高中化學知識點規(guī)律大全-化學反應及其能量變化

高中化學知識點規(guī)律大全

——化學反應及其能量變化

1.氧化還原反應

［氧化還原反應］有電子轉移（包括電子的得失和共用電子對的偏移）或有元素化合價升降的反應.如2Na+Cl2

=2NaCl（有電子得失）、H2+C12=2HC1（有電子對偏移）等反應均屬氧化還原反應。

氧化還原反應的本質是電子轉移（電子得失或電子對偏移）。

［氧化還原反應的特征］在反應前后有元素的化合價發(fā)生變化.根據氧化還原反應的反應特征可判斷一個反

應是否為氧化還原反應.某一化學反應中有元素的化合價發(fā)生變化，則該反應為氧化還原反應，否則為非氧

化還原反應。

［氧化劑與還原劑］

概念含義概念含義

反應后所含元素化合價降低的反應后所含元素化合價升高的

氧化劑還原劑

反應物反應物

還原劑在反應時化合價升高的氧化劑在反應時化合價降低的

被氧化被還原

過程過程

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

元素在反應過程中化合價升高元素在反應過程中化合價降低

氧化反應還原反應

的反應的反應

還原劑在反應時化合價升高后氧化劑在反應時化合價降低后

氧化產物還原產物

得到的產物得到的產物

氧化劑與還原劑的相互關系

化合價升高，被氧化，發(fā)生氧化反應

II

氧化劑+還原劑=還原產物+氧化產物

I+

化合價降低，被還原，發(fā)生還原反應

重要的氧化劑和還原劑：

（1）所含元素的化合價處在最高價的物質只能得到電子，只具有氧化性，只能作氧化劑（注：不一定是強氧化劑）。

重要的氧化劑有：

①活潑非金屬單質，如X2（鹵素單質）、。2、。3等。②所含元素處于高價或較高價時的氧化物，如MnC>2、NO2、

PbC）2等。③所含元素處于高價時的含氧酸，如濃H2so4、HNO3等.④所含元素處于高價時的鹽，如KMnOc

KCIO3、冷02。7等.⑤金屬陽離子等，如Fe3+、Cu2+>Ag+、『等.⑥過氧化物，如NazCh、H2O2等.⑦特

殊物質，如HC1O也具有強氧化性.

（2）所含元素的化合價處在最低價的物質只能失去電子，只具有還原性，只能作還原劑（注：不一定是強還原

劑）.重要的還原劑有：

①活潑金屬單質，如Na、K、Ca、Mg、Al、Fe等.②某些非金屬單質，如C、H2>Si等.③所含元素處于

-2+4—1

低價或較低價時的氧化物，如CO、SO2等.④所含元素處于低價或較低價時的化合物，如含有s、5、/、

—1+2

Br、Be的化合物H2S、Na2S,H2so3、Na2sO3、HLHBr、FeSO4>NH3等.

（3）當所含元素處于中間價態(tài)時的物質，既有氧化性又有還原性，如H2O2、S02>Fe?+等.

（4）當一種物質中既含有高價態(tài)元素又含有低價態(tài)元素時，該物質既有氧化性又有還原性.例如，鹽酸（HC1）

與Zn反應時作氧化劑，而濃鹽酸與MnCh共熱反應時，則作還原劑.

［氧化還原反應的分類］

（1）不同反應物間的氧化還原反應.

①不同元素間的氧化還原反應.

例如：MnC）2+4HCl（濃）4=MnCl2+Cl2t+2H2O絕大多數氧化還原反應屬于這一類.

②同種元素間的氧化還原反應.

例如：2H2S+SO2=3S+2H2OKC103+6HC1（濃）=KC1+3C12t+3H2O

在這類反應中，所得氧化產物和還原產物是同一物質，這類氧化還原反應又叫歸中反應.

（2）同一反應物的氧化還原反應.

①同一反應物中，不同元素間的氧化還原反應.例如：2KC1O3=^=2KC1+3O2t

②同一反應物中，同種元素不同價態(tài)間的氧化還原反應.例如：NH4NO3=^=N20t+2H2O

③同一反應物中，同種元素同一價態(tài)間的氧化還原反應.例如：

Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O3NO2+H2O=2HNO3+NO

在這類反應中，某一元素的化合價有一部分升高了，另一部分則降低了.這類

氧化還原反應又叫歧化反應.

［氧化還原反應與四種基本反應類型的關系］如右圖所示.由圖可知：置換反

應都是氧化還原反應；復分解反應都不是氧化還原反應，化合反應、分解反應不

一定是氧化還原反應.

［氧化還原反應中電子轉移的方向、數目的表示方法］

（1）單線橋法.表示在反應過程中反應物里元素原子間電子轉移的數目和方向.用帶箭頭的連線從化合價升高

的元素開始，指向化合價降低的元素，再在連線上方標出電子轉移的數目.

