【正文】 表現(xiàn)出氧化性．例如：2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 ＝K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2↑+ 8H2O　　(H2O2表現(xiàn)還原性)H2O2 + 2KI ＝2KOH + I2　　(H2O2表現(xiàn)氧化性)(3)重要用途：①醫(yī)療上廣泛使用稀雙氧水(含H2O2的質(zhì)量分數(shù)為3％或更小)作為消毒殺菌劑．②工業(yè)上用10％的雙氧水作漂白劑(漂白毛、絲及羽毛等)、脫氯劑．③實驗室制取氧氣．*[硫化氫](1)物理性質(zhì)：①硫化氫是一種無色、有臭雞蛋氣味的氣體，密度比空氣大．②硫化氫有劇毒，是一種大氣污染物．在制取和使用H2S氣體時，必須在密閉系統(tǒng)如通風櫥中進行．③在常溫、常壓下，．(2)化學性質(zhì)：①不穩(wěn)定性：H2S受熱(隔絕空氣)能分解：H2S H2 + S②可燃性：H2S氣體能在空氣中燃燒：2H2S + 3O2(充足) 2H2O + 2SO2 2H2S + O2(不足) 2H2O + 2S (發(fā)出淡藍色火焰) (析出黃色固體)③強還原性：H2S中的硫為－2價，處在最低價態(tài)，當遇到氧化劑時，硫被氧化為0價、+4價或+6價．如：H2S +X2 ＝2HX + S↓ (X＝Cl、Br、I)H2S + H2SO4(濃) ＝S↓+ SO2 + 2H2Ol ④水溶液顯弱酸性．硫化氫的水溶液叫氫硫酸．氫硫酸是一種二元弱酸，具有酸的通性．氫硫酸易揮發(fā)，當氫硫酸受熱時，硫化氫會從溶液里逸出．(3)實驗室制法：反應原理：FeS + 2H＋＝Fe2＋ + H2S↑(因H2S有強還原性，故不能用HNO3或濃H2SO4制取H2S氣體)發(fā)生裝置：固 + 液 → 氣體型裝置干燥劑：用P2O5或CaCl2(不能用濃H2SO4或堿性干燥劑)．2．二氧化硫[二氧化硫](1)物理性質(zhì)：①二氧化硫是一種無色、有刺激性氣味的氣體，有毒，密度比空氣大，易液化．②易溶于水．在常溫、常壓下，1體積水能溶解40體積的SO2氣體．(2)化學性質(zhì)：①二氧化硫與水反應：SO2 + H2OH2SO3(該反應為可逆反應)說明 a．將裝滿SO2氣體的試管倒立在滴有紫色石蕊試液的水槽中，一段時間后，水充滿試管，試管中的液體變?yōu)榧t色．b．反應生成的H2SO3為二元中強酸，很不穩(wěn)定，易分解：H2SO3H2O + SO2②二氧化硫與氧氣的反應：2SO2 + O22SO3說明 a．該反應是工業(yè)上制造硫酸的反應原理之一．b．反應產(chǎn)物SO3是一種無色固體，熔點(℃)和沸點(℃)都很低．SO3與H2O反應生成H2SO4，同時放出大量的熱：SO3 + H2O ＝H2SO4 + 熱量c．SO2中的硫處于+4價，因此SO2既具有氧化性又具有還原性．例如：SO2 + 2H2S ＝3S + 2H2OSO2 + X2 + 2H2O ＝2HX + H2SO4 (X＝CBr、I)③二氧化硫的漂白性：說明 a．SO2和C12(或OH2ONa2O2等)雖然都有漂白作用，但它們的漂白原理和現(xiàn)象有不同的特點．Cl2的漂白原理是因為C12與H2O反應生成的HClO具有強氧化性(OH2ONa2O2等與此類似)，將有色物質(zhì)(如有色布條、石蕊試液、品紅試液等)氧化成無色物質(zhì)，褪色后不能再恢復到原來的顏色；而SO2是因它與水反應生成的H2SO3跟品紅化合生成了無色化合物，這種不穩(wěn)定的化合物在一定條件下(如加熱或久置)褪色后又能恢復原來的顏色，用SO2漂白過的草帽辮日久又漸漸變成黃色就是這個緣故．b．SO2能使橙色的溴水、黃綠色的氯水、紫紅色的酸性KMnO4溶液等褪色，這是因為SO2具有還原性的緣故，與SO2的漂白作用無關(guān)．c．利用SO2氣體使品紅溶液褪色、加熱后紅色又復現(xiàn)的性質(zhì)，可用來檢驗SO2氣體的存在和鑒別SO2氣體．④二氧化硫能殺菌，可以用作食物和水果的防腐劑．[二氧化硫的污染和治理](1)SO2的污染：二氧化硫是污染大氣的主要有害物質(zhì)之一．它對人體的直接危害是引起呼吸道疾病，嚴重時還會使人死亡．(2)酸雨的形成和危害：空氣中的SO2在O2和H2O的作用下生成H2SOH2SO4。或)來表示原子最外層電子的式子，稱做電子式．電子式的幾種表示方法： (1)原子的電子式：將原子的所有最外層電子數(shù)在元素符號的周圍標出．例如：氫原子( )、鈉原子()、鎂原子( )、鋁原子( )、碳原子( )、氮原子()、硫原子()、氬原子()．