高一化学必修一知识点总结归纳总复习提纲.doc

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高一化学必修一知识点总结归纳总复习提纲

第一章从实验学化学

一、常见物质的分离、提纯和鉴别

1．常用的物理方法——根据物质的物理性质上差异来分离。

混合物的物理分离方法

i、蒸发和结晶蒸发是将溶液浓缩、溶剂气化或溶质以晶体析出的方法。

可以用来分离和提纯可溶性固体和液体的混合物。

例如分离NaCl和水的混合溶液。

ii、蒸馏蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。

用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。

操作时要注意：

①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸。

②温度计水银球的位置应与支管底口下缘位于同一水平线上。

③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于l/3。

④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。

⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。

iii、分液和萃取分液是把两种互不相溶、密度也不相同的液体分离开的方法。

萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来的方法。

萃取剂的选择要求：

和原溶液中的溶剂互不相溶也不反应；对溶质的溶解度要远大于原溶剂。

在萃取过程中要注意：

①将要萃取的溶液和萃取剂依次从上口倒入分液漏斗，其量不能超过漏斗容积的2/3，塞好塞子进行振荡。

②振荡时右手捏住漏斗上口的颈部，并用食指根部压紧塞子，以左手握住旋塞，同时用手指控制活塞，将漏斗倒转过来用力振荡。

③然后将分液漏斗静置，待液体分层后进行分液，分液时下层液体从漏斗口放出，上层液体从上口倒出。

例如用四氯化碳萃取溴水里的溴。

iv、过滤过滤是除去溶液里混有不溶于溶剂的杂质的方法。

过滤时应注意：

①一贴：

将滤纸折叠好放入漏斗，加少量蒸馏水润湿，使滤纸紧贴漏斗内壁。

②二低：

滤纸边缘应略低于漏斗边缘，加入漏斗中液体的液面应略低于滤纸的边缘。

③三靠：

向漏斗中倾倒液体时，烧杯的夹嘴应与玻璃棒接触；玻璃棒的底端应和过滤器有三层滤纸处轻轻接触；漏斗颈的末端应与接受器的内壁相接触，例如用过滤法除去粗食盐中少量的泥沙。

