高一化学基本知识和规律总结和提高

高一化学基本知识和规律总结和提高
唐荣德
一、氧化还原反应
1．氧化还原反应的实质是电子转移(得失或偏移)，外部特征是有元素的化合价发生变化，因此可用有无元素化合价变化来判断是否是氧化还原反应。

2．两顺两反两关系
氧化剂具有氧化性，还原剂具有还原性。

氧化剂被还原，还原剂被氧化。

3．两等量。

这是区别于一般化学方程式的一个显著特征。

元素化合价升高总数＝元素化合价降低总数。

———化合价升降配平法。

元素被氧化所失去电子总数＝元素被还原所得到电子总数(得失电子规律)。

———电子得失法配平法。

4．歧化反应：同一物质的同一价态的同种元素发生的氧化还原反应。

(三同)
特点：氧化剂和还原剂是同一种物质。

5．归中反应：同种元素的高价态和低价态作用转变为中间价态的反应。

归中原则：某些不同价态的同种元素之间，如果是相邻价态的，不能发生氧化还原反应；如果是不相邻价态的，则在一定条件下，可以发生氧化还原反应。

特点：氧化产物和还原产物是同一种物质。

6．与基本反应类型的关系：置换反应一定是氧化还原反应，复分解反应一定不是氧化还原反应，有单质参加的化合反应一定是氧化还原反应，有单质生成的分解反应一定是氧化还原反应。

7．氧化产物：还原剂被氧化所生成的产物；具有氧化性，是逆反应的氧化剂。

还原产物：氧化剂被还原所生成的产物，具有还原性，是逆反应的还原剂。

氧化产物和还原产物都是生成物，在化学方程式右边找。

8．规律
(1) 表现性质规律：①处于最高价态的元素只可能表现出氧化性，处于最低价态的元素只可能表现出还原性，处于中间价态的元素可能既表现出氧化性，又表现出还原性。

②一种元素若有几种化合物，含该元素高价态的物质可作氧化剂，含该元素低价态的物质可作还原剂，含中间价态的物质既可作氧化剂又可作还原剂。

升失氧，降得还，若说性，恰相反；高价氧化低价还，中间价态两边转。

如：H2S—S—SO2—HSO4
③金属单质只具有还原性，金属阳离子具有氧化性。

非金属单质具有氧化性和还原性，其单核阴离子(如Br-)只具有还原性。

(2) 对于单质及离子而言
①金属原子、简单的非金属阴离子具有还原性；活泼非金属原子、金属阳离子具有氧化性。

②有些非金属单质具有还原性，如C、H2。

-、ClO－等。

某些含氧酸根离子在酸性条
③某些含氧酸根离子具有强氧化性，如M nO
4
-。

件下具有强氧化性，如NO
3
④对单质而言，一般来说，金属性与还原性一致，都为失电子性；非金属性与氧化性一致，都为得电子性。

但二者并不等同，如C、S、N2等具有还原性和氧化性，C的还原性更显著些，但无金属性。

(3) 价态归中规律
①中间价态理论：两种含有高低价态的同种元素的物质，只有当这种元素有中间价态时，才可能起反应；而且，元素的高低价态变化的结果是生成该元素的中间价态。

②只相撞，不交叉。

(4) 即能作氧化剂又能作还原剂的物质：
①含有中间价态元素的物质
②含有一可升高价态元素和一可降低价态元素的物质
9．氧化性和还原性强弱的比较
(1) 氧化能力、还原能力的大小不取决于得失电子数目的多少，而取决于得失电子的难易。

(2) 具体判断的方法有：
①性质强弱规律：两强两弱
氧化性：氧化剂＞氧化产物＞还原剂；还原性：还原剂＞还原产物＞氧化剂。

②从单质的活泼性考虑：越活泼的金属还原性越强，越活泼的非金属氧化性越强。

越活泼的非金属，其氧化性越强，对应的简单阴离子的还原性越弱。

强氧化剂弱还原剂
氧化性逐渐增强
F Cl Br I S
F－Cl－Br－I－S2－
还原性逐渐增强
越活泼的金属，其还原性越强，它对应的金属阳离子的氧化性越弱。

