(yīng)完后，才依

次是還原性（氧化性）較弱的物質(zhì)發(fā)生反應(yīng).

（4）電子守恒規(guī)律.在任何氧化還原反應(yīng)中，氧化劑得到的電子總數(shù)

等于還原劑失去的電子總數(shù)（即氧化劑化合價(jià)升高的總數(shù)等于還原劑

化合價(jià)降低的總數(shù)）.這一點(diǎn)也是氧化還原反應(yīng)配平的基礎(chǔ)。

2.離子反應(yīng)

［離子反應(yīng)］有離子參加或有離子生成的反應(yīng)，都稱為離子反應(yīng).離子

反應(yīng)的本質(zhì)、類型和發(fā)生的條件：

⑴離子反應(yīng)的本質(zhì)：反應(yīng)物中某種離子的濃度減小.

（2）離子反應(yīng)的主要類型及其發(fā)生的條件：

①離子互換（復(fù)分解）反應(yīng).具備下列條件之一就可以使反應(yīng)朝著離子

濃度減小的方向進(jìn)行，即離子反應(yīng)就會(huì)發(fā)生.

a.生成難溶于水的物質(zhì).如：Cu2++2OH-=Cu(OH)2；

注意：當(dāng)有關(guān)離子濃度足夠大時(shí)，生成微溶物的離子反應(yīng)也能發(fā)

生.如：

2Ag++SO42—=Ag2SO4ICa2++2OH-=Ca(OH)2I

或者由微溶物生成難溶物的反應(yīng)也能生成.如當(dāng)石灰乳與Na2CO3

溶液混合時(shí)，發(fā)生反應(yīng)：

Ca(OH)2+CO32—=CaCO3I+2OH-

b.生成難電離的物質(zhì)(即弱電解質(zhì)).如：H++OH-=H2OH

++CH3COO-=CH3COOH

c.生成揮發(fā)性物質(zhì)(即氣體).如：CO32-+2H+=CO2f+H2O

NH4++OH-NH3t+H2O

②離子間的氧化還原反應(yīng).由強(qiáng)氧化劑與強(qiáng)還原劑反應(yīng)，生成弱氧化

劑和弱還原劑，即反應(yīng)朝著氧化性、還原性減弱的方向進(jìn)行.例如：

Fe+Cu2+=Fe2++CuC12+2Br-=2C1—+Br2

2MnO4-+16H++10Cl-=2Mn2++5C12t+8H2O

書寫離子方程式時(shí)應(yīng)注意的問題：

(1)電解質(zhì)在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態(tài))，雖然也

有離子參加反應(yīng)，但不能寫成離子方程式，因?yàn)榇藭r(shí)這些離子并沒有

發(fā)生電離.如NH4C1固體與Ca(OH)2固體混合加熱制取氨氣的反應(yīng)、

濃H2SO4與固體(如NaCl、Cu等)的反應(yīng)等，都不能寫成離子方程

式.相反，在某些化學(xué)方程式中，雖然其反應(yīng)物不是電解質(zhì)或強(qiáng)電解

質(zhì)，沒有大量離子參加反應(yīng)，但反應(yīng)后產(chǎn)生了大量離子，因此，仍可

寫成離子方程式.如Na、Na2O、Na2O2、SO3、C12等與H2O的反

應(yīng).

(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+、HS—和Ca2

+、HCO3一等酸式酸根的形式.

(3)對(duì)于微溶于水的物質(zhì)，要分為兩種情況來處理：

①當(dāng)作反應(yīng)物時(shí)？，微溶物要保留化學(xué)式的形式，不能拆開.

②當(dāng)作反應(yīng)物時(shí)，若為澄清的稀溶液，應(yīng)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(xué)式的形式而不能拆開，如石灰

乳、熟石灰等.

(4)若反應(yīng)物之間由于物質(zhì)的量之比不同而發(fā)生不同的反應(yīng)，即反

應(yīng)物之間可發(fā)生不止一個(gè)反應(yīng)時(shí)，要考慮反應(yīng)物之間物質(zhì)的量之比不

同，相應(yīng)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(guān)反應(yīng)的離子方程式依次為：CO2+2OH—=CO32

—+H2O(CO2適量)

CO2+OH—=HCO3—(CO2足量)

在溶液中離子能否大量共存的判斷方法：

幾種離子在溶液中能否大量共存，實(shí)質(zhì)上就是看它們之間是否發(fā)

生反應(yīng).若離子間不發(fā)生反應(yīng)，就能大量共存；否則就不能大量共

存.離子間若發(fā)生下列反應(yīng)之一，就不能大量共存.

(1)生成難溶物或微溶物.如Ca2+與CO32—、SO42一、OH-；Ag

+與Cl—、Br—、I—、SO32—,等等.

（2）生成氣體.如NH4+與OH—；H+與HCO3一、CO32—、S2一、

HS—、SO32一、HSO3一等.

（3）生成難電離物質(zhì)（弱酸、弱堿、水）.如H+與CIO—、F—、CH3coO

一生成弱酸；OH—與NH4+、

A13+、Fe3+、Fe2+、Cu2+等生成弱堿；H+與OH一生成H2O.

（4）發(fā)生氧化還原反應(yīng).具有氧化性的離子（如MnO4—、CIO—、Fe3

+等）與具有還原性的離子（如S2—、1一、SO32—、Fe2+等）不能共

存.應(yīng)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—、S2一、

SO32—、Fe2+等.

*（5）形成配合物.如Fe3+與SCN—因反應(yīng)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(fā)生雙水解反應(yīng)而不能大量共

存，例如A13+與HCO3-、CO32—、A1O2一等.

說明：在涉及判斷離子在溶液中能否大量共存的問題時(shí)，要注意題

目中附加的限定性條件：

①無色透明的溶液中，不能存在有色離子，如Cu2+（藍(lán)色）、Fe3+（黃

色）、Fe2+（淺綠色）、MnO4一（紫色）.

②在強(qiáng)酸性溶液中，與H+起反應(yīng)的離子不能大量共存.

③在強(qiáng)堿性溶液中，與OH一起反應(yīng)的離子不能大量共存.

［電解質(zhì)與非電解質(zhì)］

⑴電解質(zhì)：在水溶液里或者熔融狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔锝须娊?/p>

質(zhì).電解質(zhì)不一定能導(dǎo)電，而只有在溶于水或熔融狀態(tài)時(shí)電離出自由

移動(dòng)的離子后才能導(dǎo)電（因此，電解質(zhì)導(dǎo)電的原因是存在自由移動(dòng)的

離子）.能導(dǎo)電的不一定是電解質(zhì)，如金屬、石墨等單質(zhì).

⑵非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導(dǎo)電的化合物.因?yàn)?/p>

非電解質(zhì)歸屬于化合物，故如C12等不導(dǎo)電的單質(zhì)不屬于非電解質(zhì).

