高中化学总复习一(高一化学知识要点)解析.doc

理科复习科目：化学 高中化学总复习（一） 复习内容：高一化学（全） 复习范围：第一章～1. 氧化还原反应的标志（特征）：元素化合价的升降反应. 氧化还原反应的本质：有电子转移（或偏离）的反应. ⑴互不换位规律： ①同种元素的相邻价态的粒子不发生氧化还原反应（即不发生转化）.如SO2与H2SO4. ②含同一元素的高价化合物和低价化合物反应时，该元素的价态互不换位，而是生成中间价态的物质，即高价态+低价态→中间价态（同种元素）. 如：H2S+H2SO4（浓） S↓+SO2+2H2O KClO3+6HCl KCl+3Cl2↑+3H2O ⑵A. 同种元素的不同价态物质氧化性与还原性强弱的判断： 一般说来，同种元素从低价态到高价态的氧化性（得电子能力）逐渐增强，还原性逐渐减弱；从高价态到低价态的氧化性逐渐减弱，还原性逐渐增强. 如：氧化能力 HClO＞Cl2、FeCl3＞FeCl2 B. 不同物质间氧化性、还原性强弱的判断： ①浓度：增大氧化剂或还原剂浓度，其氧化性或还原性也增大，如浓HNO3比稀HNO3氧化性强. ②酸碱性：一般氧化物含氧酸、氧酸盐的氧化性随溶液酸性增大而增强.如KMnO4、MnO2氧化性在酸性条件下比碱性条件强. ③温度：升温一般有利于反应的进行.如热浓H2SO4氧化性比冷浓H2SO4氧化性强. 如：2Fe+3Cl2 2FeCl3 Fe+2HCl FeCl2+H2↑ Cl2能将Fe氧化至+3价，而HCl只能将Fe氧化为+2价，故氧化能力Cl2＞HCl. 又如：MnO2+4HCl（浓）2 MnCl2+Cl2↑+2H2O 2KMnO4+16HCl（浓） 2KCl+2MnCl2+5Cl2↑+8H2O 同是将浓盐酸氧化为Cl2，MnO2必须在加热条件下才能进行，而KMnO4在常温下即可进行，说明氧化能力KMnO4＞MnO2. 注意：在一个氧化还原反应中氧化剂、还原剂可以是同一种物质，当然，氧化产物和还原产物也可以是同一种物质.此外，氧化还原反应不只一种物质发生氧化还原反应.例如： 2. 金属活动顺序表：K+ Ca2+ Na+ Mg2+ Al3+ Zn2+ Fe2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+ 金属硫化物顺序：K2S CaS Na2S MgS Al2S3 BaS (NH4)2S可溶于水、酸 ZnS FeS（硫化亚铁，无硫化铁）PbS CuS HgS Ag2S不溶于水、酸 注意：①氢气难于液化. ②反应方程式不都有离子离子反应，因为离子反应就必须在水中进行.如：Ba（OH）2·8H2O+2NH4Cl=2NH3↑+10 H2O+BaCl2（无离子反应方程式） 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑（无离子反应方程式） ③离子化合物（金属与非金属）的熔点高.如：Na+、K+、NH4+、Cl－、SO32－、SO42、NO3－形成的离子化合物. 3. 常见元素的化合价 元 素 常 见 价 特 殊 价 H +1 －1（NaH、CaH2） O －2 －1（H2O2、Na2O2） C +2、+4 －4（CH4）、－1（C2H2）、－2（C2H6O），0（C2H4O2） N －3（NH3）、+2（NO）、+4（NO2）、+5（HNO3） －2（N2H4）、+1（N2O）、+3（NaNO2） Fe +2、+3 +8/3（Fe3O4） （既有+2价Fe，又有+3价Fe） Cu +2 +1（Cu2O、Cu2S） Cl －1、+1（HClO）、+3、+5、+7 +4（ClO2） S －2、+4、+6 －1（FeS2）、+2（Na2S2O3） 注意：化合价的有关规律： ①金属单质在氧化还原的反应中只能作还原剂. ②非金属元素（除氧、氟外）在反应中既可得到电子，亦可失去电子，故既可呈正价，也能显负价. ③氟的非金属性很强，没有正化合价；氧与氟结合时，显正价，但无最高价+6价. ④显最高化合价的元素，在反应中只能得电子而不能失电子，故发生氧化还原反应只能降低.相反，显最低化合价的元素，在反应中只能升高. 4. 电解质：在水溶液中或在熔融状况下能够导电的化合物. 附： 强电解质、非电解质、氧化剂、还原剂： ⑴电解质与金属导体的导电性不同，电解质导电含化学变化，金属导电只是物理变化，金属导电性随温度升高而下降，电解质导电性一般随温度升高而增大. ⑵电解质与非电解质的区别：电解质必须满足三个条件：一是纯净物、二是化合物、三是在水溶液里或溶化状态下能电离.如：KNO3是电解质，KNO3溶液并不是电解质，只是电解质溶液.混合物如溶液既不是电解质，也不是非电解质.而蔗糖、酒精是纯净的化合