2KC1O

CuO+H24Cu+H2O3券52KC1+3O2t

在單線橋法中，箭頭的指向已經表明了電子轉移的方向，因此不能再在線橋上寫“得”、“失”字樣.

（2）雙線橋法.表示在反應物與生成物里，同一元素原子在反應前后電子轉移的數目和方向.在氧化劑與還原

產物、還原劑與氧化產物之間分別用帶箭頭的連線從反應前的有關元素指向反應后的該種元素，并在兩條線

的上、下方分別寫出“得”、“失”電子及數目.例如：

失e-,被氧化失6x2e，被氧化

C12+H2O=HC1+HC1O2KC1O3緣2KCl+3O2t

厚eZ被還原得2x6e，被還原

［氧化還原反應的有關規(guī)律］

（1）氧化性、還原性強弱判斷的一般規(guī)律.

氧化性、還原性的強弱取決于得失電子的難易；而與得失電子數的多少無關.

①金屬活動性順序表.金屬的活動性越強，金屬單質（原子）的還原性也越強，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同種元素的不同價態(tài).

氧化性逐漸減弱：

高價態(tài)中間飾態(tài)低價金

~還原性逐漸增強,

特殊情況；氯的含氧酸的氧化性順序為：HC1O>HC1O3>HC1O4.

⑧氧化還原反應進行的方向.一般而言，氧化還原反應總是朝著強氧化性物質與強還原性物質反應生成弱氧

化性物質與弱還原性物質的方向進行.在一個給出的氧化還原反應方程式中，氧化劑和氧化產物都有氧化性,

還原劑和還原產物都有還原性，其氧化性、還原性的強弱關系為：

氧化性：氧化劑〉氧化產物；還原性：還原劑>還原產物

反之，根據給出的物質的氧化性、還原性的強弱，可以判斷某氧化還原反應能否自動進行.

④反應條件的難易.不同的氧化劑（還原劑）與同一還原劑（氧化劑）反應時，反應越易進行，則對應的氧化劑（還

原劑）的氧化性（還原性）越強，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.

⑥H+濃度.對于在溶液中進行的氧化還原反應，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.

（2）氧化還原反應中元素化合價的規(guī)律.

①一種元素具有多種價態(tài)時，處于最高價態(tài)時只具有氧化性，處于最低價態(tài)時只具有還原性，而處于中間價

態(tài)時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含最高價態(tài)元素和最低價態(tài)元素時，則該

化合物兼有氧化性和還原性，如HC1.

②價態(tài)不相交規(guī)律.同種元素不同價態(tài)間相互反應生成兩種價態(tài)不同的產物時，化合價升高與化合價降低的

值不相交，即高價態(tài)降低后的值一定不低于低價態(tài)升高后的值，也可歸納為“價態(tài)變化只靠攏、不相交”.所

以，同種元素的相鄰價態(tài)間不能發(fā)生氧化還原反應；同種元素間隔中間價態(tài)，發(fā)生歸中反應.

（3）氧化還原反應中的優(yōu)先規(guī)律：當一種氧化劑（還原劑）同時與多種還原劑（氧化劑）相遇時，該氧化劑（還原劑）

首先與還原性（氧化性）最強的物質發(fā)生反應，而只有當還原性（氧化性）最強的物質反應完后，才依次是還原性

（氧化性）較弱的物質發(fā)生反應.

（4）電子守恒規(guī)律.在任何氧化還原反應中，氧化劑得到的電子總數等于還原劑失去的電子總數（即氧化劑化合

價升高的總數等于還原劑化合價降低的總數）.這一點也是氧化還原反應配平的基礎。

2.離子反應

［離子反應］有離子參加或有離子生成的反應，都稱為離子反應.離子反應的本質、類型和發(fā)生的條件：

（1）離子反應的本質：反應物中某種離子的濃度減小.

（2）離子反應的主要類型及其發(fā)生的條件：

①離子互換（復分解）反應.具備下列條件之一就可以使反應朝著離子濃度減小的方向進行，即離子反應就會發(fā)

生.