⑶電解質(zhì)與非電解質(zhì)的比較.

電解質(zhì)非電解質(zhì)

區(qū)

別能否導(dǎo)電溶于水后或熔融狀態(tài)時(shí)能導(dǎo)電不能導(dǎo)電

能否電離溶于水或受熱熔化時(shí)能電離產(chǎn)生自由移動(dòng)的離子不

能電離，因此沒有自由移動(dòng)的離子存在

所屬物質(zhì)酸、堿、鹽等蔗糖、酒精等大部分有機(jī)物，氣體化

合物如NH3、SO2等

聯(lián)系都屬于化合物

說明某些氣體化合物的水溶液雖然能導(dǎo)電，但其原因并非該物質(zhì)本

身電離生成了自由移動(dòng)的離子，因此這些氣體化合物屬于非電解

質(zhì).例如；氨氣能溶于水，但NH3是非電解質(zhì).氨水能導(dǎo)電是因?yàn)?/p>

NH3與H2O反應(yīng)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(zhì).

［強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)］

⑴強(qiáng)電解質(zhì)：溶于水后全部電離成離子的電解質(zhì).

⑵弱電解質(zhì)：溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質(zhì).

⑶強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的比較.

強(qiáng)電解質(zhì)弱電解質(zhì)

代表物質(zhì)①強(qiáng)酸：如H2so4、HNO3、HC1等②強(qiáng)堿：如KOH、NaOH、

Ba（OH）2等③鹽：絕大多數(shù)可溶、難溶性鹽，如NaCl、CaCO3等

①H2O②弱酸：如CH3coOH、HF、HC1O、H2CO3等③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：HNO3=H++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+

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(zhì)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(xué)式表示）

全部用化學(xué)式表示

注意：（1）在含有陰、陽離子的固態(tài)強(qiáng)電解質(zhì)中，雖然有陰、陽離子

存在，但這些離子不能自由移動(dòng)，因此不導(dǎo)電.如氯化鈉固體不導(dǎo)電.

⑵電解質(zhì)溶液導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱取決于溶液中自由移動(dòng)離子濃度的大

小（注意：不是取決于自由移動(dòng)離子數(shù)目的多少）.溶液中離子濃度大,

溶液的導(dǎo)電性就強(qiáng)；反之，溶液的導(dǎo)電性就弱.因此，強(qiáng)電解質(zhì)溶液

的導(dǎo)電能力不一定比弱電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力強(qiáng).但在相同條件(相

同濃度、相同溫度)下，強(qiáng)電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力比弱電解質(zhì)的導(dǎo)電

能力強(qiáng).

［離子方程式］用實(shí)際參加反應(yīng)的離子符號(hào)來表示離子反應(yīng)的式

子.所謂實(shí)際參加反應(yīng)的離子，即是在反應(yīng)前后數(shù)目發(fā)生變化的離

子.離子方程式不僅表示一定物質(zhì)間的某個(gè)反應(yīng)，而且可以表示所有

同一類型的離子反應(yīng).如：H++OH—=H2O可以表示強(qiáng)酸與強(qiáng)堿

反應(yīng)生成可溶性鹽的中和反應(yīng).

［離子方程式的書寫步驟］

(1)“寫”：寫出完整的化學(xué)方程式.

(2)“拆”：將化學(xué)方程式中易溶于水、易電離的物質(zhì)(強(qiáng)酸、強(qiáng)堿、可

溶性鹽)拆開改寫為離子形式；而難溶于水的物質(zhì)(難溶性鹽、難溶性

堿)、難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)、氧化物、氣體等仍用化學(xué)式表

示.

(3)“刪”：將方程式兩邊相同的離子(包括個(gè)數(shù))刪去，并使各微粒符

號(hào)前保持最簡單的整數(shù)比.

(4)“查”：檢查方程式中各元素的原子個(gè)數(shù)和電荷總數(shù)是否左右相等.

［復(fù)分解反應(yīng)類型離子反應(yīng)發(fā)生的條件］

復(fù)分解反應(yīng)總是朝著溶液中自由移動(dòng)的離子數(shù)目減少的方向進(jìn)行.具

體表現(xiàn)為：

(1)生成難溶于水的物質(zhì).如：Ba2++SO42-=BaSO4I

(2)生成難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿).如H++OH—=H2O

(3)生成氣體.如：CO32—+2H+=CO2t+H2O

3.化學(xué)反應(yīng)中的能量變化

［放熱反應(yīng)1放出熱量的化學(xué)反應(yīng).在放熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量

大于生成物的總能量：

反應(yīng)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(yīng)可以看成是“貯存”在反應(yīng)物內(nèi)部的能量轉(zhuǎn)化并釋放為熱能

及其他形式的能量的反應(yīng)過程.

［吸熱反應(yīng)］吸收熱量的化學(xué)反應(yīng).在吸熱反應(yīng)中，反應(yīng)物的總能量

小于生成物的總能量：

生成物的總能量=反應(yīng)物的總能量+熱量+其他形式的能量

吸熱反應(yīng)也可以看成是熱能及其他形式的能量轉(zhuǎn)化并“貯存”為生成

物內(nèi)部能量的反應(yīng)過程.

*［反應(yīng)熱］

(1)反應(yīng)熱的概念：在化學(xué)反應(yīng)過程中，放出或吸收的熱量，統(tǒng)稱為

反應(yīng)熱.反應(yīng)熱用符號(hào)表示，單位一般采用kJ?mol—1.

(2)反應(yīng)熱與反應(yīng)物、生成物的鍵能關(guān)系：△!!=生成物鍵能的總和一

反應(yīng)物鍵能的總和

(3)放熱反應(yīng)與吸熱反應(yīng)的比較.

反應(yīng)熱放熱反應(yīng)吸熱反應(yīng)

含義反應(yīng)物所具有的總能量大于生成物所具有的總能量，反應(yīng)

物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)放出熱量反應(yīng)物所具有的總能量小于生成

物所具有的總能量，反應(yīng)物轉(zhuǎn)化為生成物時(shí)吸收熱量

反應(yīng)本身的

能量變化反應(yīng)放出熱量后使反應(yīng)本身的能量降低反應(yīng)吸收

熱量后使反應(yīng)本身的能量升高

表示符號(hào)或AH值“一"AH<0"+”AH>0

說明：放熱反應(yīng)和吸熱反應(yīng)過程中的能量變化示意圖如圖3—1—2所

示.

［熱化學(xué)方程式］

⑴熱化學(xué)方程式的概念：表明反應(yīng)所放出或吸收熱量的化學(xué)方程式,

叫做熱化學(xué)方程式.

(2)書寫熱化學(xué)方程式時(shí)應(yīng)注意的問題：

①需注明反應(yīng)的溫度和壓強(qiáng).因?yàn)榉磻?yīng)的溫度和壓強(qiáng)不同時(shí)，其

也不同.若不注明時(shí)，則是指在lOlkPa和25c時(shí)的數(shù)據(jù).

