高一化學的知識點歸納
高一新生要根據(jù)自己的條件，以及高中階段學科知識交叉多、綜合性強，以及考查的知識和思維觸點廣的特點，找尋一套行之有效的學習方法。下面小編給大家分享一些高一化學知識點，希望能夠幫助大家!
高一化學的知識點
一、氯氣的化學性質(zhì)
氯的原子結(jié)構示意圖為：，最外層有7個電子，故氯原子容易得到一個電子而達
到8電子飽和結(jié)構，因此Cl2突出表現(xiàn)的化學性質(zhì)是得電子的性質(zhì)，即表現(xiàn)強氧化性，如
Cl2能氧化：
①金屬(Na、Al、Fe、Cu等);
②非金屬(H2、P等);
③某些化合物(Br-、I-、SO2、Fe2+、SO32-等)。
(1)跟金屬反應
2Na+Cl2點然2NaCl(產(chǎn)生白煙);Cu+Cl2點然CuCl2(產(chǎn)生棕黃色的煙)
2Fe+3Cl2點然2FeCl3(產(chǎn)生棕色的煙，溶于水呈黃色)
(2)跟非金屬反應
H2+Cl2點燃或光照2HCl
點燃：發(fā)出蒼白火焰，瓶口有白霧;光照：會發(fā)生爆炸
2P+3Cl2點燃2PCl3(霧，Cl2不足);2P+5Cl2點燃2PCl5(煙，Cl2充足)
(3)與水反應：Cl2+H2O=HCl+HClO(HClO是一種不穩(wěn)定的弱酸，但具有強氧化性。)
【說明】a.氯水通常密封保存于棕色試劑瓶中(見光或受熱易分解的物質(zhì)均保存在棕色試劑
瓶中)。
b.Cl2能使?jié)駶櫟乃{色石蕊試紙先變紅，后褪為白色。
(4)與堿反應：Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O;
2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
漂粉精、漂白粉的漂白原理：Ca(ClO)2+2HCl=CaCl2+2HClO;
Ca(ClO)2+H2O+CO2=CaCO3↓+2HClO
(5)與某些還原性物質(zhì)的反應：
Cl2+2KI=2KCl+I2(用濕潤的淀粉KI試紙檢驗Cl2)
2FeCl2+Cl2=2FeCl3
Cl2+Na2SO3+H2O=Na2SO4+2HCl
二、氯氣的實驗室制法
1、反應原理：用強氧化性物質(zhì)(如MnO2、KMnO4等)和濃鹽酸反應。
4HCl(濃)+MnO2△MnCl2+2H2O+Cl2↑
2、實驗裝置：根據(jù)反應原理和氣體凈化、收集、尾氣處理等實驗步驟及常見儀器的性能，制備干燥、純凈的Cl2。
高一化學的知識點歸納
一、化學實驗安全
1、(1)做有毒氣體的實驗時，應在通風廚中進行，并注意對尾氣進行適當處
理(吸收或點燃等)。進行易燃易爆氣體的實驗時應注意驗純，尾氣應燃燒掉或作適當處理。
(2)燙傷宜找醫(yī)生處理。
(3)濃酸撒在實驗臺上，先用Na2CO3(或NaHCO3)中和，后用水沖擦干凈。濃酸沾在皮膚上，宜先用干抹布拭去，再用水沖凈。濃酸濺在眼中應先用稀NaHCO3溶液淋洗，然后請醫(yī)生處理。
(4)濃堿撒在實驗臺上，先用稀醋酸中和，然后用水沖擦干凈。濃堿沾在皮膚上，宜先用大量水沖洗，再涂上硼酸溶液。濃堿濺在眼中，用水洗凈后再用硼酸溶液淋洗。
(5)鈉、磷等失火宜用沙土撲蓋。
(6)酒精及其他易燃有機物小面積失火，應迅速用濕抹布撲蓋。
二、混合物的分離和提純
分離和提純的方法
過濾用于固液混合的分離一貼、二低、三靠如粗鹽的提純
蒸餾提純或分離沸點不同的液體混合物防止液體暴沸，溫度計水銀球的位置，如石油的蒸餾中冷凝管中水的流向如石油的蒸餾
