高一下化學期中知識點總結

化學期中知識點總結總結人：全博恒

化學期中知識點總結

I、氧族元素

①二氧化硫

制法（形成）：硫黃或含硫的燃料燃燒得到（硫俗稱硫磺，是黃色粉末）S＋O2===(點燃)SO2

物理性質：無色、刺激性氣味、容易液化，易溶于水（1：40體積比）

化學性質：有毒，溶于水與水反應生成亞硫酸H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，遇熱會變回原來顏色。

②硫酸

物理性質：無色粘稠油狀液體，不揮發(fā)，沸點高，密度比水大。

化學性質：具有酸的通性，濃硫酸具有脫水性、吸水性和強氧化性。是強氧化劑。C12H22O11===(濃H2SO4)12C＋11H2O放熱2H2SO4(濃)＋C===CO2↑＋2H2O＋SO2↑還能氧化排在氫后面的金屬，但不放出氫氣。2H2SO4(濃)＋Cu===CuSO4＋2H2O＋SO2↑

稀硫酸：與活潑金屬反應放出H2，使酸堿指示劑紫色石蕊變紅，與某些鹽反應，與堿性氧化物反應，與堿中和

II、氮族元素

①一氧化氮和二氧化氮

一氧化氮在自然界形成條件為高溫或放電：N2＋O2===(高溫或放電)2NO，生成的一氧化氮很不穩(wěn)定，在常溫下遇氧氣即化合生成二氧化氮：2NO＋O2===2NO2

一氧化氮的介紹：無色氣體，是空氣中的污染物，少量NO可以治療心血管疾病。

二氧化氮的介紹：紅棕色氣體、刺激性氣味、有毒、易液化、易溶于水，并與水反應：3NO2＋H2O==2HNO3＋NO這是工業(yè)制硝酸的方法。

②硝酸

物理性質：無色液體，易揮發(fā)，沸點較低，密度比水大。

化學性質：具有一般酸的通性，濃硝酸和稀硝酸都是強氧化劑。還能氧化排在氫后面的金屬，但不放出氫氣。

4HNO3(濃)＋Cu==Cu(NO3)2＋2NO2↑＋4H2O8HNO3(稀)＋3Cu3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O反應條件不同，硝酸被還原得到的產物不同:N(+4)O2,HN(+3)O2,N(+2)O,N(+1)2O,N(0)2,N(-3)H3

△硫酸和硝酸：濃硫酸和濃硝酸都能鈍化某些金屬（如鐵和鋁）使表面生成一層致密的氧化保護膜，隔絕內層金屬與酸，阻止反應進一步發(fā)生。因此，鐵鋁容器可以盛裝冷的濃硫酸和濃硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化工原料和實驗室必備的重要試劑。可用于制

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化肥、農藥、炸藥、染料、鹽類等。硫酸還用于精煉石油、金屬加工前的酸洗及制取各種揮發(fā)性酸。

③氨氣及銨鹽

氨氣的性質：無色氣體，刺激性氣味、密度小于空氣、極易溶于水（且快）1：700體積比。溶于水發(fā)生以下反應使水溶液呈堿性：NH3＋H2ONH3?H2ONH4＋＋OH－可作紅色噴泉實驗。生成的一水合氨NH3?H2O是一種弱堿，很不穩(wěn)定，會分解，受熱更不穩(wěn)定：NH3.H2O===(△)NH3↑＋H2O

濃氨水易揮發(fā)除氨氣，有刺激難聞的氣味。

氨氣能跟酸反應生成銨鹽：NH3＋HCl==NH4Cl(晶體)

氨是重要的化工產品，氮肥工業(yè)、有機合成工業(yè)及制造硝酸、銨鹽和純堿都離不開它。氨氣容易液化為液氨，液氨氣化時吸收大量的熱，因此還可以用作制冷劑。銨鹽的性質：易溶于水（很多化肥都是銨鹽），受熱易分解，放出氨氣：NH4Cl===NH3↑＋HCl↑

NH4HCO3===NH3↑＋H2O↑＋CO2↑

可以用于實驗室制取氨氣：（干燥銨鹽與和堿固體混合加熱）NH4NO3＋NaOH===Na2NO3＋H2O＋NH3↑

2NH4Cl＋Ca(OH)2===CaCl2＋2H2O＋2NH3↑

用向下排空氣法收集，紅色石蕊試紙檢驗是否收集滿。

III、元素周期表

①元素周期律

原子半徑

除第1周期外，其他周期元素（惰性氣體元素除外）的原子半徑隨原子序數(shù)的遞增而減小；

同一族的元素從上到下，隨電子層數(shù)增多，原子半徑增大。元素化合價

除第1周期外，同周期從左到右，元素最高正價由堿金屬+1遞增到+7，非金屬元素負價由碳族-4遞增到-1（氟無正價，氧無+6價，除外）；同一主族的元素的最高正價、負價均相同所有單質都顯零價單質的熔點