②反應(yīng)物、生成物的聚集狀態(tài)要注明.同一化學(xué)反應(yīng)，若物質(zhì)的聚集

狀態(tài)不同，則反應(yīng)熱就不同.例如：

H2(g)+l/2O2(g)=H2O(g)AH=-241.8kJ?mol—1

H2(g)+1/2O2(g)=H2O(1)△H=-285.8kJ?mol—1

比較上述兩個(gè)反應(yīng)可知，由H2與02反應(yīng)生成1molH2O⑴比生成1

molH2O(g)多放出44kJ?mol—1的熱量.

③反應(yīng)熱寫在化學(xué)方程式的右邊.放熱時(shí)用“一”，吸熱時(shí)

用“+

例如：H2(g)+l/2O2(g)=H2O(g)-241.8kJ?mol—1

④熱化學(xué)方程式中各物質(zhì)前的化學(xué)計(jì)量數(shù)不表示分子個(gè)數(shù)，而只表示

物質(zhì)的量(mol),因此，它可用分?jǐn)?shù)表示.對(duì)于相同物質(zhì)的反應(yīng)，當(dāng)

化學(xué)計(jì)量數(shù)不同時(shí)，其AH也不同.例如：

2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)△Hl=-483.6kJ?mol—1

H2(g)+l/2O2(g)=H2O(g)AH2=-241.8kJ?mol—1

顯然，△H1=2Z\H2.

*［蓋斯定律］對(duì)于任何一個(gè)化學(xué)反應(yīng)，不管是一步完成還是分幾步

完成，其反應(yīng)熱是相同的.也就是說，化學(xué)反應(yīng)的反應(yīng)熱只與反應(yīng)的

始態(tài)(各反應(yīng)物)和終態(tài)(各生成物)有關(guān)，而與具體反應(yīng)進(jìn)行的途徑無

關(guān).如果一個(gè)反應(yīng)可以分幾步進(jìn)行，則各步反應(yīng)的反應(yīng)熱之和與該反

應(yīng)一步完成時(shí)的反應(yīng)熱是相同的.

*4.燃燒熱和中和熱

燃燒熱中和熱

定義在101kPa時(shí)，1mol物質(zhì)完全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所放出

熱量在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應(yīng)而生成1molH2O時(shí)所放出

的熱量

熱化學(xué)方程式中的表示形式以燃燒Imol物質(zhì)為標(biāo)準(zhǔn)來配平其余

物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)平其余物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)

注意點(diǎn)“完全燃燒”包含兩個(gè)方面的意思：①燃燒的物質(zhì)全部

燃燒完；②生成穩(wěn)定氧化物，如C完全燃燒生成CO2,S完全燃燒生

成SO2；等等當(dāng)強(qiáng)酸與強(qiáng)堿在稀溶液中發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)，1molH

+與1molOH一發(fā)生反應(yīng)生成1molH2O,都放出57.3kJ的熱量.即：

H+(aq)+OH-(aq)=H2O(l)

△H=-57.3kJ?mol-1

說明利用燃燒熱可以計(jì)算物質(zhì)在燃燒過程中所放出的熱量當(dāng)強(qiáng)

酸與弱堿或弱酸與強(qiáng)堿或弱酸與弱堿發(fā)生中和反應(yīng)時(shí)，因生成的鹽會(huì)

發(fā)生水解而吸熱，故此時(shí)中和熱要小于57.3kJ?mol-1

高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全

----堿金屬

1.鈉

［鈉的物理性質(zhì)］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(diǎn)、沸點(diǎn)低；是熱和電的良導(dǎo)體.

［鈉的化學(xué)性質(zhì)］

Na與02反應(yīng)：

常溫下：4Na+O2=2Na2O,2Na2O+O2=2Na2O2(所以鈉表面的

氧化層既有Na2O也有Na2O2,且Na2O2比Na2O穩(wěn)定).

加熱時(shí)：2Na+O2Na2O2(鈉在空氣中燃燒，發(fā)出黃色火焰，生成

淡黃色固體).

(2)Na與非金屬反應(yīng)：鈉可與大多數(shù)的非金屬反應(yīng)，生成+1價(jià)的鈉的

化合物.例如：

2Na+C122NaCl2Na+SNa2S

(3)Na與H2O反應(yīng).化學(xué)方程式及氧化還原分析：

離子方程式：2Na+2H2O=2Na++2OH-+H2f

Na與H2O反應(yīng)的現(xiàn)象：①?、谌邰嘤微茗Q⑤紅.

(4)Na與酸溶液反應(yīng).例如：2Na+2HC1=2NaCl+H2f2Na+

H2sO4=Na2SO4+H2t

由于酸中H+濃度比水中H+濃度大得多，因此Na與酸的反應(yīng)要比

水劇烈得多.

鈉與酸的反應(yīng)有兩種情況：

①酸足量(過量)時(shí)：只有溶質(zhì)酸與鈉反應(yīng).

②酸不足量時(shí)：鈉首先與酸反應(yīng)，當(dāng)溶質(zhì)酸反應(yīng)完后，剩余的鈉再與

水應(yīng).因此，在涉及有關(guān)生成的NaOH或H2的量的計(jì)算時(shí)應(yīng)特別注

意這一點(diǎn).

(5)Na與鹽溶液的反應(yīng).在以鹽為溶質(zhì)的水溶液中，應(yīng)首先考慮鈉與

水反應(yīng)生成NaOH和H2,再分析NaOH可能發(fā)生的反應(yīng).例如，把

鈉投入CuSO4溶液中：

2Na+2H2O=2NaOH+H2t2NaOH+CuSO4=Cu(OH)2I+

Na2SO4

注意：鈉與熔融的鹽反應(yīng)時(shí)，可置換出鹽中較不活潑的金屬.例如：

4Na+TiC14(熔融)4NaCl+Ti

［實(shí)驗(yàn)室中鈉的保存方法］由于鈉的密度比煤油大且不與煤油反應(yīng)，

所以在實(shí)驗(yàn)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(xué)性質(zhì)很活潑，故鈉在自然界

中只能以化合態(tài)的形式（主要為NaCl,此外還有Na2so4、Na2co3、

NaNO3等）存在.