萃取利用溶質(zhì)在互不相溶的溶劑里的溶解度不同，用一種溶劑把溶質(zhì)從它與另一種溶劑所組成的溶液中提取出來的方法選擇的萃取劑應符合下列要求：和原溶液中的溶劑互不相溶;對溶質(zhì)的溶解度要遠大于原溶劑用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘
分液分離互不相溶的液體打開上端活塞或使活塞上的凹槽與漏斗上的水孔，使漏斗內(nèi)外空氣相通。打開活塞，使下層液體慢慢流出，及時關閉活塞，上層液體由上端倒出如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液
蒸發(fā)和結(jié)晶用來分離和提純幾種可溶性固體的混合物加熱蒸發(fā)皿使溶液蒸發(fā)時，要用玻璃棒不斷攪動溶液;當蒸發(fā)皿中出現(xiàn)較多的固體時，即停止加熱分離NaCl和KNO3混合物
三、離子檢驗
離子所加試劑現(xiàn)象離子方程式
Cl-AgNO3、稀HNO3產(chǎn)生白色沉淀Cl-+Ag+=AgCl↓
SO42-稀HCl、BaCl2白色沉淀SO42-+Ba2+=BaSO4↓
四、除雜
注意事項：為了使雜質(zhì)除盡，加入的試劑不能是“適量”，而應是“過量”;但過量的試劑必須在后續(xù)操作中便于除去。
五、物質(zhì)的量的單位――摩爾
物質(zhì)的量(n)是表示含有一定數(shù)目粒子的集體的物理量。
2.摩爾(mol):把含有6.02×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。
3.阿伏加德羅常數(shù)：把6.02X1023mol-1叫作阿伏加德羅常數(shù)。
4.物質(zhì)的量=物質(zhì)所含微粒數(shù)目/阿伏加德羅常數(shù)n=N/NA
5.摩爾質(zhì)量(M)(1)定義：單位物質(zhì)的量的物質(zhì)所具有的質(zhì)量叫摩爾質(zhì)量.(2)單位：g/mol或g..mol-1(3)數(shù)值：等于該粒子的相對原子質(zhì)量或相對分子質(zhì)量.
6.物質(zhì)的量=物質(zhì)的質(zhì)量/摩爾質(zhì)量(n=m/M)
六、氣體摩爾體積
氣體摩爾體積(Vm)(1)定義：單位物質(zhì)的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積.(2)單位：L/mol
2.物質(zhì)的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm
3.標準狀況下,Vm=22.4L/mol
高一化學的知識點匯總
1、元素周期表的編排原則：
①按照原子序數(shù)遞增的順序從左到右排列;
②將電子層數(shù)相同的元素排成一個橫行——周期;
③把最外層電子數(shù)相同的元素按電子層數(shù)遞增的順序從上到下排成縱行——族
2、如何精確表示元素在周期表中的位置：
周期序數(shù)=電子層數(shù);主族序數(shù)=最外層電子數(shù)
口訣：三短三長一不全;七主七副零八族
熟記：三個短周期，第一和第七主族和零族的元素符號和名稱
3、元素金屬性和非金屬性判斷依據(jù)：
①元素金屬性強弱的判斷依據(jù)：
單質(zhì)跟水或酸起反應置換出氫的難易;
元素價氧化物的水化物——氫氧化物的堿性強弱;置換反應。
②元素非金屬性強弱的判斷依據(jù)：
單質(zhì)與氫氣生成氣態(tài)氫化物的難易及氣態(tài)氫化物的穩(wěn)定性;
價氧化物對應的水化物的酸性強弱;置換反應。