同一周期元素隨原子序數(shù)的遞增，元素組成的金屬單質的熔點遞增，非金屬單質的熔點

遞減；

同一族元素從上到下，元素組成的金屬單質的熔點遞減，非金屬單質的熔點遞增元素的金屬性與非金屬性（及其判斷）

同一周期的元素電子層數(shù)相同。因此隨著核電荷數(shù)的增加，原子越容易得電子，從左到

右金屬性遞減，非金屬性遞增；

同一主族元素最外層電子數(shù)相同，因此隨著電子層數(shù)的增加，原子越容易失電子，從上

到下金屬性遞增，非金屬性遞減。判斷金屬性強弱

金屬性（還原性）

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單質從水或酸中置換出氫氣越容易，最高價氧化物的水化物的堿性越強，120號，K最強；總體Cs最強非金屬性（氧化性）

單質越容易與氫氣反應形成氣態(tài)氫化物，氫化物越穩(wěn)定，最高價氧化物的水化物的酸性越強（120號，F(xiàn)最強；總體一樣）單質的氧化性、還原性

一般元素的金屬性越強，其單質的還原性越強，其氧化物的陽離子氧化性越弱；

元素的非金屬性越強，其單質的氧化性越強，其簡單陰離子的還原性越弱。推斷元素位置的規(guī)律

判斷元素在周期表中位置應牢記的規(guī)律：元素周期數(shù)等于核外電子層數(shù)；

主族元素的序數(shù)等于最外層電子數(shù)。陰陽離子的半徑大小辨別規(guī)律

由于陰離子是電子最外層得到了電子而陽離子是失去了電子

周期與主族

周期：短周期（13）；長周期（46，6周期中存在鑭系）；不完全周期（7）。主族：ⅠAⅦA為主族元素；ⅠBⅦB為副族元素（中間包括Ⅷ）；0族（即惰性氣體）所以,總的說來

(1)陽離子半徑原子半徑(3)陰離子半徑>陽離子半徑

(4)對于具有相同核外電子排布的離子，原子序數(shù)越大，其離子半徑越小。以上不適合用于稀有氣體!

②化學鍵

含義：分子或晶體內相鄰原子（或離子）間強烈的相互作用。類型，即離子鍵、共價鍵和金屬鍵。

離子鍵是由異性電荷產生的吸引作用，例如氯和鈉以離子鍵結合成NaCl。使陰、陽離子結合的靜電作用成鍵微粒：陰、陽離子

形成離子鍵：a活潑金屬和活潑非金屬

b部分鹽（Nacl、NH4cl、BaCo3等）c強堿（NaOH、KOH）

d活潑金屬氧化物、過氧化物證明離子化合物：熔融狀態(tài)下能導電

共價鍵是兩個或幾個原子通過共用電子（1，共用電子對對數(shù)=元素化合價的絕對值2，有共價鍵的化合物不一定是共價化合物）

對產生的吸引作用，典型的共價鍵是兩個原子借吸引一對成鍵電子而形成的。例如，兩個氫核同時吸引一對電子，形成穩(wěn)定的氫分子。1，共價分子電子式的表示，P132，共價分子結構式的表示

3，共價分子球棍模型（H2O折現(xiàn)型、NH3三角錐形、CH4正四面體）4，共價分子比例模型

金屬鍵則是使金屬原子結合在一起的相互作用，可以看成是高度離域的共價鍵。

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分子間作用力（即范德華力）特點：a存在于共價化合物中b化學鍵弱的多

c影響熔沸點和溶解性對于組成和結構相似的分子，其范德華力一般隨著相對

分子質量的增大而增大。即熔沸點也增大（特例：HF、NH3、H2O）氫鍵

存在元素：O（H2O）、N（NH3）、F（HF）特點：比范德華力強，比化學鍵弱補充：水無論什么狀態(tài)氫鍵都存在同素異形（一定為單質）碳元素（金剛石、石墨）氧元素（O2、O3）磷元素（白磷、紅磷）

同素異形體之間的轉換為化學變化同分異構（一定為化合物或有機物）分子式相同，分子結構不同，性質也不同C4H10（正丁烷、異丁烷）C2H6(乙醇、二甲醚)三，晶體分類