［鈉的主要用途］

⑴制備過氧化鈉.（原理：2Na+O2Na2O2）

（2）Na-K合金（常溫下為液態(tài)）作原子反應(yīng)堆的導(dǎo)熱劑.（原因：Na-

K合金熔點(diǎn)低、導(dǎo)熱性好）

（3）冶煉如鈦、錯(cuò)、鋸、鋁等稀有金屬.（原理：金屬鈉為強(qiáng)還原劑）

（4）制高壓鈉燈.（原因：發(fā)出的黃色光射程遠(yuǎn)，透霧能力強(qiáng)）

2.鈉的化合物

［過氧化鈉］

物理性質(zhì)淡黃色固體粉末

化學(xué)性質(zhì)與H2O反應(yīng)2Na2O2+2H2O=4NaOH+02

現(xiàn)象：反應(yīng)產(chǎn)生的氣體能使余燼的木條復(fù)燃；反應(yīng)放出的熱能使棉花

燃燒起來

與CO2反應(yīng)2Na2O2+2CO2=2Na2co3+02說明：該反應(yīng)

為放熱反應(yīng)

強(qiáng)氧化劑能使織物、麥稈、羽毛等有色物質(zhì)褪色

用途呼吸面具和潛水艇里氧氣的來源；作漂白劑

說明（l）Na2O2與H2O、CO2發(fā)生反應(yīng)的電子轉(zhuǎn)移情況如下:

由此可見，在這兩個(gè)反應(yīng)中，Na2O2既是氧化劑又是還原劑，H2O

或CO2只作反應(yīng)物，不參與氧化還原反應(yīng).

(2)能夠與Na2O2反應(yīng)產(chǎn)生02的，可能是CO2、水蒸氣或CO2和水

蒸氣的混合氣體.

⑶過氧化鈉與水反應(yīng)的原理是實(shí)驗(yàn)室制氧氣方法之一，其發(fā)生裝置

為“固+液一氣體”型裝置.

［碳酸鈉與碳酸氫鈉］

Na2CO3NaHCO3

俗名純堿、蘇打小蘇打

顏色、狀態(tài)白色粉末.碳酸鈉結(jié)晶水合物的化學(xué)式為

Na2CO3?10H2O白色晶體.無結(jié)晶水合物

水溶性易溶于水溶于水，但溶解度比Na2c03小

熱穩(wěn)定性加熱不分解加熱易分解.化學(xué)方程式為：

2NaHCO3Na2CO3+CO2t+H2O

與酸反應(yīng)較緩慢.反應(yīng)分兩步進(jìn)行：

CO32—+H+=HCO3一

HCO3-+H+=CO2t+H2O較劇烈，放出CO2的速度快

HCO3-+H+=CO2t+H2O

與NaOH

反應(yīng)不反應(yīng)NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O

酸式鹽與堿反應(yīng)可生成鹽和水

與CaC12

溶液反應(yīng)CO32-+Ca2+=CaCO3I不反應(yīng)。Ca(HCO3)2溶于水

鑒別方法①固態(tài)時(shí)：分別加熱，能產(chǎn)生使澄清石灰水變渾濁氣體的

是NaHCO3

②溶液中：分別加入CaC12或BaC12溶液，有白色沉淀產(chǎn)生的是

Na2CO3

主要用途①用于玻璃、制皂、造紙等

②制燒堿①用作制糕點(diǎn)的發(fā)酵粉②用于泡沫滅火器③治療胃酸過多

相互關(guān)系

說明⑴由于NaHCO3在水中的溶解度小于Na2co3,因此，向飽

和的Na2c03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(yīng)時(shí)相互滴加順序不同而實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象不

同的原理，可在不加任何外加試劑的情況下，鑒別Na2c03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

次通入足量的NH3、CO2氣體，有NaHCO3從溶液中析出.有關(guān)反

應(yīng)的化學(xué)方程式為：

NH3+H2O+CO2=NH4HCO3NH4HCO3+NaCl

=NaHCO3I+NH4C1

2NaHCO3Na2CO3+H2O+CO2t

3.堿金屬元素

［堿金屬元素的原子結(jié)構(gòu)特征］

堿金屬元素包括鋰(Li)、鈉(Na)、鉀(K)、枷(Rb)、鎧(Cs)和放射性元

素鉉(Fr).

(1)相似性：原子的最外層電子數(shù)均為1個(gè)，次外層為8個(gè)(Li原子次

外層電子數(shù)為2個(gè)).因此，在化學(xué)反應(yīng)中易失去1個(gè)電子而顯+1價(jià).

(2)遞變規(guī)律：隨著堿金屬元素核電荷數(shù)增多，電子層數(shù)增多，原子

半徑增大，失電子能力增強(qiáng)，金屬活動(dòng)性增強(qiáng).

［堿金屬的物理性質(zhì)］

(1)相似性：①都具有銀白色金屬光澤(其中銘略帶金黃色)；②柔軟；

③熔點(diǎn)低；④密度小，其中Li、Na、K的密度小于水的密度；⑤導(dǎo)

電、導(dǎo)熱性好.

⑵遞變規(guī)律：從Li-Cs,隨著核電荷數(shù)的遞增，密度逐漸增大(特

殊：K的密度小于Na的密度)，但熔點(diǎn)、沸點(diǎn)逐漸降低.

［堿金屬的化學(xué)性質(zhì)］

堿金屬的化學(xué)性質(zhì)與鈉相似.由于堿金屬元素原子的最外層電子數(shù)均

為1個(gè)，因此在化學(xué)反應(yīng)中易失去1個(gè)電子，具有強(qiáng)還原性，是強(qiáng)還

原劑；又由于從Li-Cs,隨著核電荷數(shù)的遞增，電子層數(shù)增多，

原子半徑增大，原子核對(duì)最外層電子吸引力減弱，故還原性增強(qiáng).

⑴與02等非金屬反應(yīng).從Li-Cs,與02反應(yīng)的劇烈程度逐漸增

加.

①Li與02反應(yīng)只生成Li2O：4Li+O22Li2O

②在室溫下，Rb、Cs遇到空氣立即燃燒；

③K、Rb、Cs與02反應(yīng)生成相應(yīng)的超氧化物KO2、RbO2、CsO2.

（2）與H2O反應(yīng).發(fā)生反應(yīng)的化學(xué)方程式可表示為：

2R+2H20=2ROH+H2f（R代表Li、Na、K、Rb、Cs）.

從LifNa,與H2O反應(yīng)的劇烈程度逐漸增加.K與H2O反應(yīng)時(shí)能

夠燃燒并發(fā)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(qiáng)（其中LiOH難溶于水）.

［焰色反應(yīng)］是指某些金屬或金屬化合物在火焰中灼燒時(shí)，火焰呈現(xiàn)

出的特殊的顏色.

一些金屬元素的焰色反應(yīng)的顏色：

鈉一一黃色；鉀一一紫色；鋰一一紫紅色；鋤一一紫色；

鈣一一磚紅色；錮一一洋紅色；鋼一一黃綠色；銅一一綠色.

（2）焰色反應(yīng)的應(yīng)用：檢驗(yàn)鈉、鉀等元素的存在.

