最新高中化学必修一笔记整理精华版.docx
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最新高中化学必修一笔记整理精华版
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第1章认识化学学科
第1节认识化学科学
一、化学的含义和特征
1、化学的含义：
在原子、分子水平上研究物质的组成、结构、性质、变化、制备和应用的自然
科学。
2、特征：
认识分子和制造分子。
3、物质的变化分为两种：
物理变化和化学变化。
二、化学的形成和发展
1661年，英国，波义耳提出化学元素的概念，标志着近代化学诞生。
1771年，法国，拉瓦锡建立燃烧现象的氧化学说。
1803年，英国，道尔顿提出了原子学说。
1869年，俄国，门捷列夫发现元素周期表。
三、元素与物质的关系
1、元素的存在状态：
物质都是有元素组成的，元素在物质中以游离态和化合态两种形式存在，
在这两种状态下，分别形成单质和化合物。
2、研究物质的顺序：
金属非金属→氢化物
↓↓
金属氧化物非金属氧化物
↓↓
碱含氧酸
↓↓
盐盐
3、氧化物的酸碱性：
1
-2-
第1章认识化学学科
第2节研究物质性质的方法和程序
一、研究物质的基本方法：
观察、实验、分类、比较等方法。
（一）Na的性质
3
1、物理性质：
钠是一种银白色金属，熔点为97.8℃，沸点为882.9℃，密度为0.97g/cm
。
+（稳定结构），还原性极强。
2、化学性质：
容易失去一个电子，形成Na
点燃点燃
（1）与非金属反应：
①4Na+O2====2Na2O②2Na+O2====Na2O2③2Na+Cl2====2NaCl
点燃
④2Na+S====Na2S
（2）与水反应：
2Na+2H2O====2NaOH+H2↑现象：
浮：
Na浮在水面上；熔：
融化成一个小球；
游：
四处游动；响：
发出咝咝响声；红：
试液变红。
（3）与酸反应：
2Na+2HCl====2NaCl+H2↑
（4）与盐反应：
①2Na+2H2O+CuSO4====Cu（OH）2↓+Na2SO4+H2↑
②6Na+6H2O+2FeCl3====2Fe（OH）3↓+6NaCl+3H2↑
③4Na+TiCl4（熔融状）高温Ti+4NaCl
（5）Na在空气中的一系列变化：
Na
O
2
Na2O
H2ONaOHCOHO
2,Na2CO3·10H2O
2
风化
Na2CO3
4Na+O2====2Na2O→Na2O+H2O====2NaOH→
2NaOH+9H2O+CO2====Na2CO3·10H2O→Na2CO3·10H2O风化Na
2CO3+10H2O↑
3、Na的保存：
钠通常保存在煤油或石蜡油中。
4、Na的用途：
钠和钾的合金可用作原子反应堆的导热剂；高压钠灯；金属冶炼。
（二）Na2O的性质
1、物理性质：
白色固体，不可燃。
2、化学性质：
（1）与水反应：
Na2O+H2O====2NaOH
（2）与酸反应：
Na2O+2HCl====2NaCl+H2O
（3）与非金属反应：
Na2O+CO2====Na2CO3
3、Na2O的用途：
制NaOH，Na2CO3
（三）Na2O2的性质
1、物理性质：
淡黄色固体。
2、化学性质：
（1）与水反应：
2Na2O2+2H2O====4NaOH+O2↑（放出大量的热）
（2）与非金属反应：
2Na2O2+2CO2====2Na2CO3+O2↑（放出大量的热）
（3）与酸反应：
2Na2O2+4HCl====4NaCl+2H2O+O2↑
3、Na2O2的用途：
作供氧剂、漂白剂、强氧化剂
【向NaOH溶液中通入CO2气体至过量】：
无明显现象，加热溶液后生成气体。
2NaOH+CO2====Na2CO3+H2O+O2↑→2NaHCO3加热Na2CO3+H2O+CO2↑
【向Ca（OH）2溶液中通入CO2气体至过量】：
先生成沉淀，后沉淀消失，加热溶液后生成沉淀和气