2+

a.生成難溶于水的物質.如：Cu+2OH-=CU（OH）2；

注意：當有關離子濃度足夠大時，生成微溶物的離子反應也能發(fā)生.如：

+22+

2Ag+SO4=Ag2sO4ICa+2OH=Ca（OH）,\

或者由微溶物生血難溶物的反應也能生成.如當石灰乳ENa2c。3溶液混合時，發(fā)生反應：

2

Ca（OH）2+CO3=CaCO3I+2OJT

++

b.生質難電離的物質（即弱電解質）.如：H+OH=H2OH+CH3COO=CH3COOH

生成揮發(fā)性物質(即氣體).如：2++

c.CO3+2H=CO2t+H2ONH4+OH=4=NH3t+H2O

?②離子間的氧化還原反應.由強氧化劑與強還原劑反應，生成弱氧化劑和弱還原劑，即反應朝著氧化性、

還原性減弱的方向進行.例如：

2+2+

Fe+Cu=Fe+CuCl2+2Bd=2C「+Br2

+2+

2MnOJ+16H+10Cr=2Mn+5C12f+8H2O

書寫離子方程式時應注意的問題：

(1)電解質在非電離條件下(不是在水溶液中或熔融狀態(tài))，雖然也有離子參加反應，但不能寫成離子方程

式，因為此時這些離子并沒有發(fā)生電離.如NH4cl固體與Ca(OH)2固體混合加熱制取氨氣的反應、濃H2SO4

與固體(如NaCl、Cu等)的反應等，都不能寫成離子方程式.相反，在某些化學方程式中，雖然其反應物不是

電解質或強電解質，沒有大量離子參加反應，但反應后產生了大量離子，因此，仍可寫成離子方程式.如Na、

Na2O,Na2O2>SO3、Cb等與H2O的反應.

(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(HCC)3)2等，只能分別寫成Na+、HS」和Ca?+、HCO3一等酸式酸

根的形式.

(3)對于微溶于水的物質，要分為兩種情況來處理：

①當作反應物時？，微溶物要保留化學式的形式，不能拆開.

②當作反應物時，若為澄清的稀溶液，應改寫為離子形式，如澄清石灰水等；若為濁液或固體，要保留化學

式的形式而不能拆開，如石灰乳、熟石灰等.

(4)若反應物之間由于物質的量之比不同而發(fā)生不同的反應，即反應物之間可發(fā)生不止一個反應時，要考

慮反應物之間物質的量之比不同，相應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

2

量，有關反應的離子方程式依次為：CO2+2OH=CO3+H2O(CO2適量)

CO,+OJT=HCO-(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，實質上就是看它們之間是否發(fā)生反應.若離子間不發(fā)生反應，就能大

量共存；否則就不能大量共存.離子間若發(fā)生下列反應之一，就不能大量共存.

2

⑴生成難溶物或微溶物.如Ca?+與CO32,SO/，OH「；Ag+與Cl，B/、P、SO3",等等.

22

(2)生成氣體.如NH4+與OH-；H+與HCO3,CO3>S?一、HS-、SO3\HSO3一等.

⑶生成難電離物質(弱酸、弱堿、水).如H+與C1CT、『、CH3coeT生成弱酸；01T與NR卡、

Al"、Fe"、Fe>、Ci?+等生成弱堿；H與0IT生成H2。.

2

(4)發(fā)生氧化還原反應.具有氧化性的離子(如MnOj、CIO,Fe3+等)與具有還原性的離子(如S?，「、SO3

-、Fe?+等)不能共存.應注意的是，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SeV-與S2-,NO3一與r、$2-、SO32>Fe2+等.

*(5)形成配合物.如+與SCN一因反應生成Fe(SCN)3而不能大量共存.

-2-

*(6)弱酸根陰離子與弱堿陽離子因易發(fā)生雙水解反應而不能大量共存，例如+與HCO3>CO3>Al。/等.

說明：在涉及判斷離子在溶液中能否大量共存的問題時，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C!?+(藍色)、Fe3+(黃色)、Fe?+(淺綠色)、MnOJ(紫色).

②在強酸性溶液中，與H+起反應的離子不能大量共存.

③在強堿性溶液中，與OJT起反應的離子不能大量共存.

［電解質與非電解質］

(1)電解質：在水溶液里或者熔融狀態(tài)下能夠導電的化合物叫電解質.電解質不一定能導電，而只有在溶于水

或熔融狀態(tài)時電離出自由移動的離子后才能導電(因此，電解質導電的原因是存在自由移動的離子).能導電的

不一定是電解質，如金屬、石墨等單質.

(2)非電解質：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不能導電的化合物.因為非電解質歸屬于化合物，故如Cb等不導

電的單質不屬于非電解質.

(3)電解質與非電解質的比較.

電解質非電解質

能否導電溶于水后或熔融狀態(tài)時能導電不能導電

溶于水或受熱熔化時能電離產不能電離，因此沒有自由移動的離

區(qū)能否電離

生自由移動的離子子存在

別

酸、堿、鹽等蔗糖、酒精等大部分有機物,氣體化

所屬物質

合物如NE、S02等

聯系都屬于化合物

說明某些氣體化合物的水溶液雖然能導電，但其原因并非該物質本身電離生成了自由移動的離子，因此這

些氣體化合物屬于非電解質.例如；氨氣能溶于水，但NE是非電解質.氨水能導電是因為N%與H2O反應

生成了能電離出NH4+和OJT的NH3-H20的緣故，所以NH3?H20才是電解質.