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---鹵素

1.氯氣

［氯氣的物理性質(zhì)］

⑴常溫下，氯氣為黃綠色氣體.加壓或降溫后液化為液氯，進(jìn)一步

加壓或降溫則變成固態(tài)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(qiáng)烈的刺激性，吸入少量會(huì)引起胸部

疼痛和咳嗽，吸入大量則會(huì)中毒死亡.因此，實(shí)驗(yàn)室聞氯氣氣味的正

確方法為：用手在瓶口輕輕扇動(dòng)，僅使少量的氯氣飄進(jìn)鼻孔.

［氯氣的化學(xué)性質(zhì)］

畫出氯元素的原子結(jié)構(gòu)示意圖：

氯原子在化學(xué)反應(yīng)中很容易獲得1個(gè)電子.所以，氯氣的化學(xué)性質(zhì)非

?；顫姡且环N強(qiáng)氧化劑.

⑴與金屬反應(yīng)：Cu+C12CuC12

實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象：銅在氯氣中劇烈燃燒，集氣瓶中充滿了棕黃色的煙.一段

時(shí)間后，集氣瓶內(nèi)壁附著有棕黃色的固體粉末.向集氣瓶內(nèi)加入少量

蒸儲(chǔ)水，棕黃色固體粉末溶解并形成綠色溶液，繼續(xù)加水，溶液變成

藍(lán)色.

2Na+C122NaCl實(shí)驗(yàn)現(xiàn)象：有白煙產(chǎn)生.

說明①在點(diǎn)燃或灼熱的條件下，金屬都能與氯氣反應(yīng)生成相應(yīng)的金

屬氯化物.其中，變價(jià)金屬如（Cu、Fe）與氯氣反應(yīng)時(shí)呈現(xiàn)高價(jià)態(tài)（分

別生成CuC12、FeC13）.

②在常溫、常壓下，干燥的氯氣不能與鐵發(fā)生反應(yīng)，故可用鋼瓶儲(chǔ)存、

運(yùn)輸液氯.

③“煙”是固體小顆粒分散到空氣中形成的物質(zhì).如銅在氯氣中燃燒,

產(chǎn)生的棕黃色的煙為CuC12晶體小顆粒；鈉在氯氣中燃燒，產(chǎn)生的白

煙為NaCl晶體小顆粒；等等.

（2）與氫氣反應(yīng).H2+C122HC1

注意①在不同的條件下，H2與C12均可發(fā)生反應(yīng)，但反應(yīng)條件不

同，反應(yīng)的現(xiàn)象也不同.點(diǎn)燃時(shí)，純凈的H2能在C12中安靜地燃燒,

發(fā)出蒼白色的火焰，反應(yīng)產(chǎn)生的氣體在空氣中形成白霧并有小液滴出

現(xiàn)；在強(qiáng)光照射下，H2與C12的混合氣體發(fā)生爆炸.

②物質(zhì)的燃燒不一定要有氧氣參加.任何發(fā)光、發(fā)熱的劇烈的化學(xué)反

應(yīng)，都屬于燃燒.如金屬銅、氫氣在氯氣中燃燒等.

③“霧”是小液滴懸浮在空氣中形成的物質(zhì)；“煙”是固體小顆粒分

散到空氣中形成的物質(zhì).要注意“霧”與“煙”的區(qū)別.

@H2與C12反應(yīng)生成的HC1氣體具有刺激性氣味，極易溶于水.HC1

的水溶液叫氫氯酸，俗稱鹽酸.

（3）與水反應(yīng).

化學(xué)方程式：C12+H2O=HC1+HC1O離子方程式：C12+

H2O=H++C1-+HC1O

說明①C12與H2O的反應(yīng)是一個(gè)C12的自身氧化還原反應(yīng).其中，

C12既是氧化劑又是還原劑，H2O只作反應(yīng)物.

②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(shí)，溶解于水中的部分C12與H2O反應(yīng)生成HC1和HC1O,

因此，新制氯水是一種含有三種分子（C12、HC1O、H2O）和四種離子

（H+、0—、CIO一和水電離產(chǎn)生的少量OH-）的混合物.所以，新

制氯水具有下列性質(zhì)：酸性（H+）,漂白作用（含HC1O）,C1一的性質(zhì)，

C12的性質(zhì).

③新制氯水中含有較多的C12、HC1O,久置氯水由于C12不斷跟H2O

反應(yīng)和HC1O不斷分解，使溶液中的C12、HC1O逐漸減少、HC1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pH

<7.

@C12本身沒有漂白作用，真正起漂白作用的是C12與H2O反應(yīng)生

成的HC1O.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?jié)癫紬l褪色.

⑤注意“氯水”與“液氯”的區(qū)別，氯水是混合物，液氯是純凈物.

(4)與堿反應(yīng).常溫下，氯氣與堿溶液反應(yīng)的化學(xué)方程式的通式為：

氯氣+可溶堿一金屬氯化物+次氯酸鹽+水.重要的反應(yīng)有：

C12+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O或C12+2OH-=C1-+C1O-

+H2O

該反應(yīng)用于實(shí)驗(yàn)室制C12時(shí)一，多余C12的吸收(尾氣吸收).

2cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaC12+2H2O

說明①C12與石灰乳［Ca(OH)2的懸濁液］或消石灰的反應(yīng)是工業(yè)上

生產(chǎn)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CaC12,有效成分是Ca(ClO)2

②次氯酸鹽比次氯酸穩(wěn)定.

③漂粉精和漂白粉用于漂白時(shí)一，通常先跟其他酸反應(yīng)，如：

Ca(ClO)2+2HCl=CaC12+2HClO

④漂粉精和漂白粉露置于潮濕的空氣中易變質(zhì)，所以必須密封保

存.有關(guān)反應(yīng)的化學(xué)方程式為：Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3J+

2HC1O2HC1O2HC1+02t

由此可見，漂粉精和漂白粉也具有漂白、消毒作用.

［氯氣的用途1

①殺菌消毒；②制鹽酸；⑧制漂粉精和漂白粉；④制造氯仿等有機(jī)溶

劑和各種農(nóng)藥.

［次氯酸］

①次氯酸(HC1O)是一元弱酸(酸性比H2CO3還弱)，屬于弱電解質(zhì)，

在新制氯水中主要以HC1O分子的形式存在，因此在書寫離子方程式

時(shí)應(yīng)保留化學(xué)式的形式.

②HC1O不穩(wěn)定，易分解，光照時(shí)分解速率加快.有關(guān)的化學(xué)方程式

為：

2HC1O=2H++2C1-+02t,因此HC1O是一種強(qiáng)氧化劑.

③HC1O能殺菌.自來水常用氯氣殺菌消毒(目前已逐步用C1O2代

替).

④HC1O能使某些染料和有機(jī)色素褪色.因此，將C12通入石蕊試液

中，試液先變紅后褪色.