体。
Ca（OH）2+CO2====CaCO3↓+H2O→CaCO3+H2O+CO2===Ca（HCO3）2→
Ca（HCO3）2加热CaCO3↓+H2O+CO2↑
2
-3-
二、研究物质的基本程序：
观察物质外观→预测物质性质实验和观察→解释和结论
↓↑
进一步研究
发现特殊现象，提出新问题
（一）氯气的性质
1、物理性质：
黄绿色气体，有刺激性气味，有毒，能溶于水，易液化，密度大与空气。
2、化学性质：
（1）与金属反应：
①与钠反应：
2Na+Cl2点燃2NaCl剧烈燃烧，黄色火焰、生成白烟。
②与铁反应：
2Fe+3Cl2点燃2FeCl3剧烈燃烧，生成棕褐色/红褐色烟。
③与铜反应：
Cu+Cl2点燃CuCl2剧烈燃烧，生成棕黄色烟。
规律：
变价金属与Cl2反应一般生成高价金属的氧化物。
（2）与非金属反应：
①氢气在氯气中燃烧：
H2+Cl2点燃2HCl苍白色火焰，瓶口内壁出现白雾。
②氢气与氯气混合光照：
H2+Cl2光照2HCl发生爆炸。
（3）与水反应：
Cl2+H2O===HCl+HClO
分子：
Cl
2
H2O,HClO
（弱酸
）
氯水呈黄绿色氯水有漂白性新制氯水中的微粒
离子：
H,Cl,ClO,（OH）
呈酸性生成AgCl
沉淀
（4）与碱反应：
①2Cl2+2Ca（OH）2====CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O
2Cl2+2H2O====2HCL+2HClO
2HCl+Ca（OH）2====CaCl2+2H2O
2HClO+Ca（OH）2====Ca（ClO）2+2H2O
②Cl2+2NaOH====NaCl+NaClO+H2O
Cl2+H2O====HCl+HClO
HCl+NaOH====NaCl+H2O
HClO+NaOH====NaClO+H2O
（5）与盐反应：
Cl2+2KI====2KCl+I2
Cl2+2NaBr====NaCl+Br2
3、氯气的用途：
用来制造盐酸、有机溶解剂和杀菌消毒剂。
（二）HClO的性质
1、不稳定性：
2HClO光照2HCl+O
2↑
2、强氧化性：
漂白粉和消毒剂的主要成分：
Ca（ClO）2+H2O+CO2====CaCO3↓+2HClO
Ca（ClO）2+2HCl====CaCl2+2HClO
2NaClO+H2O+CO2====Na2CO3+2HClO
【制漂白剂：
2Cl2+2Ca（OH）2====CaCl2+Ca（ClO）2+2H2O】
3、弱酸性：
HClO的酸性比H2CO3还弱。
【工业上电解NaCl溶液制取Cl2、NaOH、H2：
2NaCl+2H2O通电2NaOH+H2↑+Cl2↑】
【实验室制氯气：
MnO2+4HCl（浓）加热MnCl
2+Cl2↑+2H2O】
3
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第1章认识化学学科
第3节化学中常用的物理量——物质的量
一、物质的量（n）
1、定义：
它是一个描述宏观物质中所含有的微粒数目的多少的一个物理量。
2、单位：
摩尔，简称摩，符号是mol。
3、阿伏伽德罗常数（NA）：
0.012kg
C所含的碳原子数目叫做阿伏伽德罗常数。
12
1mol任何微粒所含的微粒数均为N
A个。
NA=6.02×10
23mol-1
4、公式：
n=
N
N
A
N:
微粒数。
二、摩尔质量（M）
1、定义：
单位物质的量的物质所具有的质量叫做摩尔质量。
1mol的任何物质的质量，以g为单位时，它在数值上等于该物质的相对原子/分子质量。
-1（g/mol）或kg·mol-1（kg/mol）。
2、单位：
g·mol
m
3、公式：
n=M
三、摩尔体积（Vm）
1、定义：
一定温度和压强下，单位物质的量的气体所占的体积叫做气体的摩尔体积。
-1（L/mol）或m3·mol-1（m3/mol）
2、单位：
L·mol
