苏教版高一化学教案高中化学必修一复习提纲.docx
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苏教版高一化学教案高中化学必修一复习提纲
氧化还原反应
还原剂-失电子-化合价升高-氧化反应(产物)
(还原性)被氧化<生成氧化产物>
氧化剂-得电子-化合价降低-还原反应(产物)
(氧化性)被还原<生成还原产物>
口诀:
还原剂--升,失,氧
氧化剂--降,得,还。
氧化性:
氧化剂>氧化产物
还原性:
还原剂>还原产物
卤族元素
一、氯气的物理性质
氯气是一种黄绿色,有特殊气味的气体,密度比空气大,
能溶于水,1体积水可溶解2体积氯气,有剧毒。
易液化:
钢瓶储存
二、氯气的化学性质
1.与金属反应
1)氯气和金属钠反应:
2Na+Cl2===2NaCl剧烈燃烧,生成白烟
(2)氯气和铁丝的反应
2Fe+3Cl2===2FeCl3剧烈燃烧,生成棕褐色的烟
氯气和氢气的反应
H2+Cl2===2HCl纯净的氢气在氯气中安静地燃烧,发出苍白色火焰,集气瓶口有白雾,是盐酸的酸雾
H2+Cl2===2HCl
氢气和氯气的混合气体在光照的条件下,发生爆炸
3、与水反应
Cl2+H2OHCl+HClO
加热或光照
2HClO===2HCl+O2↑
久制氯水的成分:
Cl-,H+,H2O
FeCl2溶液溶液颜色由浅绿色变成黄色紫色石蕊试液溶液先变红后褪色
AgNO3溶液产生白色沉淀
Na2CO3溶液产生气体
加有酚酞的NaOH溶液褪色
4、与碱反应
Cl2+2NaOH==NaCl+NaClO+H2O
(用于实验中尾气的吸收)
2Cl2+2Ca(OH)2==CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
(工业上制取漂白粉)
漂白粉的主要成分为:
CaCl2和Ca(ClO)2有效成分为:
Ca(ClO)2
漂白粉的漂白原理:
Ca(ClO)2+H2O+CO2==CaCO3+2HClO
漂白粉的失效原理:
Ca(ClO)2+H2O+CO2==CaCO3+2HClO
2HClO==2HCl+O2
5、与溴、碘进行置换反应
Cl2+2NaBr==2NaCl+Br2
Cl2+2KCl==2NaCl+I2
四.氯气的生产原理
1、氯碱工业
2NaCl+2H2O==2NaOH+H2↑+Cl2↑
2、氯气的实验室制法
MnO2+4HCl(浓)=MnCl2+Cl2↑+2H2O
注意:
(1)反应所用盐酸浓盐酸
(2)反应不能加强热
发生装置----除杂装置--干燥装置--收集装置--吸收装置
溴的物理性质
溴是深红棕色液体,有刺激性气味,密度比水大,可溶于
溴水呈橙色.在水中的溶解度不大,易挥发(保存用水封)
溴的蒸气红棕色
碘的物理性质
碘是一种紫黑色固体,具升华性质,碘水呈褐色
碘的蒸气呈紫色,密度大于水的固体,在水中溶解度不大。
(1)卤素单质化学性质相似,都是活泼的非金属单质;
(2)从氟到碘活泼性逐渐减弱;
(3)氟与碘有特性。
溴、碘单质的化学性质
1、相互置换
Cl2+2NaBr==2NaCl+Br2
Cl2+2Kl==2NaCl+I2
Br2+2Kl==2NaBr+I2
氧化性:
F2>Cl2>Br2>I2
2、与水的反应(参加反应的极少)
Br2+H2O==HBr+HBrO
I2+H2O==HI+HIO
3、与碱的反应
Br2+2NaOH==NaBr+NaBrO+H2O
I2+2NaOH==NaI+NaIO+H2O
4、Br-、I-的检验—加稀HNO3+硝酸银
溶液
NaBr+AgNO3==NaNO3+AgBr↓淡黄色
KI+AgNO3==KNO3+AgI↓黄色
NaCl+AgNO3==NaNO3+AgCl↓白色
溴化银的感光性2AgBr===2Ag+Br2
碘化银:
人工降雨剂
工业提取Br2:
提取粗盐后的母液→通入Cl2→鼓入热空气→挥发Br2蒸气→冷凝得液溴
工业提取I2:
海带粉碎→加水浸泡→通入Cl2→过滤→蒸发→升华→冷凝I2蒸气得晶体
氟:
(1)氟与水反应生成O2:
2F2+2H2O=4HF+O2
(2)可与惰性气体反应生成XeF2、XeF4、XeF6等.