［氯氣的實(shí)驗(yàn)室制法］

(1)反應(yīng)原理：實(shí)驗(yàn)室中，利用氧化性比C12強(qiáng)的氧化劑［如MnO2、

KMnO4、KC1O3、Ca(ClO)2等］將濃鹽酸中的Cl一氧化來制取C12。

例如：

MnO2+4HC1(濃)MnC12+C12t+2H2O

2KMnO4+16HC1(濃)=2KC1+2MnC12+5C12t+8H2O

(2)裝置特點(diǎn)：根據(jù)反應(yīng)物MnO2為固體、濃鹽酸為液體及反應(yīng)需要

加熱的特點(diǎn)，應(yīng)選用“固+液加熱型”的氣體發(fā)生裝置.所需的儀

器主要有圓底燒瓶(或蒸儲(chǔ)燒瓶)、分液漏斗、酒精燈、雙孔橡膠塞和

鐵架臺(tái)(帶鐵夾、鐵圈)等.

⑶收集方法：氯氣溶于水并跟水反應(yīng)，且密度比空氣大，所以應(yīng)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方法收集，以除去混有的HC1氣

體.因此在實(shí)驗(yàn)室中，要制取干燥、純凈的C12,常將反應(yīng)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(qiáng)堿溶液吸收，但不能使用石灰水，因?yàn)?/p>

Ca(OH)2的溶解度較小，不能將多余的氯氣完全吸收.

⑸應(yīng)注意的問題：

①加熱時(shí)，要小心地、不停地移動(dòng)火焰，以控制反應(yīng)溫度.當(dāng)氯氣出

來較快時(shí)，可暫停加熱.要防止加強(qiáng)熱，否則會(huì)使?jié)恹}酸里的氯化氫

氣體大量揮發(fā)，使制得的氯氣不純而影響實(shí)驗(yàn).

②收集氯氣時(shí)，導(dǎo)氣管應(yīng)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.

③利用濃鹽酸與足量的MnO2共熱制取C12時(shí)-，實(shí)際產(chǎn)生的C12的

體積總是比理論值低.主要原因是：隨著反應(yīng)不斷進(jìn)行，濃鹽酸會(huì)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(yīng).

[C1-的檢驗(yàn)]

方法向待檢溶液中加入AgNO3溶液，再加入稀HNO3,若產(chǎn)生白

色沉淀，則原待檢液中含有C1一.

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(shí)含有SO42—或SO32一時(shí)，則不能用HNO3酸化

的AgNO3溶液來檢驗(yàn)C1-,因?yàn)樯傻腁g2SO4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)、澳(Br)、碘⑴和放射性

元素碳(At).在自然界中鹵素?zé)o游離態(tài)，都是以化合態(tài)的形式存在.

［鹵素單質(zhì)的物理性質(zhì)］

顏色狀態(tài)

(常態(tài))熔點(diǎn)、沸點(diǎn)溶解度(水中)密度

F2淺黃綠色淺

深氣體低

高降

低小

大

02黃綠色氣體部分溶于水，并與水發(fā)生不同程度

反應(yīng)

Br2深紅棕色液體易揮發(fā)

12紫黑色固體升華

說明（1）實(shí)驗(yàn)室里，通常在盛澳的試劑瓶中加水（即“水封”），以減

少浪的揮發(fā).

⑵固態(tài)物質(zhì)不經(jīng)液態(tài)而直接變成氣態(tài)的現(xiàn)象，叫做升華.升華是一

種物理變化.利用碘易升華的性質(zhì)，可用來分離、提純單質(zhì)碘.

（3）Br2、12較難溶于水而易溶于如汽油、苯、四氯化碳、酒精等有機(jī)

溶劑中.醫(yī)療上用的碘酒，就是碘（溶質(zhì)）的酒精（溶劑）溶液.利用與

水互不相溶的有機(jī)溶劑可將Br2、12從濱水、碘水中提取出來（這個(gè)

過程叫做萃取）.

［鹵素單質(zhì)的化學(xué)性質(zhì)］

（1）鹵素的原子結(jié)構(gòu)及元素性質(zhì)的相似性、遞變性.

氟F氯C1澳Br碘I

核電荷數(shù)9173553

原子結(jié)構(gòu)的相似性最外層上的電子數(shù)都是7個(gè)

鹵素化學(xué)性質(zhì)的相似性①氟只有一1價(jià)，其余鹵素有一1、+1、+3、

+5、+7價(jià)②單質(zhì)都具有強(qiáng)氧化性，是強(qiáng)氧化劑③單質(zhì)均能與H2化合

生成鹵化氫氣體，與金屬單質(zhì)化合生成金屬鹵化物④單質(zhì)都能與水、

強(qiáng)堿反應(yīng)，Br2、12的反應(yīng)與C12類似

原子結(jié)構(gòu)的遞變性核電荷數(shù)

電子層數(shù)

少多

原子半徑小大

化學(xué)性質(zhì)的遞變性原子得電子能力

強(qiáng)弱

單質(zhì)的氧化性

單質(zhì)與氫氣化合易難

單質(zhì)與水反應(yīng)劇烈

緩慢(微弱)

對(duì)應(yīng)陰離子的還原性弱

強(qiáng)

(2)鹵素單質(zhì)與氫氣的反應(yīng).

F2C12Br212

與H2化合的條件冷、暗點(diǎn)燃或光照500℃持續(xù)加熱

反應(yīng)情況爆炸強(qiáng)光照射時(shí)爆炸緩慢化合緩慢化合，生成的HI

同時(shí)分解

產(chǎn)生鹵化氫

的穩(wěn)定性HF>HCl>HBr>HI

(3)鹵素單質(zhì)與水的反應(yīng).

①2F2+2H2O=4HF+02(置換反應(yīng))

注意：將F2通入某物質(zhì)的水溶液中，F(xiàn)2先跟H2O反應(yīng).如將F2通

入NaCl的水溶液中，同樣發(fā)生上述反應(yīng)，等等.

②X2+H2O=HX+HXO（X=C1、Br、I）.

（4）鹵素單質(zhì)間的置換反應(yīng).

2NaBr+C12（新制、飽和）=2NaCl+Br22Br-+C12=2C1-+

Br2

說明加入CC14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CC14層，顯橙色.

2NaI+C12（新制、飽和）=2NaCl+I221-+C12=2C1-+

12

說明①加入CC14并振蕩后，液體分層.上層為含有Nai的水層，

無色；下層為溶有12的CC14層，顯紫紅色.

②將反應(yīng)后的溶液加熱蒸干灼燒，生成的12升華，故殘留的固體為

NaCl（C12足量時(shí)）或NaCl和Nai的混合物（C12不足量時(shí)）.

2NaI+Br2=2NaBr+I221-+Br2=2Br-+12

說明①加入CC14并振蕩后，液體分層.上層為含有NaBr的水層,

無色，下層為溶有12的CC14層，顯紫紅色.