强还原剂弱氧化剂
还原性逐渐增强
K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au
K+Ca2+Na+Mg2+Al3+Zn2+Fe2+Sn2+Pb2+(H) Cu2+Hg2+Ag+
氧化性逐渐增强
注意：(A)活动顺序表中Fe的阳离子是Fe2+，这是置换反应的结果。

Fe3+具有较强的氧化性，如：Cl2＞Fe3+＞I2。

(B)反应规律是：上左下右可反应，隔之越远越易行。

③反应条件比较：温度、浓度。

如浓、稀硝酸与Cu反应。

MnO2＋4HCl(浓) MnCl2＋Cl2＋2H2O
2KMnO4＋16HCl(浓)＝2KCl＋2MnCl2＋5Cl2＋8H2O
氧化性：KMnO4＞MnO2。

Cu＋2H2SO4(浓)CuSO4＋2H2O＋SO2，Cu与稀H2SO4不反应，
氧化性：浓H2SO4＞稀H2SO4
(3) H+ 氧化性比正价非金属元素(含氧酸中的成酸元素)的氧化性弱。

如：
Zn＋2H+ (稀硫酸)＝Zn2+ ＋H2↑
Zn＋2H2SO4(浓硫酸)＝ZnSO4＋SO2↑＋2H2O
因此，常说的氧化性酸是指成酸元素具有氧化性的酸，氧化性酸的氧化性是成酸元素的氧化性，而非H+ 的氧化性。

故非氧化性酸也有氧化性，那是H+的氧化性。

10．化合价升降数的算法：同号相加，异号相减(指数字，不管符号)。

即：负变正，正变负，数字相加就算数。

例如，H2S变为H2SO4，S从－2价上升为＋6价，符号相反，只需把数字加起来就是了：2＋6＝8，即升高8价。

11．部分氧化部分还原的计算
2 mol 反应16 mol
还原10 mol 5 mol 10 mol e-
1 mol—反应4 mol
被氧化2 mol 1 mol e-
二、离子反应和离子方程式
1．电解质和非电解质：从实质上看，在水溶液中或熔化状态下能直接电离出离子的化合物才是电解质，不能或间接电离出离子的化合物是非电解质。

电解质和非电解质的区别在于能否直接电离出离子(质的差异)，而强电解质和弱电解质的区别在于电离程度的大小(量的差异)。

前者的范围为水溶液或熔化状态，而后者的范围仅有水溶液。

非电解质：绝大多数有机物、气态氧化物、一些非金属氢化物(如NH3)。

电解质：酸、碱、盐、金属氧化物、水。

强电解质：强碱、强酸和大多数盐。

弱电解质：弱酸、弱碱和水。

因此，能导电的物质不一定是电解质或强电解质，能溶于水的物质也不一定是电解质或强电解质。

2．书写或判断离子方程式的原则：
(1)客观性原理：反应的生成物必须正确。

这是书写化学方程式必须遵守的基本原则。

如铁与稀盐酸反应，写成Fe＋2H+＝Fe3+＋H2↑就错了，因为该反应只能生成Fe2+。

由于中学化学里讲的是水溶液中的离子反应，故不在水溶液里进行的反应不能写离子方程式。

如铜与浓硫酸的反应，浓硫酸中水只有约2％，硫酸大部分都未电离，得到的硫酸铜也不是处于溶解电离状态，不能写成离子方程式。

同理，铵盐(固体)与碱( 固体)反应制氨气，氯化钠固体与浓硫酸反应制氯化氢，硝酸钠固体与浓硫酸反应制硝酸等，都不能写离子方程式。

这也可以看作是违背了客观性原理。

(2)等量性原理，即质量守恒定律：反应前后各种元素的原子个数应该相等。

违背这种原理的考题一般较少。

(3)等电性原理，即电荷守恒定律：反应前后离子的电荷数应该相等。

这是离子方程式区别于化学方程式的一个显著特征。

如Fe＋Fe3+＝2Fe2+，Fe2+＋Cl2＝Fe3+ ＋2Cl-，Al＋2H+ ＝Al3+＋H2↑，都违背了等电性原理。

(4)书写规则：只有易溶于水的强电解质(即易电离的物质)才能写离子形式，其余物质，包括沉淀(即难溶物)、气体(即挥发性物质)、弱电解质(即难电离的物质)、非电解质和
单质都应写原式。