3、标准状况下，气体摩尔体积约为22.4L·mol-1。
（标准状况：
指温度为0℃、压强为101kPa的
状况，简称STP。
）
V
4、公式：
n=
V
m
5、书写规律：
①在相同条件下，1mol气体所占的体积比1mol固体或液体所占的体积大得多。
②在相同条件下，1mol固体或液体的体积不同，而1mol气体的体积却几乎完全相同。
③在相同条件下，决定物质的体积的微观因素：
气体体积大小1、粒子数目固、液体体积大小
的主要因素2、粒子（半径）大小的主要因素
3、粒子间的平均距离
【阿伏伽德罗定律：
在同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同数目的分子。
】
pV=nRT
热力学温度
气体常数
四、物质的量浓度（c
B）
1、定义：
单位体积溶液中所含溶质的物质的量。
-1（mol/L）或mol·m-3（mol/m-3）。
2、单位：
mol·L
3、公式：
n
B=c
B×V
4、一定物质的量浓度溶液的配置：
4
-5-
（1）主要仪器：
容量瓶、烧杯、胶头滴管、玻璃棒、托盘天平（砝码）、药匙、量筒。
容量瓶：
①常用于配置一定体积的、浓度准确的溶液。
②规格：
100mL、250mL、500mL、1000mL
瓶上通常标注有温度、容量、刻度线。
（2）配置步骤：
①计算②称量（量取）
③溶解（冷却至室温20℃）④转移
⑤洗涤：
2-3次。
⑥摇匀
⑦定容：
加水至刻度线下1-2cm处，在用胶头滴管加水至刻度线。
⑧摇匀⑨装瓶贴标签
五、化学中的一些定量关系
1、化学方程式中的定量关系
H2+Cl2====2HCl
1:
1:
2（分子数之比）
2g:
71g:
73g（质量之比）
1mol:
1mol:
2mol（物质的量之比）
1:
1:
2（体积之比）
1mol:
22.4L:
44.8L（标况下，物质的量与气体体积关系）
22.4L:
71g:
2mol（标况下，物质的量与气体体积、质量的关系）
2、物质的量与各种物理量之间的关系
÷气体密度ρ（g/L）
物质的质量气体的体积
m（g）L（STP）
×气体密度ρ（g/L）
×M
÷M÷Vm
×Vm
物质的微粒数
÷NA
×NA
物质的量
n（mol）
×NA
÷NA
气体物质的
分子数
溶质的质量
m（g）
÷M
×M
溶质的物质
的量n（mol）
×NA
÷NA
溶质的微粒数
÷溶液体积V（L）×溶液体积V（L）
物质的量浓度cB
M
×1000
M
÷1000
溶质质量分数
5
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第2章元素与物质世界
第1节元素与物质的分类
一、元素在自然界中的存在状态
1、游离态：
元素以单质形式存在的状态。
2、化合态：
元素以化合物形式存在的状态。
二、研究物质的顺序
金属→金属氧化物→碱→盐
非金属→非金属氧化物→含氧酸→盐
氢化物
三、物质的分类
单质
金属单质
非金属单质
有机化合物
酸性氧化物
（
SO
2
SO
3
P
2
O
5
）
氧化物
碱性氧化物
两性氧化物
（Na
（AlO
2
O,CaO,
2
）
3
Fe
O
2
3
）
不成盐氧化物（CONO）
，
一元酸
（HCl,HNO
）
3
按电离出的氢原子数二元酸
（H
SO,
24
H
2
SO
3
）
三元酸
（H
PO
3
4
）
酸按是否含氧元素
无氧酸
含氧酸
（HCL）
（H
SO
2
）4
纯净物
按照在水里是否完全电离
强酸
弱酸
（H
（H
Cl,HNO,H
3
CO,HClO
23
SO,
HClO
）
24
H
SO
23
4
HClO
）
3
化合物
无机化合物
物质一元碱（NaOH）
按电离出的氢氧根离子数目二元碱[Ba（OH）]
2
碱[Fe（OH
三元碱
）]
3
按照在水里是否完全电离
强碱
弱碱
（K
、
（NH
Na
·H
3
、
Ca
）
O
2
、Ba碱）
按酸根离子分：
碳酸盐，硫酸盐，氯化物等