4、核素：具有一定數(shù)目的質(zhì)子和一定數(shù)目的中子的一種原子。
①質(zhì)量數(shù)==質(zhì)子數(shù)+中子數(shù)：A==Z+N
②同位素：質(zhì)子數(shù)相同而中子數(shù)不同的同一元素的不同原子，互稱同位素。(同一元素的各種同位素物理性質(zhì)不同，化學性質(zhì)相同)
元素周期律
1、影響原子半徑大小的因素：①電子層數(shù)：電子層數(shù)越多，原子半徑越大(最主要因素)
②核電荷數(shù)：核電荷數(shù)增多，吸引力增大，使原子半徑有減小的趨向(次要因素)
③核外電子數(shù)：電子數(shù)增多，增加了相互排斥，使原子半徑有增大的傾向
2、元素的化合價與最外層電子數(shù)的關系：正價等于最外層電子數(shù)(氟氧元素無正價)
負化合價數(shù)=8—最外層電子數(shù)(金屬元素無負化合價)
3、同主族、同周期元素的結(jié)構、性質(zhì)遞變規(guī)律：
同主族：從上到下，隨電子層數(shù)的遞增，原子半徑增大，核對外層電子吸引能力減弱，失電子能力增強，還原性(金屬性)逐漸增強，其離子的氧化性減弱。
同周期：左→右，核電荷數(shù)——→逐漸增多，最外層電子數(shù)——→逐漸增多
原子半徑——→逐漸減小，得電子能力——→逐漸增強，失電子能力——→逐漸減弱
氧化性——→逐漸增強，還原性——→逐漸減弱，氣態(tài)氫化物穩(wěn)定性——→逐漸增強
價氧化物對應水化物酸性——→逐漸增強，堿性——→逐漸減弱
化學鍵
含有離子鍵的化合物就是離子化合物;只含有共價鍵的化合物才是共價化合物。
用電子式表示出下列物質(zhì)：
CO2、N2、H2S、CH4、Ca(OH)2、Na2O2、H2O2等如：NaOH中含極性共價鍵與離子鍵，NH4Cl中含極性共價鍵與離子鍵，Na2O2中含非極性共價鍵與離子鍵，H2O2中含極性和非極性共價鍵
高一化學的知識點總結(jié)
一、物質(zhì)的分類
金屬：Na、Mg、Al
單質(zhì)
非金屬：S、O、N
酸性氧化物：SO3、SO2、P2O5等
氧化物堿性氧化物：Na2O、CaO、Fe2O3
氧化物：Al2O3等
純鹽氧化物：CO、NO等
凈含氧酸：HNO3、H2SO4等
物按酸根分
無氧酸：HCl
強酸：HNO3、H2SO4、HCl
酸按強弱分
弱酸：H2CO3、HClO、CH3COOH
化一元酸：HCl、HNO3
合按電離出的H+數(shù)分二元酸：H2SO4、H2SO3
物多元酸：H3PO4
強堿：NaOH、Ba(OH)2
物按強弱分
質(zhì)弱堿：NH3?H2O、Fe(OH)3
堿
一元堿：NaOH、
按電離出的HO-數(shù)分二元堿：Ba(OH)2
多元堿：Fe(OH)3
正鹽：Na2CO3
鹽酸式鹽：NaHCO3
堿式鹽：Cu2(OH)2CO3
溶液：NaCl溶液、稀H2SO4等
混懸濁液：泥水混合物等
合乳濁液：油水混合物
物膠體：Fe(OH)3膠體、淀粉溶液、煙、霧、有色玻璃等
二、分散系相關概念
1.分散系：一種物質(zhì)(或幾種物質(zhì))以粒子形式分散到另一種物質(zhì)里所形成的混合物，統(tǒng)稱為分散系。
2.分散質(zhì)：分散系中分散成粒子的物質(zhì)。
3.分散劑：分散質(zhì)分散在其中的物質(zhì)。
4、分散系的分類：當分散劑是水或其他液體時，如果按照分散質(zhì)粒子的大小來分類，可以把分散系分為：溶液、膠體和濁液。分散質(zhì)粒子直徑小于1nm的分散系叫溶液，在1nm-100nm之間的分散系稱為膠體，而分散質(zhì)粒子直徑大于100nm的分散系叫做濁液。