即F无正价(另CaCl2易溶,而CaF2难溶;
AgCl难溶,而AgF易溶。
)
3.实验室洗刷仪器时,对做过碘升华实验的烧杯壁上残留的碘,可用酒精洗涤;对制取氯气用的烧瓶底部沾有的二氧化锰固体,可用浓盐酸洗涤;对玻璃仪器上沾有的铁锈,应用稀盐酸洗涤。
正确书写离子反应方程式
1、写出化学方程式
2、把易溶于水、易电离的物质写成离子形式,难溶或难电离的物质以及气体等仍用化学式表示。
3、删去方程式两边形式相同的离子
4、整理方程式并检查两边各元素的原子个数和电荷总数是否相等
小结:
写、拆、删、查
2、附加隐含条件的应用规律:
⑴溶液无色透明时,则溶液中一定没有色离子。
常见的有色离子:
Cu2+、Fe3+、Fe2+、MnO4-等
⑵强碱性溶液中肯定不存在与OH-反应的离子。
⑶强酸性溶液中肯定不存在
与H+反应的离子。
氧化铝的性质
Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O
实验室制Al(OH)3
AlCl3+3NH3·H2O=Al(OH)3↓+3NH4Cl
铝三角
(1)Al3++3OH-=Al(OH)3↓
(2)Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
(3)Al3++4OH-=AlO2-+2H2O
(4)AlO2-+H++H2O=Al(OH)3↓
(5)Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
(6)AlO2-+4H+=Al3++2H2O
Al(OH)3 是两性氢氧化物
Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O
1.将NaOH溶液逐滴滴入到AlCl3溶液中,直至过量。
现象:
先产生白色絮状沉淀,当NaOH过量时沉淀消失。
Al3++3OH-=Al(OH)3↓Al(OH)3+OH-=AlO2-+2H2O
图1图2
2.将AlCl3溶液逐滴滴入到NaOH溶液中,直至过量。
现象:
先产生沉淀,振荡后消失,当AlCl3过量时,产生的沉淀不再消失。
4OH-+Al3+=AlO2-+2H2O3AlO2-+6H2O+Al3+=4Al(OH)3↓
3.将盐酸逐滴滴入到NaAlO2溶液中,直至过量。
先产生白色絮状沉淀,当HCl过量时沉淀消失。
AlO2-+H++H2O=Al(OH)3↓Al(OH)3+3H+=Al3++3H2O
图3图4
4.将NaAlO2溶液逐滴滴入到盐酸中,直至过量
先产生沉淀,振荡后消失,当NaAlO2过量时,产生的沉淀不再消失。
4H++AlO2-=Al3++2H2O
Al3++3AlO2-+6H2O=4Al(OH)3↓
①铁的物理性质:
银白色,能被磁铁吸引的金属,是热、电的良导体。
②铁的化学性质:
较活泼,与酸、非金属(Cl2、O2等)、部分盐溶液反应。
③铁的氧化物有FeO、Fe2O3、Fe304等。
④铁与氧化性较弱的氧化剂(如盐酸、硫酸铜溶液等)反应转化为+2价铁的化合物,而
与氧化性较强的氧化剂(如氯气、溴、硝酸等)反应转化为+3价铁的化合物。
⑤Fe3+的检验:
Fe3++3SCN-=Fe(SCN)3(红色)
⑥Fe的用途主要是颜料、油漆、净水剂、人体微量元素。
⑦铜的物理性质:
紫红色金属,是热、电的良导体。
⑧铜的化学性质:
较不活泼,能被C12、O2等强氧化剂氧化。
铜在反应中一般转化为+2
价铜的化合物
⑨铜的主要用途:
制铜芯线、铜盐(CuS04等)的杀菌消毒作用。
炼铁和炼铜
炼铁的主要反应过程
①产生还原剂:
C+O2→CO2CO2+C→2CO
(空气,焦炭)
②还原铁矿石:
Fe2O3+3CO2Fe+3CO2
(铁矿石)
③造渣(除脉石):
CaCO3→CO2+CaO
CaO+SiO2→CaSiO3
(熔剂:
石灰石)
1、炼铁、炼铜原理:
高炉炼铁化学原理3CO+Fe2O3====2Fe+3CO2