離子晶體：陰、陽離子有規(guī)律排列離子化合物（KNO3、NaOH）作用力為離子間作用力

分子晶體：由分子構成的物質所形成的晶體共價化合物（CO2、H2O）

共價單質（H2、O2、S、I2、P4）稀有氣體（He、Ne）

原子晶體：不存在單個分子

石英（SiO2）、金剛石、晶體硅（Si）

金屬晶體：一切金屬

總結：熔點、硬度原子晶體>離子晶體>分子晶體

4-

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高一化學下學期期中知識點匯總

第一章：物質結構元素周期律一、原子結構：如：ZRAn的質子數(shù)與質量數(shù)，中子數(shù)，電子數(shù)之間的關系:

1、數(shù)量關系：核內質子數(shù)＝核外電子數(shù)

2、電性關系：原子核電荷數(shù)＝核內質子數(shù)＝核外電子數(shù)

陽離子核外電子數(shù)＝核內質子數(shù)－電荷數(shù)陰離子核外電子數(shù)＝核內質子數(shù)＋電荷數(shù)

3、質量關系：質量數(shù)（A）＝質子數(shù)（Z）＋中子數(shù)（N）二、元素周期表和周期律1、元素周期表的結構：原子序數(shù)＝質子數(shù)

周期序數(shù)=電子層數(shù)七個周期（1、2、3短周期；4、5、6長周期；7不完全周期）

主族序數(shù)=元素原子的最外層電子數(shù)18個縱行（7個主族；7個副族；一個零族；一個Ⅷ族（8、9、10三個縱行））2、元素周期律

(1)元素的金屬性和非金屬性強弱的比較

a.單質與水或酸反應置換氫的難易或與氫化合的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性b.最高價氧化物的水化物的堿性或酸性強弱

c.單質的還原性或氧化性的強弱（注意：單質與相應離子的性質的變化規(guī)律相反）(2)元素性質隨周期和族的變化規(guī)律

a.同一周期，從左到右，元素的金屬性逐漸變弱b.同一周期，從左到右，元素的非金屬性逐漸增強c.同一主族，從上到下，元素的金屬性逐漸增強d.同一主族，從上到下，元素的非金屬性逐漸減弱

(3)第三周期元素的變化規(guī)律和堿金屬族和鹵族元素的變化規(guī)律（包括物理、化學性質）(4)微粒半徑大小的比較規(guī)律：a.原子與原子

b.原子與其離子

c.電子層結構相同的離子。

3、元素周期律的應用（重難點）

(1)“位，構，性”三者之間的關系a.原子結構決定元素在元素周期表中的位置；

b.原子結構決定元素的化學性質；c.以位置推測原子結構和元素性質

(2)預測新元素及其性質三、化學鍵

1、離子鍵：A.相關概念：

B.離子化合物：大多數(shù)鹽、強堿、典型金屬氧化物

C.離子化合物形成過程的電子式的表示（AB，A2B，AB2，NaOH，Na2O2，NH4Cl，O2，NH4）

2、共價鍵：A.相關概念：

B.共價化合物：只有非金屬的化合物（除了銨鹽）

2-＋C.共價化合物形成過程的電子式的表示（NH3，CH4，CO2，HClO，H2O2）

D極性鍵與非極性鍵

3、化學鍵的概念和化學反應的本質：

第二章：化學反應與能量一、化學能與熱能

1、化學反應中能量變化的主要原因：化學鍵的斷裂和形成.