下面比較幾種分散系的不同：
分散系溶液膠體濁液
分散質(zhì)的直徑<1nm(粒子直徑小于10-9m)1nm-100nm(粒子直徑在10-9~10-7m)>100nm(粒子直徑大于10-7m)
分散質(zhì)粒子單個小分子或離子許多小分子集合體或高分子巨大數(shù)目的分子集合體
三、膠體
1、膠體的定義：分散質(zhì)粒子直徑大小在10-9~10-7m之間的分散系。
2、膠體的分類：
①.根據(jù)分散質(zhì)微粒組成的狀況分類：
如：膠體膠粒是由許多等小分子聚集一起形成的微粒，其直徑在1nm～100nm之間，這樣的膠體叫粒子膠體。又如：淀粉屬高分子化合物，其單個分子的直徑在1nm～100nm范圍之內(nèi)，這樣的膠體叫分子膠體。
②.根據(jù)分散劑的狀態(tài)劃分：
如：煙、云、霧等的分散劑為氣體，這樣的膠體叫做氣溶膠;AgI溶膠、溶膠、溶膠，其分散劑為水，分散劑為液體的膠體叫做液溶膠;有色玻璃、煙水晶均以固體為分散劑，這樣的膠體叫做固溶膠。
3、膠體的制備
A.物理方法
①機械法：利用機械磨碎法將固體顆粒直接磨成膠粒的大小
②溶解法：利用高分子化合物分散在合適的溶劑中形成膠體，如蛋白質(zhì)溶于水，淀粉溶于水、聚乙烯熔于某有機溶劑等。
B.化學方法
①水解促進法：FeCl3+3H2O(沸)=(膠體)+3HCl
②復分解反應法：KI+AgNO3=AgI(膠體)+KNO3Na2SiO3+2HCl=H2S增大膠粒之間的碰撞機會。如蛋思考：若上述兩種反應物的量均為大量，則可觀察到什么現(xiàn)象?如何表達對應的兩個反應方程式?提示：KI+AgNO3=AgI↓+KNO3(黃色↓)Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓+2NaCl(白色↓)
4、膠體的性質(zhì)：
①丁達爾效應——丁達爾效應是粒子對光散射作用的結(jié)果，是一種物理現(xiàn)象。丁達爾現(xiàn)象產(chǎn)生的原因，是因為膠體微粒直徑大小恰當，當光照射膠粒上時，膠粒將光從各個方面全部反射，膠粒即成一小光源(這一現(xiàn)象叫光的散射)，故可明顯地看到由無數(shù)小光源形成的光亮“通路”。當光照在比較大或小的顆粒或微粒上則無此現(xiàn)象，只發(fā)生反射或?qū)⒐馊课盏默F(xiàn)象，而以溶液和濁液無丁達爾現(xiàn)象，所以丁達爾效應常用于鑒別膠體和其他分散系。
②布朗運動——在膠體中，由于膠粒在各個方向所受的力不能相互平衡而產(chǎn)生的無規(guī)則的運動，稱為布朗運動。是膠體穩(wěn)定的原因之一。
③電泳——在外加電場的作用下，膠體的微粒在分散劑里向陰極(或陽極)作定向移動的現(xiàn)象。膠體具有穩(wěn)定性的重要原因是同一種膠粒帶有同種電荷，相互排斥，另外，膠粒在分散力作用下作不停的無規(guī)則運動，使其受重力的影響有較大減弱，兩者都使其不易聚集，從而使膠體較穩(wěn)定。
說明：A、電泳現(xiàn)象表明膠粒帶電荷，但膠體都是電中性的。膠粒帶電的原因：膠體中單個膠粒的體積小，因而膠體中膠粒的表面積大，因而具備吸附能力。有的膠體中的膠粒吸附溶液中的陽離子而帶正電;有的則吸附陰離子而帶負電膠體的提純，可采用滲析法來提純膠體。使分子或離子通過半透膜從膠體里分離出去的操作方法叫滲析法。其原理是膠體粒子不能透過半透膜，而分子和離子可以透過半透膜。但膠體粒子可以透過濾紙，故不能用濾紙?zhí)峒兡z體。
B、在此要熟悉常見膠體的膠粒所帶電性，便于判斷和分析一些實際問題。