如把H2S、FeS、CaCO3、Cu(OH)2、BaSO4等写成离子形式，把H2O写成2H+＋O2-；把盐酸、稀硝酸和稀硫酸写成分子式，这些都违背了书写规则。

对于微溶物，到底应该写离子形式还是化学式，总的原则是：清离浑分，左离右分。

譬如，澄清石灰水参加反应就该写成离子形式，若是石灰桨或石灰乳就应写化学式；若是未写明清浊，则微溶物作
为反应物时写离子形式，作为生成物时写化学式。

(5)组成原则：凡是在离子方程式中没有出现参加反应的离子被部分消去时，强电解质所电离出的阴、阳离子数之比必须等于其组成比。

如硫酸溶液与氢氧化钡溶液反应，写成Ba2+ 2-＝BaSO4↓＋H2O，就违背了Ba(OH)2和H2SO4的组成；又如溴化亚铁溶＋OH-＋H+＋SO
4
液中通入过量的氯气，其离子方程式应该是：2Fe2+＋4Br-＋3Cl2＝2Fe3+＋2Br2＋6Cl-，如果写成了4Fe2+＋2Br-＋3Cl2＝4Fe3+＋Br2＋6Cl-，就违背了组成原则。

(6)规范原则：元素符号、离子符号及化学式必须正确书写；是等号还是可逆符号；沉淀符号和气体符号不能漏掉。

另外，把离子电荷写成了化合价，等等，都是违背了规范原则。

三、元素及化合物知识
1．颜色：
F2：淡黄绿色气体Cl2：黄绿色气体Br2：深红棕色液体I2：紫黑色固体碱金属：除铯略带金色外，其余皆为银白色。

Na2O2：淡黄色固体AgBr：淡黄色固体AgI：黄色固体
AgCl、BaSO4、CaCO3、BaCO3、Na2CO3、NaHCO3、Na2O、NaOH、KOH、NaCl等皆为白色固体。

铜盐溶液：淡蓝色；铁盐溶液：棕黄色；亚铁盐溶液：淡绿色；高锰酸盐溶液：紫色。

2．气体的溶解性：
(1)极易溶于水：氨气(700)、氯化氢(500)
(2)能溶于水：氯气(2)、二氧化碳(1)
(3)难溶于水：氧气(30 mL)、氮气(26 mL)
3．易液化的气体：二氧化碳、氨气、氯气、二氧化硫。

4．强酸：HClO4、HI、HNO3、HBr、HCl、H2SO4、HNO3等
弱酸：HF、HClO、H2S、H2CO3等
5．具有漂白作用的物质：
(1)活性炭(吸附有色物质——物理变化)，
(2)臭氧(氧化作用)，
(3)过氧化物(氧化作用)，
(4)次氯酸、氯水、次氯酸盐、漂粉精、漂白粉(氧化作用)。

