高一化学下学期知识点

1 硫 （1）硫与金属反应，显弱氧化性（比氧和氯都弱），生成低价金属硫化物 Fe + S  FeS (黑色)(不溶于水，能溶于稀酸) 2Cu + S Cu2S (黑色) (既不溶于水，也不溶于稀酸) Hg + S  HgS (黑色) 用硫粉处理散落的汞滴 （2）S + O2 点燃 SO2 (刺激性气味，能使品红溶液褪色，具有漂白性。能和碱反应，是酸性氧化物。+4价的S既有还原性（主要），又有氧化性) （3）H2S及其还原性 ①H2 + S  H2S (无色臭鸡蛋味气体，能溶于水，水溶液显弱酸性) ②H2S具有还原性 2H2S + SO2  3S + 2H2O (两气体混合有黄色粉末和水珠生成) 2H2S + O2  2 S↓ +2 H2O (氢硫酸在空气中久置变质) 2H2S + O2 (不足) 点燃2 S +2 H2O ； 2H2S +3 O2 (充足) 点燃2 SO2 +2 H2O （4）硫酸的工业制法 ① 4FS2 + 11O2 点燃 2Fe2O3 + 8SO2 （硫铁矿石要粉碎） 或 S + O2 点燃 SO2

② 2SO2 + O2 V2O5400~500℃ 2SO3（反应中SO2显还原性）（利用热交换器，充分利用热能。） （注意反应条件的具体选择，利用化学反应的速率和平衡移动的知识。） ③SO3 + H2O  H2SO4 (实际生产中用98.3%的浓硫酸吸收SO3，避免生成酸雾) ( 计算关系： FeS2 ~ 2H2SO4 或S ~ SO2 ) 若煤和石油等含硫物质燃烧产生的SO2进入大气，会形成酸雨（pH<5.6，主要成分是H2SO4） （5）浓硫酸特性： (ⅰ)脱水性：指将有机物中的H、O元素按水的组成(2∶1)比脱去。 浓硫酸能使蔗糖碳化 (ⅱ)吸水性；浓硫酸可以作干燥剂，但不能干燥NH3、H 2S等。 (ⅲ)强氧化性：常温下能使铁、铝钝化

C +2H2SO4 (浓)  CO2 ↑ + 2SO2 ↑ +2H2O ( 浓硫酸有强氧化性) Cu 2H2SO4 (浓) CuSO4 + SO2 ↑ +2H2O ( 浓硫酸有强氧化性，同时显示了酸性) （6）SO42－检验（先滴加 HCl后滴加BaCl2） Ba2+ + SO42－ BaSO4↓( 白色，不溶于水和酸，X光不能透过，医学上作“钡餐”) 2

氮： （1）氮气与金属反应 3Mg + N2 高温 Mg3N2

（2）大气固氮 N2 +O2 放电 2NO（固氮即是游离态的氮单质变成化合态的氮化合物）

合成氨（人工固氮，工业制氨气） N2+ 3H2 高温高压催化剂 2NH3

（注意合成氨反应条件的具体选择，利用化学反应的速率和平衡移动的知识。） （3）实验室制氨气2 NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3 ↑+2H2O （4）氨气溶于水 NH3 + H2O NH3 ·H2O （一水合氨是弱碱） 氨水受热分解NH3 ·H2O  NH3 ↑ + H2O （5）铵盐受热分解 NH4Cl  NH3 ↑ + HCl↑ （NH3 +HCl  NH4Cl (氨气和氯化氢气体相遇有白烟产生)）

NH4HCO3  NH3 ↑+H2O +CO2↑（碳铵要阴天深施的原因） （6）NH4+ + OH－  NH3 ↑+ H2O（铵态氮肥不能与碱性物质混用的原因） ( 铵根离子的检验，生成的气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝) （7）硝酸的工业制法

4NH3 + 5O2 催化剂△4NO +6 H2O 2NO + O2  2NO2 3NO2 + H2O  2HNO3 + NO↑ ( 计算关系： NH3 ~ HNO3 ) （8） 2NO2 (红棕色) N2O4 (无色) 铁和铝的单质在冷的浓硫酸和浓硝酸中钝化属于化学变化 离子检验 离子名称和符号 所加试剂或方法 现象 相关反应的离子方程式

铵根离子 NH4+ 氢氧化钠溶液并加热和湿润的红色石蕊试纸 湿润的红色石蕊试纸变蓝色 NH4+ + OH- → NH3↑ + H2O

硫酸根离子 SO42- 稀盐酸（硝酸）和氯化钡（硝酸钡）溶液 白色沉淀 Ba2+ + SO42- → BaSO4 ↓ 3

物质的量浓度——表示溶液浓度的物理量。 用单位体积的溶液里所含溶质的物质的量来表示。可以解读成1升溶液中所含溶质的物质的量。 符号：C 单位：mol/L

表达式： C（A）mol/L = =

物质的量浓度溶液的配制步骤： 1.计算 2.称量（或量取） 3.溶解 4.转移 5.洗涤 6.定容 7.摇匀 物质的量浓度溶液的配制所用主要仪器： 电子天平（或量筒）、小烧杯、玻璃棒、容量瓶（标示有温度、容量和刻度线）、胶头滴管。