②將反應(yīng)后的溶液加熱蒸干灼燒，生成的12升華，故殘留的固體為

NaBr（Br2足量時(shí)）或NaBr和NaI（Br2不足量時(shí)）.

F2+NaX（熔融）=2NaF+X2（X=C1>Br、I）

注意將F2通入含Cl—、Br—或I—的水溶液中，不是發(fā)生鹵素間

的置換反應(yīng)，而是F2與H2O反應(yīng).

(5)碘單質(zhì)(12)的化學(xué)特性.12+淀粉溶液一藍(lán)色溶液

說明①利用碘遇淀粉變藍(lán)的特性，可用來檢驗(yàn)12的存在.

②只有單質(zhì)碘(12)遇淀粉才顯藍(lán)色，其他價(jià)態(tài)的碘無此性質(zhì).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

12被置換出來，則此時(shí)溶液顯藍(lán)色.

［可逆反應(yīng)］向生成物方向進(jìn)行的反應(yīng)叫正反應(yīng)；向反應(yīng)物方向進(jìn)行

的反應(yīng)叫逆反應(yīng).在同一條件下，既能向正反應(yīng)方向進(jìn)行，同時(shí)又能

向逆反應(yīng)方向進(jìn)行的反應(yīng)，叫做可逆反應(yīng).

說明(1)判斷一個(gè)反應(yīng)是否是可逆反應(yīng)，必須滿足兩個(gè)條件：①在

同一條件下；②正、逆反應(yīng)同時(shí)進(jìn)行.如H2+I22HL生成的HI在

持續(xù)加熱的條件下同時(shí)分解，故該反應(yīng)為可逆反應(yīng).而如：2H2+02

2H2O2H2O2H2t+02f這兩個(gè)反應(yīng)就不是可逆反應(yīng).

(2)在化學(xué)方程式中，用可逆符號(hào)""表示可逆反應(yīng).

［鹵化銀］

AgFAgClAgBrAgl

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：2AgX2Ag+X2(X=Cl、Br、I)

用途①檢驗(yàn)X-：Ag++X-=AgXI(試劑為AgNO3溶液和

稀HNO3)

②制作感光材料（常用AgBr）③Agl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(nèi)，人體如果缺碘，就會(huì)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(zhì)的量應(yīng)用于化學(xué)方程式的計(jì)算

⑴原理：化學(xué)方程式中各物質(zhì)的化學(xué)計(jì)量數(shù)之比，可以表示各物質(zhì)

的：

①微粒數(shù)之比；②物質(zhì)的量之比；③同溫、同壓下氣體的體積之比；

④并可計(jì)算質(zhì)量之比。例如：

2CO+02

=2CO2

*

化學(xué)計(jì)量數(shù)比2

1：2

物質(zhì)的量比2mol*

Imol:2mol

同溫、同壓下氣體體積比2體積*1體

積：2體積

?

標(biāo)準(zhǔn)狀況下的體積比2*22.4L1X

22.4L：2X22.4L

*

質(zhì)量比2X28g1X

32g2X44g

(2)注意點(diǎn)：物質(zhì)的量應(yīng)用于化學(xué)方程式的計(jì)算時(shí)，同一物質(zhì)的物理

量的單位要保持一致，不同物質(zhì)的物理量的單位要相互對(duì)應(yīng)，即單位

的使用要“上下一致、左右相當(dāng)”.

高中化學(xué)知識(shí)點(diǎn)規(guī)律大全

——物質(zhì)結(jié)構(gòu)元素周期律

1.原子結(jié)構(gòu)

［核電荷數(shù)、核內(nèi)質(zhì)子數(shù)及核外電子數(shù)的關(guān)系］核電荷數(shù)=核內(nèi)質(zhì)

子數(shù)=原子核外電子數(shù)

注意：(1)陰離子：核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)+所帶的電荷數(shù)

陽離子：核外電子數(shù)=質(zhì)子數(shù)一所帶的電荷數(shù)

(2)“核電荷數(shù)”與“電荷數(shù)”是不同的，如C1一的核電荷數(shù)為17,

電荷數(shù)為1.

［質(zhì)量數(shù)］用符號(hào)A表示.將某元素原子核內(nèi)的所有質(zhì)子和中子的相

對(duì)質(zhì)量取近似整數(shù)值相加所得的整數(shù)值，叫做該原子的質(zhì)量數(shù).

說明(1)質(zhì)量數(shù)(A)、質(zhì)子數(shù)(Z)、中子數(shù)(N)的關(guān)系：A=Z+N.(2)

符號(hào)X的意義：表示元素符號(hào)為X,質(zhì)量數(shù)為A,核電荷數(shù)(質(zhì)子數(shù))

為Z的一個(gè)原子.例如，Na中，Na原子的質(zhì)量數(shù)為23、質(zhì)子數(shù)為

11、中子數(shù)為12.

［原子核外電子運(yùn)動(dòng)的特征］

(1)當(dāng)電子在原子核外很小的空間內(nèi)作高速運(yùn)動(dòng)時(shí)，沒有確定的軌

道，不能同時(shí)準(zhǔn)確地測定電子在某一時(shí)刻所處的位置和運(yùn)動(dòng)的速度，

也不能描繪出它的運(yùn)動(dòng)軌跡.在描述核外電子的運(yùn)動(dòng)時(shí)，只能指出它

在原子核外空間某處出現(xiàn)機(jī)會(huì)的多少.

(2)描述電子在原子核外空間某處出現(xiàn)幾率多少的圖像，叫做電子

云.電子云圖中的小黑點(diǎn)不表示電子數(shù)，只表示電子在核外空間出現(xiàn)

的幾率.電子云密度的大小，表明了電子在核外空間單位體積內(nèi)出現(xiàn)

幾率的多少.

(3)在通常狀況下，氫原子的電子云呈球形對(duì)稱。在離核越近的地

方電子云密度越大，離核越遠(yuǎn)的地方電子云密度越小.

［原子核外電子的排布規(guī)律］

(1)在多電子原子里，電子是分層排布的.

電子層數(shù)(n)1234567

表示符號(hào)KLMNOPQ

離核遠(yuǎn)近能量高低n值越大，電子離原子核越遠(yuǎn)，電子具有的能量

越高

(2)能量最低原理：電子總是盡先排布在能量最低的電子層里，而

只有當(dāng)能量最低的電子層排滿后，才依次進(jìn)入能量較高的電子層

中.因此，電子在排布時(shí)的次序?yàn)椋骸?/p>

(3)各電子層容納電子數(shù)規(guī)律：①每個(gè)電子層最多容納2n2個(gè)電子

(n=l、2……).②最外層容納的電子數(shù)W8個(gè)(K層為最外層時(shí)W2個(gè)),

次外層容納的電子數(shù)W18個(gè)，倒數(shù)第三層容納的電子數(shù)W32個(gè).例

如：當(dāng)M層不是最外層時(shí)，最多排布的電子數(shù)為2X32=18個(gè)；而

當(dāng)它是最外層時(shí)，則最多只能排布8個(gè)電子.