(2)離子的電子式： ①陰離子：在書寫陰離子的電子式時，須在陰離子符號的周圍標出其最外層的8個電子(H－為2個電子)，外加方括號，再在括號外的右上角注明陰離子所帶的電荷數(shù)．例如S2－的電子式為[ ]2－ ，OH－的電子式為．②陽離子；對于簡單陽離子，其電子式即為陽離子符號，如鈉離子Na＋、鎂離子Mg2＋等．對于帶正電荷的原子團，書寫方法與陰離子類似，區(qū)別在于在方括號右上角標上陽離子所帶的正電荷數(shù)．如NH4＋電子式為(3)離子化合物的電子式：在書寫離子化合物的電子式時，每個離子都要分開寫．如CaCl2的電子式應為．(4)用電子式表示離子化合物的形成過程：先在左邊寫出構(gòu)成該離子化合物的元素原子的電子式，標上“→”，再在右邊寫出離子化合物的電子式．例如，用電子式表示MgBr2 、Na2S的形成過程：說明 含有離子鍵的物質(zhì)：①周期表中I A、I A族元素分別與ⅥA、ⅦA族元素形成的鹽；②I A、ⅡA族元素的氧化物；③銨鹽，如NH4Cl、NH4NO3等；④強堿，如NaOH、KOH等．[共價鍵] 原子間通過共用電子對所形成的相互作用．由共價鍵形成的化合物叫做共價化合物．說明 (1)形成共價鍵的條件：原子里有未成對電子(即原子最外層電子未達8電子結(jié)構(gòu)，其中H原子最外層未達2電子結(jié)構(gòu))．各種非金屬元素原子均可以形成共價鍵，但稀有氣體元素原子因已達8電子(He為2電子)穩(wěn)定結(jié)構(gòu)，故不能形成共價鍵．(2)共價鍵形成的表示方法：①用電子式表示．例如，用電子式表示HCl分子的形成過程：。mol－1說明利用燃燒熱可以計算物質(zhì)在燃燒過程中所放出的熱量當強酸與弱堿或弱酸與強堿或弱酸與弱堿發(fā)生中和反應時，因生成的鹽會發(fā)生水解而吸熱， kJH2O、A1(OH)Fe(OH)3等電離情況完全電離，不存在電離平衡(電離不可逆)．電離方程式用“＝”表示．如：HNO3＝H＋+ NO3－不完全電離(部分電離)，存在電離平衡．電離方程式用“”表示．如：CH3COOHCH3COO－+ H十水溶液中存在的微粒水合離子(離子)和H2O分子大部分以電解質(zhì)分子的形式存在，只有少量電離出來的離子離子方程式的書寫情況拆開為離子(特殊：難溶性鹽仍以化學式表示)全部用化學式表示注意: (1)在含有陰、陽離子的固態(tài)強電解質(zhì)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(zhì)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(shù)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(zhì)溶液的導電能力不一定比弱電解質(zhì)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(zhì)溶液的導電能力比弱電解質(zhì)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(shù)目發(fā)生變化的離子．離子方程式不僅表示一定物質(zhì)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＋+ OH－＝H2O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(zhì)(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(zhì)(難溶性鹽、難溶性堿)、難電離的物質(zhì)(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(shù))刪去，并使各微粒符號前保持最簡單的整數(shù)比．(4)“查”：檢查方程式中各元素的原子個數(shù)和電荷總數(shù)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(shù)目減少的方向進行．具體表現(xiàn)為：(1)生成難溶于水的物質(zhì)．如：Ba2＋+ SO42－＝BaSO4↓(2)生成難電離的物質(zhì)(水、弱酸、弱堿)．如H＋+ OH－＝H2O(3)生成氣體．如：CO32－+ 2H＋＝CO2↑+ H2O3．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(nèi)部的能量轉(zhuǎn)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(zhuǎn)化并“貯存”為生成物內(nèi)部能量的反應過程．