帶正電的膠粒膠體：金屬氫氧化物如、膠體、金屬氧化物。
帶負電的膠粒膠體：非金屬氧化物、金屬硫化物As2S3膠體、硅酸膠體、土壤膠體
特殊：AgI膠粒隨著AgNO3和KI相對量不同，而可帶正電或負電。若KI過量，則AgI膠粒吸附較多I-而帶負電;若AgNO3過量，則因吸附較多Ag+而帶正電。當然，膠體中膠粒帶電的電荷種類可能與其他因素有關。
C、同種膠體的膠粒帶相同的電荷。
D、固溶膠不發(fā)生電泳現(xiàn)象。凡是膠粒帶電荷的液溶膠，通常都可發(fā)生電泳現(xiàn)象。氣溶膠在高壓電的條件也能發(fā)生電泳現(xiàn)象。
膠體根據(jù)分散質(zhì)微粒組成可分為粒子膠體(如膠體，AgI膠體等)和分子膠體[如淀粉溶液，蛋白質(zhì)溶液(習慣仍稱其溶液，其實分散質(zhì)微粒直徑已達膠體范圍)，只有粒子膠體的膠粒帶電荷，故可產(chǎn)生電泳現(xiàn)象。整個膠體仍呈電中性，所以在外電場作用下作定向移動的是膠粒而非膠體。
④聚沉——膠體分散系中，分散系微粒相互聚集而下沉的現(xiàn)象稱為膠體的聚沉。能促使溶膠聚沉的外因有加電解質(zhì)(酸、堿及鹽)、加熱、溶膠濃度增大、加膠粒帶相反電荷的膠體等。有時膠體在凝聚時，會連同分散劑一道凝結(jié)成凍狀物質(zhì)，這種凍狀物質(zhì)叫凝膠。
膠體穩(wěn)定存在的原因：(1)膠粒小，可被溶劑分子沖擊不停地運動，不易下沉或上浮(2)膠粒帶同性電荷，同性排斥，不易聚大，因而不下沉或上浮
膠體凝聚的方法：
(1)加入電解質(zhì)：電解質(zhì)電離出的陰、陽離子與膠粒所帶的電荷發(fā)生電性中和，使膠粒間的排斥力下降，膠粒相互結(jié)合，導致顆粒直徑>10-7m，從而沉降。
能力：離子電荷數(shù)，離子半徑
陽離子使帶負電荷膠粒的膠體凝聚的能力順序為：Al3+>Fe3+>H+>Mg2+>Na+
陰離子使帶正電荷膠粒的膠體凝聚的能力順序為：SO42->NO3->Cl-
(2)加入帶異性電荷膠粒的膠體：(3)加熱、光照或射線等：加熱可加快膠粒運動速率，增大膠粒之間的碰撞機會。如蛋白質(zhì)溶液加熱，較長時間光照都可使其凝聚甚至變性。
5、膠體的應用
膠體的知識在生活、生產(chǎn)和科研等方面有著重要用途，如常見的有：
①鹽鹵點豆腐：將鹽鹵()或石膏()溶液加入豆?jié){中，使豆腐中的蛋白質(zhì)和水等物質(zhì)一起凝聚形成凝膠。
②肥皂的制取分離③明礬、溶液凈水④FeCl3溶液用于傷口止血⑤江河入海口形成的沙洲⑥水泥硬化⑦冶金廠大量煙塵用高壓電除去⑧土壤膠體中離子的吸附和交換過程，保肥作用
⑨硅膠的制備：含水4%的叫硅膠
⑩用同一鋼筆灌不同牌號墨水易發(fā)生堵塞
四、離子反應
1、電離(ionization)
電離：電解質(zhì)溶于水或受熱熔化時解離成自由離子的過程。
酸、堿、鹽的水溶液可以導電，說明他們可以電離出自由移動的離子。不僅如此，酸、堿、鹽等在熔融狀態(tài)下也能電離而導電，于是我們依據(jù)這個性質(zhì)把能夠在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導電的化合物統(tǒng)稱為電解質(zhì)。
2、電離方程式
H2SO4=2H++SO42-HCl=H++Cl-HNO3=H++NO3-
硫酸在水中電離生成了兩個氫離子和一個硫酸根離子。鹽酸，電離出一個氫離子和一個氯離子。硝酸則電離出一個氫離子和一個硝酸根離子。電離時生成的陽離子全部都是氫離子的化合物我們就稱之為酸。從電離的角度，我們可以對酸的本質(zhì)有一個新的認識。那堿還有鹽又應怎么來定義呢?