［強電解質與弱電解質］

(1)強電解質：溶于水后全部電離成離子的電解質.

(2)弱電解質：溶于水后只有一部分分子能電離成離子的電解質.

(3)強電解質與弱電解質的比較.

強電解質弱電解質

①強酸：如H2so4、HNO3>HC1等②強①H2。②弱酸：如CH3coOH、

堿：如KOH、NaOH、Ba(0H)2等③鹽：HF、HC1O、H2cO3等③弱堿：

代表物質

絕大多數可溶、難溶性鹽，如NaCl、NH3?H2O>A1(OH)3>Fe(OH)3

等

CaCO3等

完全電離，不存在電離平衡(電離不可不完全電離(部分電離)，存在電

電離情況逆).電離方程式用“="表示.離平衡.電離方程式用“”表示.

+如：CH3coOHCH3co0一+H+

如：HNO3=H+NO3-

水溶液中水合離子(離子)和H2O分子大部分以電解質分子的形式存

存在的微在，只有少量電離出來的離子

粒

離子方程拆號為離子(特殊：難溶性鹽仍以化學式全部用化學式表示

式的書寫表示)

情況

注意：(1)在含有陰、陽離子的固態(tài)強電解質中，雖然有陰、陽離子存在，但這些離子不能自由移動，因此不

導電.如氯化鈉固體不導電.

(2)電解質溶液導電能力的強弱取決于溶液中自由移動離子濃度的大小(注意：不是取決于自由移動離子數目的

多少).溶液中離子濃度大，溶液的導電性就強；反之，溶液的導電性就弱.因此，強電解質溶液的導電能力

不一定比弱電解質溶液的導電能力強.但在相同條件(相同濃度、相同溫度)下，強電解質溶液的導電能力比弱

電解質的導電能力強.

［離子方程式］用實際參加反應的離子符號來表示離子反應的式子.所謂實際參加反應的離子，即是在反應

前后數目發(fā)生變化的離子.離子方程式不僅表示一定物質間的某個反應，而且可以表示所有同一類型的離子

反應.如：H++OJT=氏0可以表示強酸與強堿反應生成可溶性鹽的中和反應.

［離子方程式的書寫步驟］

(1)“寫”：寫出完整的化學方程式.

(2)“拆”：將化學方程式中易溶于水、易電離的物質(強酸、強堿、可溶性鹽)拆開改寫為離子形式；而難溶于

水的物質(難溶性鹽、難溶性堿)、難電離的物質(水、弱酸、弱堿)、氧化物、氣體等仍用化學式表示.

(3)“刪”：將方程式兩邊相同的離子(包括個數)刪去，并使各微粒符號前保持最簡單的整數比.

(4)“查”：檢查方程式中各元素的原子個數和電荷總數是否左右相等.

［復分解反應類型離子反應發(fā)生的條件］

復分解反應總是朝著溶液中自由移動的離子數目減少的方向進行.具體表現為：

2+2

(1)生成難溶于水的物質.如：Ba+SO4-=BaSO4I

(2)生成難電離的物質(水、弱酸、弱堿).如H++OH-=H2O

2-+

(3)生成氣體.如：CO3+2H=CO2t+H^O

3.化學反應中的能量變化

［放熱反應］放出熱量的化學反應.在放熱反應中，反應物的總能量大于生成物的總能量：

反應物的總能量=生成物的總能量+熱量+其他形式的能量

放熱反應可以看成是“貯存”在反應物內部的能量轉化并釋放為熱能及其他形式的能量的反應過程.

［吸熱反應］吸收熱量的化學反應.在吸熱反應中，反應物的總能量小于生成物的總能量：

生成物的總能量=反應物的總能量+熱量+其他形式的能量

吸熱反應也可以看成是熱能及其他形式的能量轉化并“貯存”為生成物內部能量的反應過程.

*［反應熱］

(1)日應熱的概念：在化學反應過程中，放出或吸收的熱量，統(tǒng)稱為反應熱.反應熱用符號AH表示，單位一

般采用kJ,mor1.

(2)反應熱與反應物、生成物的鍵能關系：△!!=生成物鍵能的總和一反應物鍵能的總和

(3)放熱反應與吸熱反應的比較.

反應熱放熱反應吸熱反應

反應物所具有的總能量大反應物所具有的總能量小

含義于生成物所具有的總能量，反應于生成物所具有的總能量，反應

物轉化為生成物時放出熱量物轉化為生成物時吸收熱量

反應本身的反應放出熱量后使反應本反應吸收熱量后使反應本

能量變化身的能量降低身的能量升高

表示符號或△H

“一"AH<0“+”AH>0

值

說明：放熱反應和吸熱反應過程中的能量變化示意圖如圖3—1—2所示.