湿法炼铜化学原理Fe+Cu2+=Fe2++Cu
炼铁中CO的形成C+CO2====2CO
石灰石的作用:
除去SiO2
湿法炼铜——曾青得铁则化为铜
原理:
Fe+Cu2+=Fe2++Cu
1.铁与盐酸反应
Fe+2HCl==FeCl2+H2
2.铁在氯气中燃烧
2Fe+3Cl2==2FeCl3
3.铁与硫酸铜溶液反应
Fe+CuSO4==FeSO4+Cu
4.铜与硝酸银溶液反应
Cu+2AgNO3==Cu(NO3)2+2Ag
硅酸钠:
Na2SiO3
性质:
可溶于水,水溶液俗称“水玻璃”,又名“泡花碱”
用途:
建筑用黏合剂,防腐防火材料
硅的存在及用途
存在:
自然界中,只以化合态在(SiO2或硅酸盐的形式存在)
存在于地壳的矿物和岩石里,在地壳中,硅的含量居第二位
用途:
含硅4%的钢可制变压器铁芯
含硅15%的钢具有耐酸性,制耐酸设备
制集成电路、晶体管、硅整流器等半导体材料
硅的化学性质
常温下,硅的化学性质不活泼
不与氧气、氯气、硫酸、硝
酸等起反应
只与氟气、氢氟酸和强碱反应
纯硅的制备
粗硅的提纯粗硅在高温下氯气反应生成一种液态物质。
经蒸馏提纯后,再氢气还原制得纯硅
SiO2+2CSi+2CO↑
Si+2Cl2SiCl4
SiCl4+2H2Si+4HCl
二氧化硅的化学性质不活泼
(1)SiO2是H2SiO3的酸酐,具有酸性氧化物的通性
SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O
SiO2+CaOCaSiO3
(2)特性
SiO2+4HF=SiF4+2H2O
酸性:
H2CO3>H2SiO3
Na2SiO3+CO2+H2O=H2SiO3+Na2CO3
SiO2+2NaOH=Na2SiO3+H2O
为什么实验室中盛放碱液的试剂瓶用橡皮塞而不用玻璃塞?
防止玻璃中的SiO2与NaOH溶液反应生成有粘性的Na2SiO3,使瓶塞和瓶口粘在一起。
硫在氧气中燃烧:
生成明亮的蓝紫色火焰
1.物理性质:
颜色:
无色
⏹气味:
有刺激性
状态:
气体
毒性:
有毒
沸点:
-10℃
密度:
比空气大
⏹溶解度:
易溶于水在常温、常压下,1体积水大约能溶解40体积的SO2。
SO2与H2O的反应:
实验现象:
试管中的水面上升,滴入紫色石蕊试液后,溶液变红。
实验结论:
SO2溶于水后形成的溶液显酸性。
SO2+H2OH2SO3(亚硫酸)
SO2是酸酐,是酸性氧化物
酸性氧化物的通性:
能与碱反应生成盐和水。
SO2:
NaOH=1:
2
SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O
SO2:
NaOH=1:
1
SO2+NaOH=NaHSO3
H2SO3是一种二元酸,与碱反应时:
NaOH比较少,生成NaHSO3;NaOH比较多,生成Na2SO3
酸性:
H2SO3(中强酸)>H2CO3(弱酸)
SO3:
无色固体,熔点(16.8℃)和沸点(44.8℃)都比较低。
SO3+H2O=H2SO4+QSO3也是酸酐,是酸性氧化物
b.与卤素单质的反应:
SO2+Br2+2H2O=H2SO4+2HBr
SO2+Cl2+2H2O=H2SO4+2HCl
(两种气体生成两种强酸)
c.与更强的氧化剂反应:
例如:
KMnO4,K2Cr2O4,H2O2……
②SO2的氧化性——与H2S的反应:
SO2+2H2S=3S↓+2H2O
“高价氧化,低价还原,中间价态两边转”
∴SO2既有氧化性,又有还原性。
⑶SO2的漂白性:
SO2具有漂白作用,再加热,又恢复原来的颜色。
Cl2,Na2O2,O3———氧化漂白
活性炭———吸附漂白
SO2——化合漂白
二、二氧化硫的用途
⑴制造硫酸:
⑵可以漂白白纸浆、毛、丝、草编制
⑶杀灭霉菌和细菌。
⑷作食物和干果的防腐剂
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