 高中化学方程式大全(完整版)人教版文档2023
【精品推荐】 提分神器--初中英语语法易错题专训
10倍速抗遗忘轻松记牢英语单词
最受欢迎的全国各大网校VIP课程
下载地址：
资料目录
2019薪版人教版高中化学必修一+选修电子课本 2019薪版人教版高中化学必修一+选修课件 2019薪版人教版高中化学必修一+选修教案 2019薪版人教版高中化学必修一+选修讲义 2019薪版人教版高中化学必修一+选修思维导图 2019薪版人教版高中化学必修一+选修同步习题 2019薪版人教版高中化学必修一+选修试卷
内容举例： 1、铁单质的化学性质
铁与盐酸、稀硫酸反应的离子方程式：Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑。
铁与硫酸铜溶液反应的离子方程式：Fe＋Cu2＋===Cu＋Fe2＋。
铁粉与水蒸气的反应：3Fe＋4H2O(g)=====高温Fe3O4＋4H2
2、铁的氧化物
物质 氧化亚铁(FeO) 氧化铁(Fe2O3) 四氧化三铁(Fe3O4)
俗称 铁红 磁性氧化铁
颜色、状态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体(有磁性)
溶解性 不溶于水
类别 碱性氧化物 碱性氧化物 不是碱性氧化物
铁的价态 ＋2 ＋3 ＋2、＋3
与H＋反
应的离子
方程式 FeO＋2H＋===Fe2＋＋H2O 6H＋＋Fe2O3__===2Fe3＋＋3H2O Fe3O4＋8H＋=== 2Fe3＋＋Fe2＋＋4H2O
稳定性 6FeO＋O2=====△2Fe3O4 稳定 稳定
与CO、C、
H2反应 生成单质铁及CO2或H2O
用途 Fe2O3常用作油漆、涂料、油墨和橡胶的红色颜料，赤铁矿(主要成分是Fe2O3)是炼铁的原料
3、铁的氢氧化物：(1)铁的氢氧化物的制备
Fe2＋＋2OH－===Fe(OH)2↓； 4Fe(OH)2＋O2＋2H2O===4Fe(OH)3
Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓
(2)铁的氢氧化物的性质
Fe(OH)2＋2H＋===Fe2＋＋2H2O ；Fe(OH)3＋3H＋===Fe3＋＋3H2O
Fe(OH)2=====△FeO＋H2O(隔绝空气) ；2Fe(OH)3=====△Fe2O3＋3H2O
4、铁盐和亚铁盐
(1).Fe3＋的检验
a、观察法: Fe3＋溶液中显棕黄色
b、加KSCN溶液法:溶液变成红色 Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3
c、加碱法:直接产生红褐色沉淀Fe3＋＋3OH－===Fe(OH)3↓
d、向溶液中滴加适量K4[Fe(CN)6] 溶液，若产生蓝色沉淀，说明溶液中含有Fe3＋
(2).Fe2＋的检验
a、观察法: Fe2＋溶液中显浅绿色
b、加KSCN溶液法: 加KSCN无明显现象，滴加新制氯水后溶液变成红色
2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－、Fe3＋＋3SCN－===Fe(SCN)3
c、加碱法:产生的白色沉淀迅速变为灰绿色，最后变为红褐色
d、向溶液中滴加适量酸性KMnO4溶液，溶液紫红色褪去说明含有Fe2＋(注意：Cl－等还原性的离子对Fe2＋的检验有干扰)。
e、向溶液中滴加适量K3[Fe(CN)6] 溶液，若产生蓝色沉淀，说明溶液中含有Fe2＋
5. Fe3＋、Fe2＋的性质
2Fe3＋＋Fe===3Fe2＋ 2Fe3＋＋Cu===2Fe2＋＋Cu2＋
2Fe3＋＋H2S===2Fe2＋＋S↓＋2H＋ 2Fe3＋＋2I－=== 2Fe2＋＋I2