［熱化學方程式］

(1)熱化學方程式的概念：表明反應所放出或吸收熱量的化學方程式，叫做熱化學方程式.

(2)書寫熱化學方程式時應注意的問題：

①需注明反應的溫度和壓強.因為反應的溫度和壓強不同時，其AH也不同.若不注明時，則是指在lOlkPa

和25℃時的數據.

②反應物、生成物的聚集狀態(tài)要注明.同一化學反應，若物質的聚集狀態(tài)不同，則反應熱就不同.例如：

-1

H,(g)+l/2O2(g)=H2O(g)AH=-241.8kJ-mol

-1

H2(g)+l/2O2(g)=H2O(l)AH=-285.8kJ?mol

比較上述兩個反應可知，由玲與。2后應生成1mol%。。)比生成1molH2O(g)多放出44kJ?moF1的熱量.

③反應熱寫在化學方程式的右宓.放熱時用“一”，吸熱時用“+

1

例如：H2(g)+l/2O2(g)=HQ(g)-241.8kJ?moF

④熱化學方程式中各物質前的化學計量數不表示分子個數，而只表示物質的量(mol),因此，它可用分數表

示.對于相同物質的反應，當化學計量數不同時，其AH也不同.例如：

1

2H2(g)+O2(g)=2H2O(g)AHi=-483.6kJ?moF

1

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

顯然，△HI=22\H2.

町蓋斯定律］對于任何一個化學反應，不管是一步完成還是分幾步完成，其反應熱是相同的.也就是說，化

學反應的反應熱只與反應的始態(tài)(各反應物)和終態(tài)(各生成物)有關，而與具體反應進行的途徑無關.如果一個

反應可以分幾步進行，則各步反應的反應熱之和與該反應一步完成時的反應熱是相同的.

*4.燃燒熱和中和熱

燃燒熱中和熱

在101kPa時，1mol物質完在稀溶液中，酸跟堿發(fā)生中和反應而生

定義全燃燒生成穩(wěn)定的氧化物所成1molH2O時所放出的熱量

放出熱量

熱化學方程以燃燒Imol物質為標準來配物質的化學計量數平其余物質的化學

式中的表示平其余物質的化學計量數計量數

形式

“完全燃燒”包含兩個方當強酸與強堿在稀溶液中發(fā)生中和反

面的意思：①燃燒的物質全部應時，1與1molOJT發(fā)生反應生

燃燒完；②生成穩(wěn)定氧化物，成1molHO,都放出57.3kJ的熱

注意點2

如C完全燃燒生成CO2,S完量.即：

+

全燃燒生成SO2；等等H(aq)+OH-(aq)=H2O(l)

AH=-57.3kJ,mol1

利用燃燒熱可以計算物質在當強酸與弱堿或弱酸與強堿或弱酸與

燃燒過程中所放出的熱量弱堿發(fā)生中和反應時，因生成的鹽會發(fā)

說明

生水解而吸熱，故此時中和熱要小于

57.3kJ?mol1

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---堿金屬

1.鈉

［鈉的物理性質］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、沸點低；是熱和電的良導體.

［鈉的化學性質］

(1)Na與。2反應：

常溫下：4Na+O2=2Na2O,2Na2。+。2=2m2。2(所以鈉表面的氧化層既有Na2。也有Na2。?，且Na?。?

比Na?。穩(wěn)定）.

加熱時：2Na+C>2速絲Na2（）2（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：鈉可與云姿數的非金屬反應，生成+1價的鈉的化合物.例如：

2Na+C12S=2NaCl2Na+S?研磨Na2s

失去2xe-

2Na+2HO=2NaOH+H1

I2i2

（3）Na與H20反應.化學方程式及氧化還原分析：得到2Xe-

+

離子方程式：2Na+2H2O=2Na+2OH+H2t

Na與H2O反應的現象：①?、谌邰嘤微茗Q⑤紅.

（4）Na與酸溶液反應.例如：2Na+2HCl=2NaCl+H2f2Na+H2SO4=Na2SO4+H2f

由于酸中H+濃度比水中H+濃度大得多，因此Na與酸的反應要比水劇烈得多.

鈉與酸的反應有兩種情況:

①酸足量（過量）時：只有溶質酸與鈉反應.

②酸不足量時：鈉首先與酸反應，當溶質酸反應完后，剩余的鈉再與水應.因此，在涉及有關生成的NaOH

或H2的量的計算時應特別注意這一點.

（5）Na與鹽溶液的反應.在以鹽為溶質的水溶液中，應首先考慮鈉與水反應生成NaOH和Hz,再分析NaOH

可能發(fā)生的反應.例如，把鈉投入CuSO4溶液中：

2Na+2H2O=2NaOH+H2f2NaOH+CuSO4=Cu（OH）2I+Na2SO4

注意：鈉與熔融的鹽反應時，可置換出鹽中較不活潑的金屬.例如：

4Na+TiCL（熔融）=^=4NaCl+Ti

［實驗室中鈉的保存方法］由于鈉的密度比煤油大且不與煤油反應，所以在實驗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：由于鈉的化學性質很活潑，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、Na2co?、NaNCh等）存在.