2、化學反應吸收能量或放出能量的決定因素：反應物和生成物的總能量的相對大小

a.吸熱反應：反應物的總能量小于生成物的總能量b.放熱反應：反應物的總能量大于生成物的總能量

3、化學反應的一大特征：化學反應的過程中總是伴隨著能量變化，通常表現(xiàn)為熱量變化4、常見的放熱反應：

A.所有燃燒反應；B.中和反應；C.大多數(shù)化合反應；D.活潑金屬跟水或酸反應E.物質的緩慢氧化5、常見的吸熱反應：

A.大多數(shù)分解反應；

C.氯化銨與八水合氫氧化鋇的反應。

6、中和熱：A.概念：稀的強酸與強堿發(fā)生中和反應生成1molH2O（液態(tài)）時所釋放的熱量。B、中和熱測定實驗。二、化學能與電能1、原電池：

(1)概念：

(2)工作原理：a.負極：失電子（化合價升高），發(fā)生氧化反應b.正極：得電子（化合價降低），發(fā)生還原反應

(3)原電池的構成條件：關鍵是能自發(fā)進行的氧化還原反應能形成原電池。a.有兩種活潑性不同的金屬或金屬與非金屬導體作電極b.電極均插入同一電解質溶液

c.兩電極相連（直接或間接）形成閉合回路(4)原電池正、負極的判斷：

a.負極：電子流出的電極（較活潑的金屬），金屬化合價升高

b.正極：電子流入的電極（較不活潑的金屬、石墨等）：元素化合價降低(5)金屬活潑性的判斷：

a.金屬活動性順序表

b.原電池的負極（電子流出的電極，質量減少的電極）的金屬更活潑；

c.原電池的正極（電子流入的電極，質量不變或增加的電極，冒氣泡的電極）為較不活潑金屬

(6)原電池的電極反應：

a.負極反應：X－ne＝X；

b.正極反應：溶液中的陽離子得電子的還原反應

2、原電池的設計：根據(jù)電池反應設計原電池：（三部分＋導線）a.負極為失電子的金屬（即化合價升高的物質）b.正極為比負極不活潑的金屬或石墨

c.電解質溶液含有反應中得電子的陽離子（即化合價降低的物質）

n－3、金屬的電化學腐蝕

(1)不純的金屬（或合金）在電解質溶液中的腐蝕，關鍵形成了原電池，加速了金屬腐蝕(2)金屬腐蝕的防護：

a.改變金屬內部組成結構，可以增強金屬耐腐蝕的能力。如：不銹鋼。

b.在金屬表面覆蓋一層保護層，以斷絕金屬與外界物質接觸，達到耐腐蝕的效果。

（油脂、油漆、搪瓷、塑料、電鍍金屬、氧化成致密的氧化膜）

c.電化學保護法：犧牲活潑金屬保護法，外加電流保護法

4、發(fā)展中的化學電源

(1)干電池（鋅錳電池）a.負極：Zn－2e＝Znb.參與正極反應的是MnO2和NH4(2)充電電池a.鉛蓄電池：鉛蓄電池充電和放電的總化學方程式

+

-2+

放電時電極反應：負極：Pb+SO4－2e＝PbSO4

正極：PbO2+4H+SO4+2e＝PbSO4+2H2O

b.氫氧燃料電池：它是一種高效、不污染環(huán)境的發(fā)電裝置。

它的電極材料一般為活性電極，具有很強的催化活性，如鉑電極，活性炭電極等。

總反應：2H2+O2＝2H2O

電極反應為（電解質溶液為KOH溶液）負極：2H2+4OH-4e→4H2O正極：O2+2H2O+4e→4OH三、化學反應速率和限度1、化學反應速率

(1)化學反應速率的概念：(2)計算

a.簡單計算v(B)----+

2--2--

c(B)tb.已知物質的量n的變化或者質量m的變化，轉化成物質的量濃度c的變化后再求反應速率vc.化學反應速率之比＝化學計量數(shù)之比，據(jù)此計算：

已知反應方程和某物質表示的反應速率，求另一物質表示的反應速率；已知反應中各物質表示的反應速率之比或△C之比，求反應方程。d.比較不同條件下同一反應的反應速率

關鍵：找同一參照物，比較同一物質表示的速率（即把其他的物質表示的反應速率轉化成同一物質表示的反應速率）

2、影響化學反應速率的因素

(1)決定化學反應速率的主要因素：反應物自身的性質（內因）(2)外因：

a.濃度越大，反應速率越快

b.升高溫度（任何反應，無論吸熱還是放熱），加快反應速率

c.催化劑一般加快反應速率

d.有氣體參加的反應，增大壓強，反應速率加快e.固體表面積越大，反應速率越快f.光、反應物的狀態(tài)、溶劑等3、化學反應的限度⑴、可逆反應的概念和特點

⑵、絕大多數(shù)化學反應都有可逆性，只是不同的化學反應的限度不同；相同的化學反應，不同的條件下其限度也可能不同

a.化學反應限度的概念：

一定條件下，當一個可逆反應進行到正反應和逆反應的速率相等，反應物和生成物的濃度不再改變，達到表面上靜止的一種“平衡狀態(tài)”，這種狀態(tài)稱為化學平衡狀態(tài)，簡稱化學平衡，這就是可逆反應所能達到的限度。b.化學平衡的曲線：

c.可逆反應達到平衡狀態(tài)的標志：

反應混合物中各組分濃度保持不變

↓

正反應速率＝逆反應速率

↓

消耗A的速率＝生成A的速率

d.怎樣判斷一個反應是否達到平衡：正反應速率與逆反應速率相等；反應物與生成物濃度不再改變；

混合體系中各組分的質量分數(shù)不再發(fā)生變化；條件變，反應所能達到的限度發(fā)生變化。e.化學平衡的特點：逆、等、動、定、變、同。

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