（4）原子最外層中有8個(gè)電子（最外層為K層時(shí)有2個(gè)電子）的結(jié)構(gòu)

是穩(wěn)定的，這個(gè)規(guī)律叫“八隅律”.但如PC15中的P原子、BeC12中

的Be原子、XeF4中的Xe原子，等等，均不滿足“八隅律”，但這

些分子也是穩(wěn)定的.

2.元素周期律

［原子序數(shù)］按核電荷數(shù)由小到大的順序給元素編的序號(hào)，叫做該元

素的原子序數(shù).

原子序數(shù)=核電荷數(shù)=質(zhì)子數(shù)=原子的核外電子數(shù)

［元素原子的最外層電子排布、原子半徑和元素化合價(jià)的變化規(guī)律］

對(duì)于電子層數(shù)相同（同周期）的元素，隨著原子序數(shù)的遞增：

（1）最外層電子數(shù)從1個(gè)遞增至8個(gè)（K層為最外層時(shí)，從1個(gè)遞增

至2個(gè)）而呈現(xiàn)周期性變化.

（2）元素原子半徑從大至小而呈現(xiàn)周期性變化（注：稀有氣體元素的

原子半徑因測定的依據(jù)不同，而在該周期中是最大的）.

（3）元素的化合價(jià)正價(jià)從+1價(jià)遞增至+5價(jià)（或+7價(jià)），負(fù)價(jià)從一4價(jià)

遞增至一1價(jià)再至0價(jià)而呈周期性變化.

［元素金屬性、非金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)］

元素金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)：①金屬單質(zhì)跟水（或酸）反應(yīng)置換出

氫的難易程度.金屬單質(zhì)跟水（或酸）反應(yīng)置換出氫越容易，則元素的

金屬性越強(qiáng)，反之越弱.②最高價(jià)氧化物對(duì)應(yīng)的水化物一一氫氧化物

的堿性強(qiáng)弱.氫氧化物的堿性越強(qiáng)，對(duì)應(yīng)金屬元素的金屬性越強(qiáng)，反

之越弱.③還原性越強(qiáng)的金屬元素原子，對(duì)應(yīng)的金屬元素的金屬性越

強(qiáng)，反之越弱.（金屬的相互置換）

元素非金屬性強(qiáng)弱的判斷依據(jù)：①非金屬單質(zhì)跟氫氣化合的難易

程度（或生成的氫化物的穩(wěn)定性），非金屬單質(zhì)跟氫氣化合越容易（或生

成的氫化物越穩(wěn)定），元素的非金屬性越強(qiáng)，反之越弱.②最高價(jià)氧

化物對(duì)應(yīng)的水化物（即最高價(jià)含氧酸）的酸性強(qiáng)弱.最高價(jià)含氧酸的酸

性越強(qiáng)，對(duì)應(yīng)的非金屬元素的非金屬性越強(qiáng)，反之越弱.③氧化性越

強(qiáng)的非金屬元素單質(zhì)，對(duì)應(yīng)的非金屬元素的非金屬性越強(qiáng)，反之越

弱.（非金屬相互置換）

［兩性氧化物］既能跟酸反應(yīng)生成鹽和水，又能跟堿反應(yīng)生成鹽和水

的氧化物，叫做兩性氧化物.如A12O3與鹽酸、NaOH溶液都能發(fā)

生反應(yīng)：A12O3+6H+=2A13++3H2OA12O3+2OH-=2A102-

+H2O

［兩性氫氧化物］既能跟酸反應(yīng)又能跟堿反應(yīng)的氫氧化物，叫做兩性

氫氧化物.如A1（OH）3與鹽酸、NaOH溶液都能發(fā)生反應(yīng)：

A1（OH）3+3H+=2A13++3H2OA1（OH）3+OH-=A102—

+2H2O

［原子序數(shù)為11-17號(hào)主族元素的金屬性、非金屬性的遞變規(guī)律］

NaMgAlSiPSCl

原子序數(shù)11121314151617

單質(zhì)與水（或酸）

的反應(yīng)情況與冷水劇烈反應(yīng)與冷水反應(yīng)緩慢，與沸水劇烈反應(yīng)

與沸水反應(yīng)很緩慢，與冷水不反應(yīng)，部分溶于水，部

分與水反應(yīng)

非金屬單質(zhì)與氫氣化合情況反應(yīng)

條件高溫磷蒸汽與氫氣能反應(yīng)加熱光照或點(diǎn)燃

氫化物穩(wěn)定性SiH4

極不

穩(wěn)定PH3

高溫

分解H2S

受熱

分解HC1

很穩(wěn)定

最高價(jià)氧化物

對(duì)應(yīng)水化物

的堿(酸)性強(qiáng)弱NaOH

強(qiáng)堿Mg(OH)2

中強(qiáng)堿A1(OH)3

或H3A1O3兩性氫氧化物H4SiO4

極弱酸H3PO4

中強(qiáng)酸H2SO4

強(qiáng)酸HC1O4

強(qiáng)酸

金屬性、非金屬性

遞變規(guī)律金屬性逐漸減弱、非金屬性逐漸增強(qiáng)

［元素周期律］元素的性質(zhì)隨著原子序數(shù)的遞增而呈周期性變化，這

個(gè)規(guī)律叫做元素周期律.

3.元素周期表

［元素周期表］把電子層數(shù)相同的各種元素，按原子序數(shù)遞增的順序

從左到右排成橫行，再把不同橫行中最外層電子數(shù)相同的元素，按電

子層數(shù)遞增的順序由上至下排成縱行，這樣得到的一個(gè)表叫做元素周

期表.

［周期］具有相同的電子層數(shù)的元素按原子序數(shù)遞增的順序排列而

成的一個(gè)橫行，叫做一個(gè)周期.

⑴元素周期表中共有7個(gè)周期，其分類如下：

短周期（3個(gè)）：包括第一、二、三周期，分別含有2、8、8種元素

周期（7個(gè)）長周期（3個(gè)）：包括第四、五、六周期，分別含有18、

18、32種元素

不完全周期：第七周期，共26種元素（1999年又發(fā)現(xiàn)了114、116、

118號(hào)三種元素）

⑵某主族元素的電子層數(shù)=該元素所在的周期數(shù).

⑶第六周期中的57號(hào)元素鐲（La）到71號(hào)元素錯(cuò)（Lu）共15種元素，因

其原子的電子層結(jié)構(gòu)和性質(zhì)十分相似，總稱鋤系元素.

(4)第七周期中的89號(hào)元素鋼(Ac)到103號(hào)元素鎊(Lr)共15種元素，

因其原子的電子層結(jié)構(gòu)和