［鈉的主要用途］

（1）制備過氧化鈉.（原理：2Na+C>2速絲Na2。?）

（2）Na—K合金（常溫下為液態(tài)）作原子反應堆的導熱劑.（原因：Na—K合金熔點低、導熱性好）

（3）冶煉如鈦、錯、鋁、鋁等稀有金屬.（原理：金屬鈉為強還原劑）

（4）制高壓鈉燈.（原因：發(fā)出的黃色光射程遠，透霧能力強）

2.鈉的化合物

［過氧化鈉］

物理性質淡黃色固體粉末

化2NaO+2HO=4NaOH+O,

與H2。反222

學現象：反應產生的氣體能使余燼的木條復燃；反應放出的熱能使棉

應

性花燃燒起來

質

與C02反應2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+02說明：該反應為放熱反應

強氧化劑能使織物、麥稈、羽毛等有色物質褪色

用途呼吸面具和潛水艇里氧氣的來源；作漂白劑

說明（l）Na2（D2與H?。、CO2發(fā)生反應的電子轉移情況如下:

1______失去2xe______得到2xe-

2Na2O2+2H2O=4NaCiH+O212Na2O2+2CO2=2Na2CO3+02

得到2xj'失去2xe-

由此可見，在這兩個反應中，Na2C）2既是氧化劑又是還原劑，氏0或CO2只作反應物，不參與氧化還原

反應.

⑵能夠與Na,0,反應產生。2的，可能是CO八水蒸氣或CO2和水蒸氣的混合氣體.

（3）過氧化鈉與水反應的原理是實驗室制氧氣方法之一，其發(fā)生裝置為“固+液一氣體”型裝置.

［碳酸鈉與碳酸氫鈉］

Na2c。3NaHCO3

俗名純堿、蘇打小蘇打

白色粉末.碳酸鈉結晶水合物的化

顏色、狀態(tài)白色晶體.無結晶水合物

學式為Na2cO3?10H2O

水溶性易溶于水溶于水，但溶解度比Na2cCh小

加熱易分解.化學方程式為：

熱穩(wěn)定性加熱不分解2NaHCO3U=Na2cO3+C02f+

H2O

較緩慢.反應分兩步進行：

較劇烈，放出CC>2的速度快

與酸反應CO32+H+=HCO

3HCO+H+=C0t+H0

+322

HCCh，H=CO2t+H2O

NaHCO+NaOH=NaCO+

與NaOH323

不反應HO

反應2

酸式鹽與堿反應可生成鹽和水

與CaCl

2CO2+Ca2+=CaCOI不反應。Ca(HCC>3)2溶于水

溶液反應33

①固態(tài)時：分別加熱，能產生使澄清石灰水變渾濁氣體的是NaHCCh

鑒別方法

②溶液中：分別加入CaCb或BaCl2溶液，有白色沉淀產生的是Na2CO3

①用于玻璃、制皂、造紙等①用作制糕點的發(fā)酵粉②用于泡沫

主要用途

②制燒堿滅火器③治療胃酸過多

口cc△或NaOH、cc

相互關系KNTaHC31KT

°COi+H2O抽雙

說明⑴由于NaHCCh在水中的溶解度小于Na2co3,因此，向飽和的Na2c。3溶液中通入CO2氣體，能析出

NaHCCh晶體.

(2)利用Na2c。3溶液與鹽酸反應時相互滴加順序不同而實驗現象不同的原理，可在不加任何外加試劑的情況

下，鑒別Na2cCh溶液與鹽酸.

*［侯氏制堿法制NaHCCh和Na2cCh的原理］在飽和NaCl溶液中依次通入足量的NH3、CC>2氣體，有NaHCCh

從溶液中析出.有關反應的化學方程式為：

NH3+H20+C02=NH4HCO3NH4HCO3+NaCl=NaHCChI+NH4C1

2NaHCO3=A=Na2CO3+H2O+CO2t

3.堿金屬元素

［堿金屬元素的原子結構特征】

堿金屬元素包括鋰(Li)、鈉(Na)、鉀(K)、鋤(Rb)、葩(Cs)和放射性元素鈣(Fr).

(1)相似性：原子的最外層電子數均為1個，次外層為8個(Li原子次外層電子數為2個).因此，在化學反應

中易失去1個電子而顯+1價.

(2)遞變規(guī)律：隨著堿金屬元素核電荷數增多，電子層數增多，原子半徑增大，失電子能力增強，金屬活動性

增強.