6．氢气在氯气中燃烧产生苍白色的火焰。

铜丝在氯气中燃烧产生棕黄色的烟(CuCl2的固体小颗粒)，溶于少量水中生成黄绿色溶液，加水稀释变成蓝绿色或淡蓝色溶液。

铁丝在氯气中燃烧产生棕黄色的烟(FeCl3的固体小颗粒)，溶于水后生成棕黄色溶液。

磷在氯气中燃烧产生白色的烟(PCl3的小液滴)和雾(PCl5的固体小颗粒)。

7．液氯和氯水的区别：
8．氯气具有强氧化性，当与变价金属反应时，变价金属会被氧化成高价(如FeCl3、CuCl2)。

在通常状况下，干燥的氯气不能与铁反应。

9．次氯酸
①次氯酸是碳酸还弱的弱酸，它部分电离产生H+和次氯酸根离子：HClO H+＋ClO-。

②次氯酸不稳定，容易分解放出氧气，故只能存在于稀水溶液中。

2HClO＝2HCl＋O2↑
③次氯酸是强氧化剂，具有漂白杀菌作用。

10．新置氯水和久置敞放氯水有什么不同？
新制氯水的成分：Cl2、H2O、H+、Cl-、HClO、ClO-、(OH-)。

检验氯水中的成分，Cl2具有氧化性，H+可用指示剂，Cl-可用AgNO3和稀HNO3，HClO可用漂白性。

新制氯水有三分之二的氯气与水发生反应，还有三分之一的氯气未反应，所以氯水呈黄绿色；而久置敞放氯水实际上就是极稀的盐酸。

把紫色石蕊试液滴入新制氯水中，溶液先变红，然后褪色。

11．卤化氢
①卤化氢皆为无色有剌激性气味的气体，极易溶于水，其水溶液是氢卤酸。

②HCl、HBr、HI是强酸，HF是弱酸。

③稳定性：HF＞HCl＞HBr＞HI。

④还原性HF＜＜HCl＜＜HBr＜HI。

12．漂白粉：
漂白粉和漂粉精是次氯酸钙和氯化钙的混合物，有效成分为Ca(ClO)2。

可用氯气与石灰乳作用制得。

Ca(ClO)2＋CO2＋H2O＝CaCO3↓＋2HClO
该反应有3个涵义：漂白粉起漂白作用的原理；漂白粉失效的原因；说明碳酸比次氯酸强。

13．F2最活泼，表现在：
①能置换出Cl2、Br2、I2；
②与稀有气体反应，如XeF4；
③与H2一触即爆；
④置换水中的氧。

⑤氟是最活泼的非金属，生成的氢氟酸却是弱酸，具有强的腐蚀性，能腐蚀玻璃，应贮存于聚乙烯塑料瓶中。

氟元素只有－1价，无正价。

14．CaF2不溶，CaCl2、CaBr2、CaI2溶；
AgF溶，AgCl、AgBr、AgI不溶。

15．Na2CO3和NaHCO3
(1)碳酸盐及碳酸氢盐的溶解性：
①碳酸氢盐都溶于水；
②碳酸盐易溶于水的(如Na2CO3)，其对应的碳酸氢盐的溶解度就小(如NaHCO3)；碳酸盐难溶于水的(如CaCO3)，其对应的碳酸氢盐的溶解度就大(如Ca(HCO3)2)。

溶解性：Na2CO3＞NaHCO3
(2)稳定性：
一般规律：正盐＞对应酸式盐＞对应酸
稳定性：Na2CO3＞NaHCO3＞H2CO3
Na2CO3稳定，加热不分解；NaHCO3不稳定，受热容易分解。

2NaHCO3Na2CO3＋H2O↑＋CO2↑(注意：此用以区别两者。

)
(3)与酸反应
NaHCO3＋HCl＝NaCl＋H2O＋CO2↑
Na2CO3＋2HCl＝2NaCl＋H2O＋CO2↑
注意：
①等质量时，NaHCO3产生CO2多，反应剧烈些，故泡沫灭火器用NaHCO3。