電離時生成的陰離子全部都是氫氧根離子的化合物叫做堿。
電離時生成的金屬陽離子(或NH4+)和酸根陰離子的化合物叫做鹽。
書寫下列物質(zhì)的電離方程式：KCl、NaHSO4、NaHCO3
KCl==K++Cl―NaHSO4==Na++H++SO42―NaHCO3==Na++HCO3―
這里大家要特別注意，碳酸是一種弱酸，弱酸的酸式鹽如碳酸氫鈉在水溶液中主要是電離出鈉離子還有碳酸氫根離子;而硫酸是強酸，其酸式鹽就在水中則完全電離出鈉離子，氫離子還有硫酸根離子。
〔小結(jié)〕注意：1、HCO3-、OH-、SO42-等原子團不能拆開
2、HSO4―在水溶液中拆開寫，在熔融狀態(tài)下不拆開寫。
3、電解質(zhì)與非電解質(zhì)
①電解質(zhì)：在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔铮缢?、堿、鹽等。
②非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不導電的化合物，如蔗糖、酒精等。
小結(jié)
(1)、能夠?qū)щ姷奈镔|(zhì)不一定全是電解質(zhì)。
(2)、電解質(zhì)必須在水溶液里或熔化狀態(tài)下才能有自由移動的離子。
(3)、電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物，單質(zhì)既不是電解也不是非電解質(zhì)。
(4)、溶于水或熔化狀態(tài);注意：“或”字
(5)、溶于水和熔化狀態(tài)兩各條件只需滿足其中之一，溶于水不是指和水反應;
(6)、化合物，電解質(zhì)和非電解質(zhì)，對于不是化合物的物質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。
4、電解質(zhì)與電解質(zhì)溶液的區(qū)別：
電解質(zhì)是純凈物，電解質(zhì)溶液是混合物。無論電解質(zhì)還是非電解質(zhì)的導電都是指本身，而不是說只要在水溶液或者是熔化能導電就是電解質(zhì)。5、強電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。
6、弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。
強、弱電解質(zhì)對比
強電解質(zhì)弱電解質(zhì)
物質(zhì)結(jié)構離子化合物，某些共價化合物某些共價化合物
電離程度完全部分
溶液時微粒水合離子分子、水合離子
導電性強弱
物質(zhì)類別實例大多數(shù)鹽類、強酸、強堿弱酸、弱堿、水
8、離子方程式的書寫?第一步：寫(基礎)寫出正確的化學方程式
第二步：拆(關鍵)把易溶、易電離的物質(zhì)拆成離子形式(難溶、難電離的以及氣體等仍用化學式表示)第三步：刪(途徑)
刪去兩邊不參加反應的離子第四步：查(保證)檢查(質(zhì)量守恒、電荷守恒)
※離子方程式的書寫注意事項:
1.非電解質(zhì)、弱電解質(zhì)、難溶于水的物質(zhì)，氣體在反應物、生成物中出現(xiàn)，均寫成化學式或分式。2.固體間的反應，即使是電解質(zhì)，也寫成化學式或分子式。
3.氧化物在反應物中、生成物中均寫成化學式或分子式。4.濃H2SO4作為反應物和固體反應時，濃H2SO4寫成化學式.5金屬、非金屬單質(zhì)，無論在反應物、生成物中均寫成化學式。微溶物作為反應物時,處于澄清溶液中時寫成離子形式;處于濁液或固體時寫成化學式。
高一化學的知識點梳理
1、在任何的化學反應中總伴有能量的變化.
原因:當物質(zhì)發(fā)生化學反應時,斷開反應物中的化學鍵要吸收能量,而形成生成物中的化學鍵要放出能量.化學鍵的斷裂和形成是化學反應中能量變化的主要原因.一個確定的化學反應在發(fā)生過程中是吸收能量還是放出能量,決定于反應物的總能量與生成物的總能量的相對大小.E反應物總能量>E生成物總能量,為放熱反應.E反應物總能量
2、常見的放熱反應和吸熱反應
常見的放熱反應:①所有的燃燒與緩慢氧化.②酸堿中和反應.③金屬與酸反應制取氫氣.
④大多數(shù)化合反應(特殊:C+CO22CO是吸熱反應).
常見的吸熱反應:①以C、H2、CO為還原劑的氧化還原反應如:C(s)+H2O(g)CO(g)+H2(g).
②銨鹽和堿的反應如Ba(OH)28H2O+NH4Cl=BaCl2+2NH3↑+10H2O
③大多數(shù)分解反應如KClO3、KMnO4、CaCO3的分解等.
3、能源的分類:
形成條件\x09利用歷史\x09性質(zhì)
一次能源
常規(guī)能源\x09可再生資源\x09水能、風能、生物質(zhì)能
不可再生資源\x09煤、石油、天然氣等化石能源
新能源\x09可再生資源\x09太陽能、風能、地熱能、潮汐能、氫能、沼氣
不可再生資源\x09核能
二次能源\x09(一次能源經(jīng)過加工、轉(zhuǎn)化得到的能源稱為二次能源)
電能(水電、火電、核電)、蒸汽、工業(yè)余熱、酒精、汽油、焦炭等
[思考]一般說來,大多數(shù)化合反應是放熱反應,大多數(shù)分解反應是吸熱反應,放熱反應都不需要加熱,吸熱反應都需要加熱,這種說法對嗎?試舉例說明.
點拔:這種說法不對.如C+O2=CO2的反應是放熱反應,但需要加熱,只是反應開始后不再需要加熱,反應放出的熱量可以使反應繼續(xù)下去.Ba(OH)28H2O與NH4Cl的反應是吸熱反應,但反應并不需要加熱.
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