2Fe2＋＋Cl2===2Fe3＋＋2Cl－ 2Fe2＋＋H2O2＋2H＋===2Fe3＋＋2H2O、
5Fe2＋＋MnO－4＋8H＋===5Fe3＋＋Mn2＋＋4H2O Fe2＋＋Zn===Zn2＋＋Fe
6、Fe(OH)2的制备装置及改进：
改进后装置优点：
(1)装置①优点：将配制溶液的蒸馏水煮沸，除去溶液中的氧气，然后用苯液封，防止空气溶解，装有NaOH溶液的滴管插入液面下慢慢挤出溶液，这些操作均能防止Fe(OH)2与氧气接触，避免其被氧化，因此能较长时间观察到白色沉淀。
(2)装置②③优点：铁粉与稀硫酸反应生成的氢气排除了装置内的空气，同时试管内剩余的氢气起到保护气的作用，防止了Fe(OH)2与氧气接触，避免其被氧化，因此能较长时间观察到白色沉淀。
7、合金的性质
①硬度：合金的硬度一般比其成分金属的硬度大。
②熔点：合金的熔点一般比其成分金属的熔点低。
8.铝及其化合物的性质
①4Al＋3O2===2Al2O3 ②2Al＋6HCl===2AlCl3＋3H2↑ 2Al＋6H＋===2Al3＋＋3H2↑
③2Al＋2NaOH＋6H2O===2Na[Al(OH)4]＋3H2↑
2Al＋2OH－＋6H2O===2[Al(OH)4]－＋3H2↑
④Al2O3＋6HCl===2AlCl3＋3H2O、 Al2O3＋6H＋===2Al3＋＋3H2O、
⑤Al2O3＋2NaOH＋3H2O=== 2Na[Al(OH)4]、 Al2O3＋2OH－＋3H2O===2[Al(OH)4]－、
⑥AlCl3＋3NaOH===Al(OH)3↓＋3NaCl Al3＋＋3OH－===Al(OH)3↓
⑦AlCl3＋4NaOH===Na[Al(OH)4]＋3NaCl Al3＋＋4OH－===[Al(OH)4]－
⑧Al(OH)3＋NaOH===Na[Al(OH)4] Al(OH)3＋OH－===[Al(OH)4]－
9、新型合金：新型储氢合金材料、钛合金、耐热合金和形状记忆合金
第四章 物质结构 元素周期表
1、元素概念：具有相同质子数(核电荷数)的一类原子的总称
核素概念：具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子。一种原子即为一种核素
同位素概念：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素
(即同一元素的不同核素互称为同位素)。
同素异形体概念：同种元素形成的不同单质
2、质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
原子序数＝核电荷数＝质子数＝核外电子数(原子呈电中性)
3、微粒的电子数＝质子数(Z)－电荷数（电荷数带“+、－”号）
4、原子的表示方法AZX 核素表示方法：AZX
5、原子的相对原子质量：原子的实际质量除以12 C质量的1/12的比值
原子的近似相对原子质量：该原子的质量数
元素的相对原子质量：该元素的每一种同位素的相对原子质量与其丰度的积的和
元素的近似相对原子质量：该元素的每一种同位素的质量数与其丰度的积的和
6、核外电子排布规律：
⑴核外电子总是优先排布在能量最低的电子层
⑵每层最多容纳的电子数不超过2n2
⑶最外层不超过8个电子（K为最外层不超过2个电子）
⑷次外层不超过18个电子（K为次外层不超过2个电子、L为次外层不超过8个电子）
⑸倒数第三层不超过32个电子（K为倒数第三层不超过2个电子......）
6、常见的10e－和18e－微粒
(1)10e－微粒
单核微粒：O2－、F－、Ne、Na＋、Mg2＋、Al3＋。
多核微粒：CH4、NH3、H2O、HF、OH－、NH－2、NH＋4、H3O＋。