物质的量浓度和质量百分比浓度的换算 C（A）mol/L = 溶液稀释的浓度计算：C (浓) V (浓) =C (稀) V（稀）（稀释前后溶质的量不变） 反应速率和平衡 1. 化学反应速率 单位时间内反应物浓度的减少或生成物浓度的增加。 反应物（或生成物）浓度的变化量（mol/L） 化学反应速率（v）= ———————————————----------- 反应时间（min或S） △C 数学表达式：v = ——— 单位：mol/(L •min ) mol/(L • s) △t 用不同物质表达的化学反应速率之比等于化学方程式中的系数比。 2. 影响化学反应速率的因素。 决定化学反应速率的主要因素是反应物的性质。 影响化学反应的速率： (1)浓度：在其它条件不变时，增大反应物浓度，化学反应速率加快；反之则慢。 注意：固体，纯液体的浓度均可视作常数 (2)压强：在其它条件不变时，增大气体反应体系压强，化学反应速率加快；反之则慢。 (3)温度：其它条件不变时，升高温度，反应速率加快。（所有反应速率都加快） (4)催化剂：使用正催化剂，能加快化学反应速率；反之则反。未特殊指明时，均指正催化剂。 3.可逆反应：在同一条件．．．．下，同时．．向正、逆反应方向进行．．的反应。N2+3H2 2NH3

4.化学平衡状态：在一定条件下的可逆反应里，正反应速率和逆反应速率相等，反应混合物中各组分的质量分数保持不变的状态。特征是： ①逆：研究对象可逆反应。 ②等：V(正)＝V(逆)≠O ③动：化学平衡是动态平衡。虽然V(正)＝V(逆)，但正、逆反应仍在进行，其反应速率不等于零。 ④定：各组分的量一定。（不是固定的方程式中的比例，也不是相等的意思） ⑤变：外界条件改变，平衡也随之改变。 5.外界条件对化学平衡的影响。 (1)浓度：其它条件不变时，增大反应物浓度或减小生成物浓度都使平衡向正反应方向移动。

)(溶液的体积)(溶质的物质的量Lmol

MpA%1000

)()(LVmoln 4 减小反应物浓度或增大生成物浓度都会使平衡向逆反应方向移动。 注意：固体和纯液体增加和减少，不影响浓度， 从而不影响化学反应速率，也不影响化学平衡。 (2)压强：其它条件不变时，增大压强，会使平衡向气体分子数（体积）缩小的方向移动。 减小压强，会使平衡向气体分子数（体积）增大的方向移动。 注意：①若反应前后气体体积无变化，改变压强，能同时改变正、逆反应速率，但仍然保持V正＝V逆，平衡不移动。 (3)温度：在其它条件不变时，升高温度，平衡向吸热反应方向移动。 降低温度，平衡向放热反应方向移动。 勒夏特列原理(即平衡移动原理)： 如果改变影响平衡的一个条件，平衡就向能够减弱这种改变的方向移动。 注意：勒夏特列原理的适用范围是：化学平衡，电离平衡，溶解平衡，水解平衡等。

催化剂：只影响速率，不影响平衡。 原因是：催化剂能同等程度地加快正、逆反应速率，因此不影响化学平衡，但可大大地缩短反应达到平衡所需的时间。 电解质溶液 1.电解质和非电解质 电解质: 凡是在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物叫做电解质。 常见有：酸、碱、盐、金属氧化物等 非电解质:凡是在水溶液里和熔化状态下都不导电的化合物叫做非电解质。 常见有：非金属氧化物、大多数有机物（eg:酒精、蔗糖）等 2.强电解质和弱电解质 强电解质 弱电解质 定义 在水溶液中或熔化状态能全部电离成离子的电解质 在水溶液中只有部分电离成离子的电解质 物质类别 强酸：HCl（HBr 、HI）、H2SO4、HNO3 强碱：NaOH、KOH、 Ba（OH）2 、 Ca（OH）2 大多数盐 弱酸、弱碱

离子浓度（同温、同浓度时） 大 小 导电能力（同温、同浓度时） 强 弱 电离程度 完全（不可逆） 部分（可逆） 电离平衡 不存在电离平衡，用“ →” 存在电离平衡，用“”

溶液中溶质微粒 离子 分子（多）、离子（少） 电离方程式 NaOH → Na++OH- H2SO4 → 2H++SO42- NH3·H2ONH4++OH- 多元弱酸分步电离: H2CO3H++HCO3-，HCO3-H++ CO32- 3.影响电离程度的因素： ①通常在同条件下电解质越弱，电离程度越小。 ②温度越高，电离平衡向正方向移动，电离程度越大。因电离过程是一个吸热过程。