*[反應熱](1)反應熱的概念：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△H表示，單位一般采用kJ[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(jù)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。②所含元素處于高價或較高價時的氧化物，如MnONOPbO2等。mol—1比較上述兩個反應可知，由H2與O2反應生成1 mol H2O(l)比生成1 mol H2O(g)多放出44 kJCa(HCO3)2溶于水鑒別方法①固態(tài)時： 分別加熱，能產(chǎn)生使澄清石灰水變渾濁氣體的是NaHCO3②溶液中： 分別加入CaCl2或BaCl2溶液，有白色沉淀產(chǎn)生的是Na2CO3主要用途①用于玻璃、制皂、造紙等②制燒堿①用作制糕點的發(fā)酵粉②用于泡沫滅火器③治療胃酸過多相互關(guān)系說明 (1)由于NaHCO3在水中的溶解度小于Na2CO3，因此，向飽和的Na2CO3溶液中通入CO2氣體，能析出NaHCO3晶體．(2)利用Na2CO3溶液與鹽酸反應時相互滴加順序不同而實驗現(xiàn)象不同的原理，可在不加任何外加試劑的情況下，鑒別Na2CO3溶液與鹽酸．*[侯氏制堿法制NaHCO3和Na2CO3的原理] 在飽和NaCl溶液中依次通入足量的NHCO2氣體，有NaHCO3從溶液中析出．有關(guān)反應的化學方程式為：NH3 + H2O + CO2 ＝NH4HCO3 NH4HCO3 + NaCl ＝NaHCO3↓+ NH4Cl2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2↑ 3．堿金屬元素[堿金屬元素的原子結(jié)構(gòu)特征]堿金屬元素包括鋰(Li)、鈉(Na)、鉀(K)、銣(Rb)、銫(Cs)和放射性元素鈁(Fr)．(1)相似性：原子的最外層電子數(shù)均為1個，次外層為8個(Li原子次外層電子數(shù)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(shù)增多，電子層數(shù)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(zhì)](1)相似性：①都具有銀白色金屬光澤(其中銫略帶金黃色)；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(shù)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(zhì)]堿金屬的化學性質(zhì)與鈉相似．由于堿金屬元素原子的最外層電子數(shù)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(shù)的遞增，電子層數(shù)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O2等非金屬反應．從Li → Cs，與O2反應的劇烈程度逐漸增加．①Li與O2反應只生成Li2O： 4Li + O22Li2O②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KORbOCsO2．(2)與H2O反應．發(fā)生反應的化學方程式可表示為：2R + 2H2O = 2ROH + H2↑ (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(xiàn)出的特殊的顏色．(1) 一些金屬元素的焰色反應的顏色：鈉——黃色；鉀——紫色；鋰——紫紅色；銣——紫色；鈣—一磚紅色；鍶——洋紅色；鋇——黃綠色；銅——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[氯氣的物理性質(zhì)](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(zhì)]畫出氯元素的原子結(jié)構(gòu)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(zhì)非常活潑，是一種強氧化劑．(1)與金屬反應：Cu + C12CuCl2l 實驗現(xiàn)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(nèi)壁附著有棕黃色的固體粉末．向集氣瓶內(nèi)加入少量蒸餾水，棕黃色固體粉末溶解并形成綠色溶液，繼續(xù)加水，溶液變