(2)18e－微粒
单核微粒：S2－、Cl－、Ar、K＋、Ca2＋
多核微粒：SiH4、PH3、H2S、HCl、HS－、H2O2、N2H4、F2。
7、周期表结构
8、0族元素序数He:2、Ne:10、Ar:18、Kr:36、Xe:54、Rn:86、Og:118
9、同主族相邻两元素原子序数差：左上右下
10、碱金属单质的物理性质
相同点：除铯外，其余都呈银白色，它们都比较软，有延展性，密度较小，熔点较低，导电、导热性强
递变规律：密度逐渐增大(钠、钾反常)； 熔、沸点逐渐降低
个性特点：①铯略带金色光泽；②锂的密度比煤油的小；③钠的密度比钾大
11、碱金属元素化学性质的相似性和递变性
(1)相似性 (2)递变性
（2）递变性具体表现如下(按从Li→Cs的顺序)：
物质的性质 递变规律(Li→Cs)
单质 与氧气反应 反应越来越剧烈，产物越来越复杂，Li只能生成Li2O；Na能生成Na2O和Na2O2；K能生成K2O、K2O2和KO2等与水反应 反应越来越剧烈，Na与水剧烈反应，K与水反应比Na与水反应更剧烈，Rb、Cs遇水发生剧烈爆炸
最高价氧化物对应水化物的碱性 碱性：LiOH<NaOH<KOH<RbOH<CsOH
12、卤素单质的物理性质
物质 F2 Cl2 Br2 I2
颜色、状态 淡黄绿色
(气体) 黄绿色
(气体) 深红棕色
(液体) 紫黑色
(固体)
密度 密度逐渐增大
熔沸点 熔、沸点逐渐升高
13、卤族元素化学性质的相似性和递变性
(1)相似性
①与H2反应：X2＋H2=====一定条件2HX(H2＋I2 2HI)；
②与活泼金属(如Na)反应：2Na＋X2=====△2NaX；
③与H2O反应：X2＋H2O HX＋HXO(X===Cl、Br、I，)。
(2)递变性
具体表现如下：
①单质与H2反应越来越难，对应氢化物的稳定性逐渐减弱，还原性逐渐增强，其水溶液的酸性逐渐增强，即：
稳定性：HF>HCl>HBr>HI；
还原性：HF<HCl<HBr<HI；
酸性：HF<HCl<HBr<HI。
②最高价氧化物对应水化物的酸性逐渐减弱，即HClO4>HBrO4>HIO4。
(3)特殊性
①溴是常温常压下唯一的液态的非金属单质。
②卤素单质都有毒，溴有很强的腐蚀性，保存液溴时要加一些水进行“水封”，碘单质遇淀粉溶液变蓝色(检验I2)，碘易升华。
③Cl2、Br2、I2易溶于有机溶剂如苯、CCl4、汽油等。
④F无正化合价。
14、判断元素金属性和非金属性强弱的方法
金属性强弱 本质 原子越易失电子，金属性越强(与原子失电子数目无关)判断
方法 ①在金属活动性顺序表中越靠前，金属性越强②单质与水或非氧化性酸反应越剧烈，金属性越强③单质还原性越强或阳离子氧化性越弱，金属性越强④最高价氧化物对应水化物的碱性越强，金属性越强⑤若Xn＋＋Y―→X＋Ym＋，则Y比X的金属性强⑥元素在周期表中的位置：左边或下方元素的金属性强
非金属
性比较 本质 原子越易得电子，非金属性越强(与原子得电子数目无关)判断
方①与H2化合越容易，气态氢化物越稳定，非金属性越强②单质氧化性越强或阴离子还原性越弱，非金属性越强③最高价氧化物对应水化物的酸性越强，非金属性越强④元素在周期表中的位置：右边或上方元素的非金属性强⑤若An－＋B―→Bm－＋A，则B的非金属性比A强
15、原子核外电子排布、原子半径、主要化合价的周期性变化
同周期由左向右，元素的原子最外层电子数逐渐增加(1→8，第一周期除外)
同周期由左向右元素的原子半径逐渐减小(不包括稀有气体)
化合价：①同周期由左向右，元素的最高正价逐渐升高(＋1→＋7，O和F无最高正价)；
②元素的最低负价由第ⅣA族的－4价逐渐升高至第ⅦA族的－1价；
③最高正价＋|最低负价|＝8
|