盐按阳离子分：
铜盐、铁盐、铵盐等
正盐
（Na
CO
2
2
）
根据酸与碱是否完全被中和酸式盐
（NaHCO,NaHSO
3
）
4
碱式盐
[Cu（OH
2
）
2
CO
3
]
溶液
混合物浊液
悬浊液
乳浊液
（
泥水混合物
（油水混合物
）
）
胶体[Fe（OH）]
胶体，淀粉溶液，烟雾，有色玻璃
3
6
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四、物质的分散体系
1、定义：
一种或几种物质（称为分散质）分散到另一种物质（成为分散剂）中形成分散系。
2、分类：
浊液（悬浊液或乳浊液）——粒子直径大于
-7
10
m
97
分散系胶体——粒子直径在10~10m
溶液——粒子直径小于
10
9
m
3、胶体的性质
（1）丁达尔效应（现象）：
可见光束通过胶体时，在入射光侧面可观察到明亮的光区。
此性质可用于胶体与溶液的区别。
（2）聚沉：
胶体形成沉淀析出的现象。
加盐、加热和搅拌均能引起胶体的聚沉。
（3）电泳：
在通电情况下，胶体微粒向直流电源的某一极移动，这种现象称为电泳。
（4）渗析：
利用半透膜分离胶体中的杂质分子或离子，提纯、精制胶体的操作称为渗析。
4、胶体的制备：
FeCl3+3H2O加热Fe（OH）
3+3H2O
将饱和的FeCl3溶液滴加到沸水中，加热至呈红褐色。
5、胶体的应用：
（1）农业生产：
土壤的保肥作用
（2）医疗卫生：
血液透析、血清纸上电泳、利用电泳分离蛋白质
（3）日常生活：
制豆腐原理（胶体的聚沉）和豆浆、牛奶、明矾净水，都跟胶体有关。
7
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第2章元素与物质世界
第2节电解质
一、电解质及其电离
1、电解质：
在溶液中或熔融状态下能够导电的化合物。
非电解质：
在溶液中或熔融状态下不能够导电的化合物。
2、电解质的电离：
电解质溶于水或受热熔化时，离解成能够自由移动的离子的过程称为电离。
3、强电解质与弱电解质：
强酸
强电解质（在水溶液中能完全电离）
强碱
绝大多数盐
电解质
化合物
弱酸
弱电解质（在水溶液中不能完全电）
离弱碱
极少数盐
非电解质
4、电离方程式：
HCl====H
+
+Cl
+NaOH====Na++OH-
NaCl====Na++Cl-NaHSO4====Na++H++SO42-
++HCO3-HCO3-H++CO32-
H2CO3H
-++
CH3COOHCH3COO
+HNH3·H2ONH4+OH
-
H2OH
++OH-
二、电解质在水溶液中的反映
1、离子反应：
溶液中有离子参加的反应称为离子反应。
2、离子方程式：
（1）离子方程式：
用实际参加反应的离子来表示反应的式子。
（2）离子反应发生的条件：
复分解式的离子反应只要满足下列3个条件之一则发生反应：
①生成了难溶物
②生成了难电离物质
③生成了气体
（3）书写时的注意事项：
①两守恒：
a、电荷守恒b、质量守恒
②书写时用分子式表示：
a、难溶物质
b、难电离物质（包括弱酸、弱碱、水，如CH3COOH,NH3·H2O）
c、气体
d、单质
e、氧化物
f、Ca（OH）2：
在反应中写离子式；在生成物中写化学式；
澄清石灰水时写离子式；石灰乳或消石灰石写化学式。
g、浓硫酸、浓磷酸、硝酸铅（CH3COO）2Pb
8
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第2章元素与物质世界
第3节氧化剂和还原剂
一、氧化还原反应
1、定义：
在化学反应过程中有电子转移的化学反应叫做氧化还原反应；
在化学反应过程中没有电子转移的化学反应叫做非氧化还原反应。
2、氧化还原反应的实质：
有电子转移（得失或偏移）。
3、特征（标志）：
反应前后元素的化合价有升降。
4、氧化反应及还原反应：
氧化剂（氧化性）——得电子——化合价降低——发生还原反应——还原产物