②等分子数时，产生CO2量同，但Na2CO3消耗的盐酸量多。

③用以与其它物质相区别。

(4)互变
Na2CO3＋H2O＋CO2＝2NaHCO3
NaHCO3＋NaOH＝Na2CO3＋H2O
(注意：用此相互除杂。

)
三、实验：
1．萃取：用一种溶剂(叫“萃取剂”)把另一种溶剂中溶解的溶质提取过去的实验操作过程。

萃取原理：①萃取剂与原溶剂要互不相溶；②溶质在萃取剂中的溶解度要大于在原溶剂中的溶解度；③萃取剂要易于挥发。

四氯化碳、苯、汽油等有机溶剂不能与水互溶，可用来萃取溴水中的溴，或碘水中的碘。

四氯化碳比水重，故下层颜色加深；苯、汽油比水轻，故上层颜色加深。

酒精与水互溶，不能使用酒精作萃取剂。

萃取装置：大型分液漏斗。

萃取过程：混合——静置分层——分液(下层液体从下口流出，上层液体从上口倒出) 2．除杂：
除杂原则：不增、不减、易分、复原。

①不引入新的杂质，②不减少主要成分的量，③操作方法简单，容易将杂质分离，④如果采用化学方法将主要成分变了，要能变回来。

固体、溶液的除杂方法：转化法(劳动改造)、去除法(枪毙)。

除杂中加入主要成分的酸式盐有：
CO2(Cl2、HCl、SO2等)：NaHCO3；
H2S(HCl)：NaHS；
Cl2(HCl)：饱和的氯化钠溶液；
HCl(Cl2)：含有KI的饱和盐酸；
3．试剂保存：
(1)金属钠、钾保存在煤油中，金属锂保存在石腊油中。

(2)次氯酸、氯水、硝酸保存在细口棕色瓶中。

(3)氢氟酸保存在细口塑料瓶中。

(4)液溴加水或加浓硫酸密封保存。

(5) NaOH溶液用带橡胶塞的细口玻璃瓶，不能使用玻璃瓶塞。

4．物质检验：
Cl2：颜色——黄绿色；用湿润的碘化钾淀粉试纸——变蓝。

I2：用淀粉试液——变蓝。

HCl：用湿润的蓝色石蕊试纸——变红(注意：其它酸性气体也有此现象)；用玻璃棒沾浓氨水靠近——白烟。

Cl-(盐酸及可溶性盐酸盐)：用AgNO3溶液——产生白色沉淀，加稀HNO3——沉淀不消失。

Br-(氢溴酸及可溶性氢溴酸盐)：用AgNO3溶液——产生淡黄色沉淀，加稀HNO3——沉淀不消失。

I-(氢碘酸及可溶性氢碘酸盐)：用AgNO3溶液——产生黄色沉淀，加稀HNO3——沉淀不消失。

Na及钠盐：焰色反应——黄色。

K及钾盐：焰色反应，隔蓝色玻璃——紫色。

CO2：通入澄清石灰水中——产生白色沉淀。

碳酸盐或碳酸氢盐：加酸后使产生的气体通入澄清石灰水中——产生白色沉淀。

H+ (酸溶液)：用蓝色石蕊试纸或紫色石蕊试液——变红。

OH-(碱溶液)：用红色石蕊试纸或紫色石蕊试液——变蓝。

5．物质制取：
Cl2：MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋Cl2↑＋2H2O
2KMnO4＋16HCl(浓)＝2KCl＋2MnCl2＋5Cl2↑＋8H2O
HCl：2NaCl(固)＋H2SO4(浓)Na2SO4＋2HCl↑(实验室制取HCl，可用制Cl2装置) NaCl(固)＋H2SO4(浓)＝NaHSO4＋HCl↑
NaHSO4＋NaCl Na2SO4＋HCl↑(可用制氧气装置制取HCl )
在浓盐酸中加入浓硫酸。

(可用制CO2的装置)
注意：不能用制HCl的方法制HBr、HI，因为HBr、HI具有强的还原性，将与浓H2SO4发生氧化还原反应。

Br2：Cl2＋2NaBr＝2NaCl＋Br2(海水中提溴)
I2：Cl2＋2NaI＝2NaCl＋I2(海水中提碘)
CO2：CaCO3＋2HCl＝CaCl2＋H2O＋CO2↑
H2：Zn＋2HCl＝ZnCl2＋H2↑
O2：(实验室制氧气)
2KMnO4K2MnO4＋MnO2＋O2↑。