［堿金屬的物理性質］

⑴相似性：①都具有銀白色金屬光澤(其中他略帶金黃色)；②柔軟；③熔點低；④密度小，其中Li、Na、K

的密度小于水的密度；⑤導電、導熱性好.

(2)遞變規(guī)律：從Li-Cs,隨著核電荷數的遞增，密度逐漸增大(特殊：K的密度小于Na的密度)，但熔點、

沸點逐漸降低.

［堿金屬的化學性質］

堿金屬的化學性質與鈉相似.由于堿金屬元素原子的最外層電子數均為1個，因此在化學反應中易失去1個

電子，具有強還原性，是強還原劑；又由于從Li-Cs,隨著核電荷數的遞增，電子層數增多，原子半徑增

大，原子核對最外層電子吸引力減弱，故還原性增強.

(1)與等非金屬反應.從Li-Cs,與O2反應的劇烈程度逐漸增加.

①Li與。2反應只生成Li2O：4Li+O2=ffl=2Li2O

②在室溫下，Rb、Cs遇到空氣立即燃燒；

③K、Rb、Cs與O2反應生成相應的超氧化物KO?、RbO2>CsO2.

(2)與H20反應.愛生反應的化學方程式可表示為：

2R+2H2。=2ROH+H2t(R代表Li、Na、K、Rb、Cs).

從Li-Na,與H2O反應的劇烈程度逐漸增加.K與H2O反應時能夠燃燒并發(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(其中LiOH難溶于水).

［焰色反應］是指某些金屬或金屬化合物在火焰中灼燒時，火焰呈現出的特殊的顏色.

(1)一些金屬元素的焰色反應的顏色：

鈉一一黃色；鉀一一紫色；鋰一一紫紅色；枷一一紫色；

鈣一一磚紅色；鋸一一洋紅色；領一一黃綠色；銅一一綠色.

(2)焰色反應的應用：檢驗鈉、鉀等元素的存在.

高中化學知識點規(guī)律大全

---鹵素

1.氯氣

［氯氣的物理性質］

(1)常溫下，氯氣為黃綠色氣體.加壓或降溫后液化為液氯，進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)氯氣有毒并具有強烈的刺激性，吸入少量會引起胸部疼痛和咳嗽，

吸入大量則會中毒死亡.因此，實驗室聞氯氣氣味的正確方法為：用手在瓶口輕輕扇動，僅使少量的氯氣飄

進鼻孔.

［氯氣的化學性質］

畫出氯元素的原子結構示意圖：

氯原子在化學反應中很容易獲得1個電子.所以，氯氣的化學性質非?；顫?，是一種強氧化劑.

⑴與金屬反應：Cu+Cl,^l=CuCl2

?實驗現象：銅在氯氣中劇烈燃燒，集氣瓶中充滿了棕黃色的煙.一段時間后，集氣瓶內壁附著有棕黃色

的固體粉末.向集氣瓶內加入少量蒸儲水，棕黃色固體粉末溶解并形成綠色溶液，繼續(xù)加水，溶液變成藍色.

2Na+Cb=^B=2NaCl實驗現象：有白煙產生.

說明①在點燃或灼熱的條件下，金屬都能與氯氣反應生成相應的金屬氯化物.其中，變價金屬如(Cu、Fe)

與氯氣反應時呈現高價態(tài)(分別生成CuCh、FeCl3).

②在常溫、常壓下，干燥的氯氣不能與鐵發(fā)生反應，故可用鋼瓶儲存、運輸液氯.

③“煙”是固體小顆粒分散到空氣中形成的物質.如銅在氯氣中燃燒，產生的棕黃色的煙為CuCh晶體小顆

粒；鈉在氯氣中燃燒，產生的白煙為NaCl晶體小顆粒；等等.

⑵與氫氣反應.H2+Cl2點燃或光照2HC1

注意①在不同的條件下，4與CL均可發(fā)生反應，但反應條件不同，反應的現象也不同.點燃時，純凈的

用能在C12中安靜地燃燒，發(fā)出蒼白色的火焰，反應產生的氣體在空氣中形成白霧并有小液滴出現；在強光

照射下，比與C12的混合氣體發(fā)生爆炸.

②物質的燃燒不一定要有氧氣參加.任何發(fā)光、發(fā)熱的劇烈的化學反應，都屬于燃燒.如金屬銅、氫氣在氯

氣中燃燒等.

③“葺”是小液滴懸浮在空氣中形成的物質；“煙”是固體小顆粒分散到空氣中形成的物質.要注意“霧”與

“煙”的區(qū)別.

④氏與Ch反應生成的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.

化學方程式：C12+H2O=HC1+HC1O離子方程式：Cl2+H,O=H++C1-+HC1O

說明①CL與H2O的反應是一個Cb的自身氧化還原反應.其中，Ch既是氧化劑又是還原劑，H2O只作反

應物.