反↓↓↓↓↓生
应同时存在数目相等数目相等同时存在同时产生成
物↑↑↑↑↑物
还原剂（还原性）——失电子——化合价升高——发生氧化反应——氧化产物
5、氧化还原反应表示方法：
-
①双线桥法：
得e
，还原反应
氧化剂+还原剂氧化产物+还原产物
-，氧化反应失e
--
失2e，氧化反应失12e
，氧化反应
点燃MnO2
2Na+Cl2====2NaCl2KClO3======2KCl+3O2↑
加热
得e
-，还原反应得12e-，还原反应
-
②单线桥法：
e
氧化剂+还原剂氧化产物+还原产物
6、氧化还原反应与化合、分解、置换、复分解反应的关系：
分解反应化合反应
氧化还原反应
复分解反应
置换反应
二、氧化剂和还原剂
1、定义：
氧化剂：
在氧化还原反应中，所含的某种元素的化合价降低的反应物，称为氧化剂；
还原剂：
在氧化还原反应中，所含的某种元素的化合价升高的反应物，称为还原剂。
2、氧化性、还原性与化合价的关系：
元素处于高价态时，应具有氧化性；
元素处于最高价态时，只具有氧化性；
9
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元素处于低价态时，应具有还原性；
元素处于最低价态时，只具有还原性。
3+
常见的氧化剂：
O2,O3,Cl2,Br2,HNO3,浓H2SO4,HClO,H2O2,KMnO4,Fe
2+,S2-,I-常见的还原剂：
金属单质，C,CO,H2,KI,H2S,Fe
3、氧化性与还原性的比较
-①方程式法得e
强氧化剂+强还原剂====还原产物（弱还原性）+氧化产物（弱氧化性）
-
失e
氧化性：
氧化剂＞氧化产物；还原性：
还原剂＞还原产物
【特例：
CuSO4+H2S====CuS↓+H2SO4】
②反应条件：
是否加热
③活动性顺序：
氧化性减弱单质的还原性减弱
F,O,Cl,Br,I,SK,Ca,Na,Mg,Al,Zn,Fe,Sn,Pd,（H）,Cu,Hg,Ag,Pt,Ag
对应阴离子的还原性减弱对应阳离子的氧化性减弱
+
失去nH
+能力：
弱酸盐＞强酸盐】【得H
【拓展：
强酸+弱酸盐====强酸盐+弱酸】
【失H+能力：
强酸＞弱酸】
得到nH+
3、反应的先后顺序：
一种氧化剂与多种还原剂反应，还原性强的先反应；
一种还原剂与多种氧化剂反应，氧化性强的先反应。
三、铁及其化合物的氧化性或还原性
常见价态0价+2价+3价
元素FeFeFe
相关FeFeCl2浅绿色FeCl3红棕色
物质Fe（OH）2白色Fe（OH）3红褐色
FeO黑色Fe2O3红棕色
（一）Fe的性质
1、物理性质：
固体，纯铁具有银白色金属光泽，密度为7.8g/cm3,延展性良好。
2、化学性质：
（1）与弱氧化剂反应：
Fe+2H+====Fe2++H2↑
Fe+S加热FeS
Fe+2FeCl3====3FeCl2
Fe+Cu2+====Fe2++Cu
（2）与强氧化剂反应：
Fe（少量）+4HNO3====Fe（NO）3+NO↑+2H2O
3Fe（过量）+8HNO3====3Fe（NO3）2+2NO↑+4H2O
2Fe+6H2SO4（浓）加热Fe
2（SO4）3+3SO2↑+6H2O
2Fe+3Cl2点燃2FeCl
3
10
-11-
【Fe遇冷的浓硝酸、浓硫酸钝化，生成致密的氧化膜】
（3）与水反应：
3Fe+4H2O（g）高温Fe
3O4+4H2↑
（4）与氧气反应：
3Fe+2O2点燃Fe
3O4
（二）亚铁盐和铁盐的转化
2+
1、Fe
→Fe
3+
2++Cl2====2Fe3++2Cl-①2Fe
2+
②4Fe
+O2+4H
+3+
====4Fe+2H2O
③4Fe（OH）3+O2+H2O====4Fe（OH）3白色→灰绿色→红褐色
3+→Fe
2、Fe
2+
3++Fe====3Fe2+①2Fe
3++Cu====
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