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，溶解于水中的部分Cb與HzO

反應生成HC1和HC1O,因此，新制氯水是一種含有三種分子(Cb、HC1O、氏。)和四種離子(H+、Cl—、CIO

一和水電離產生的少量OH—)的混合物.所以，新制氯水具有下列性質：酸性(H+),漂白作用(含HC1O),

C1一的性質，CL的性質.

③新制氯水中含有較多的C12>HC1O,久置氯水由于Cb不斷跟H20反應和HC1O不斷分解，使溶液中的Cb、

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.

④Cb本身沒有漂白作用，真正起漂白作用的是C12與H2O反應生成的HC1O.所以干燥的Cb不能使干燥的

有色布條褪色，而混有水蒸氣的Cb能使干燥布條褪色，或干燥的Cb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.常溫下，氯氣與堿溶液反應的化學方程式的通式為：

氯氣+可溶堿一金屬氯化物+次氯酸鹽+水.重要的反應有：

Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H20或Cl2+20H-=CL+CIO-+H20

該反應用于實驗室制CI2時，多余C12的血?收(尾氣吸收).

2cl2+2Ca(OH)2=Ca(ClO)2+CaCl2+2H2O

說舊①Cb與石灰乳［Ca(OH)2的懸濁液］或消石灰的反應是工業(yè)上生產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(C10)2和CaCb，有效成分是Ca(C10)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，通常先跟其他酸反應，如：

Ca(C10)2+2HCl=CaCl2+2HC10

④漂粉精和漂白粉露亶于潮濕的空氣中易變質，所以必須密封保存.有關反應的化學方程式為:Ca(C10)2+C02

+H20=CaCO3I+2HC1O2HC1C-光照OHC1+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制造氯仿等有機溶劑和各種農藥.

［次氯酸］

①次氯酸(HC1O)是一元弱酸(酸性比H2cCh還弱)，屬于弱電解質，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應保留化學式的形式.

②HC10不穩(wěn)定，易分解，光照時分解速率加快.有關的化學方程式為：

2HC1O=2H++2C1-+O2t,因此HC1O是一種強氧化劑.

③HC1O能殺菌.自來水常用氯氣殺菌消毒(目前已逐步用CIO2代替).

④HC1O能使某些染料和有機色素褪色.因此，將Ch通入石蕊試液中，試液先變紅后褪色.

［氯氣的實驗室制法］

(1)反應原理：實驗室中，利用氧化性比Cb強的氧化劑［如MnC>2、KMnCU、KCIO3、Ca(ClO)2等］將濃鹽酸中

的C1一氧化來制取CL。例如：

MnO2+4HC1(濃)獸-MnCb+C12t+2H2O

2KMnO4+16HC1(濃)=2KC1+2MnCb+5C12t+8H2O

⑵裝置特點：根據反應物MnCh為固體、濃鹽酸為液體及反應需要加熱的特點，應選用“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(或蒸儲燒瓶)、分液漏斗、酒精燈、雙孔橡膠塞和鐵架臺(帶鐵夾、

鐵圈)等.

(3)收集方法：氯氣溶于水并跟水反應，且密度比空氣大，所以應選用向上排氣法收集氯氣.止匕外，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

驗室中，要制取干燥、純凈的CH常將反應生成的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溶液等強堿溶液吸收，但不

能使用石灰水，因為Ca(OH)2的溶解度較小，不能將多余的氯氣完全吸收.

(5)應注意的問題：

①加熱時，要小心地、不停地移動火焰，以控制反應溫度.當氯氣出來較快時，可暫停加熱.要防止加強熱,

否則會使?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驗.

②收集氯氣時，導氣管應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MnCh共熱制取Cb時，實際產生的Cb的體積總是比理論值低.主要原因是：隨著

反應不斷進行，濃鹽酸會漸漸變稀，而稀鹽酸即使是在加熱的條件下也不能與MnC>2反應.

［C1—的檢驗］

方法向待檢溶液中加入AgNCh溶液，再加入稀HNO3，若產生白色沉淀，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)若待檢液中同時含有SCU2一或SO32一時，則不能用HNC>3酸化的AgNC)3溶液來檢驗C1一,因為生成的

AgzSCU也是不溶于稀HNO3的白色沉淀。。32—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)、漠(Br)、碘⑴和放射性元素碳(At).在自然界中鹵素無游離態(tài)，

都是以化合態(tài)的形式存在.

［鹵素單質的物理性質］

狀態(tài)

顏色熔點、沸點溶解度(水中)密度

(常態(tài))

淺黃綠色氣體低降A、

F27i

黃綠色氣體部分溶于

C12

水，并與

Br2深紅棕色液體易揮發(fā)

高低水發(fā)生不

b紫黑色f固體升華f同程度反