2、化学方法分离和提纯物质

对物质的分离可一般先用化学方法对物质进行处理，然后再根据混合物的特点用恰当的分离方法（见化学基本操作）进行分离。

用化学方法分离和提纯物质时要注意：

①最好不引入新的杂质；

②不能损耗或减少被提纯物质的质量

③实验操作要简便，不能繁杂。

用化学方法除去溶液中的杂质时，要使被分离的物质或离子尽可能除净，需要加入过量的分离试剂，在多步分离过程中，后加的试剂应能够把前面所加入的无关物质或离子除去。

对于无机物溶液常用下列方法进行分离和提纯：

（1）生成沉淀法

（2）生成气体法（3）氧化还原法（4）正盐和与酸式盐相互转化法（5）利用物质的两性除去杂质（6）离子交换法

常见物质除杂方法

序号

原物

所含杂质

除杂质试剂

主要操作方法

灼热的铜丝网

用固体转化气体

CO2

NaOH溶液

洗气

CO2

灼热CuO

用固体转化气体

CI2

HCI

饱和的食盐水

洗气

Fe2O3

AI2O3

NaOH溶液

过滤

BaSO4

BaCO3

HCI或稀H2SO4

过滤

NaHCO3溶液

Na2CO3

CO2

加酸转化法

FeCI3溶液

FeCI2

CI2

加氧化剂转化法

FeCI2溶液

FeCI3

加还原剂转化法

I2晶体

NaCI

--------

加热升华

3、物质的鉴别

①常见气体的检验

常见气体

检验方法

氢气H2

纯净的H2在空气中燃烧呈淡蓝色火焰，混合空气点燃有爆鸣声，生成物只有水。

注意：

不是只有氢气才产生爆鸣声；可点燃的气体不一定是氢气

氧气O2

可使带火星的木条复燃

氯气Cl2

黄绿色，能使湿润的KI淀粉试纸变蓝

注意：

O3、NO2也能使湿润的碘化钾淀粉试纸变蓝

氯化氢HCl

无色刺激性气味。

在潮湿的空气中形成白雾，能使湿润的蓝色石蓝试纸变红；用蘸有浓氨水的玻璃棒靠近时冒白烟；将气体通入AgNO3溶液时有白色沉淀生成。

二氧化硫SO2

无色刺激性气味。

能使品红褪色，加热后又显红色；能使酸性高锰酸钾溶液褪色。

硫化氢HCl

无色、臭鸡蛋气味体。

能使Pb（NO3）2或CuSO4溶液产生黑色沉淀；

使湿润的醋酸铅试纸变黑。

氨气NH3

无色、刺激性气味，能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，用蘸有浓盐酸的玻璃棒靠近时能生成白烟。

二氧化碳CO2

能使澄清石灰水变浑浊；能使燃着的木条熄灭。

SO2气体也能使澄清的石灰水变混浊，N2等气体也能使燃着的木条熄灭。

②几种重要阳离子的检验

（l）H+（石蕊变红）

（2）Na+、K+（焰色反应）（3）Ba2+（SO42－）4）Mg2+（OH－）

（5）Al3+（OH－和盐酸或过量的NaOH溶液）（6）Ag+（Cl－）（7）NH4+（OH－反应并加热）。

（8）Fe2+能与OH－反应，先生成白色Fe（OH）2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe（OH）3沉淀。

（9）Fe3+（KSCN溶，溶液变血红色或者OH－，生成红褐色Fe（OH）3沉淀）

（10）Cu2+能与OH－反应生成蓝色Cu（OH）2沉淀。

③几种重要的阴离子的检验

（1）OH－（无色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示剂，变为红色、蓝色、黄色）

（2）Cl－、Br－、I－（Ag+）（3）SO42－（Ba2+）（4）CO32－（H+和澄清石灰水）

二、常见事故的处理

事故

处理方法

酒精及其它易燃有机物小面积失火

立即用湿布扑盖

钠、磷等失火

迅速用砂覆盖

少量酸（或碱）滴到桌上

立即用湿布擦净，再用水冲洗

少量酸沾到皮肤或衣物上

直接用水冲洗，再用NaHCO3稀溶液冲洗

碱液沾到皮肤上

先用较多水冲洗，再用硼酸溶液洗

酸、碱溅在眼中

立即用水反复冲洗，并不断眨眼

误食重金属盐

应立即口服蛋清或生牛奶

汞滴落在桌上或地上

应立即撒上硫粉

三、化学计量

①物质的量

定义：

表示一定数目微粒的集合体符号：

n单位：

摩尔，符号mol

阿伏加德罗常数：

0.012kgC-12中所含有的碳原子数。

用NA表示。

约为6.02x1023

粒子数目与物质的量公式：

②摩尔质量：

单位物质的量的物质所具有的质量用M表示单位：

g/mol数值上等于该物质的分子量

质量与物质的量公式：

③物质的体积决定：

①微粒的数目②微粒的大小③微粒间的距离

微粒的数目一定时，固体液体主要决定②微粒的大小气体主要决定③微粒间的距离

气体摩尔体积与物质的量公式：

标准状况下，1mol任何气体的体积都约为22.4L

④阿伏加德罗定律：

同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同的分子数

⑤物质的量浓度：

单位体积溶液中所含溶质B的物质的量。

符号CB单位：

mol/l

公式：

CB=nB/VnB=CB×VV=nB/CB

溶液稀释规律C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀）

⑥溶液的配置配制一定物质的量浓度的溶液（配制前要检查容量瓶是否漏水）

计算----称量---溶解----转移---洗涤---振荡----定容----摇匀。

第二章化学物质及其变化

一、物质的分类金属：

Na、Mg、Al

单质

非金属：

S、O、N

酸性氧化物：

SO3、SO2、P2O5等

氧化物碱性氧化物：

Na2O、CaO、Fe2O3

两性氧化物：

Al2O3等

纯不成盐氧化物：

CO、NO等

净含氧酸：

HNO3、H2SO4等

物按酸根分

无氧酸：

HCl

强酸：

HNO3、H2SO4、HCl

酸按强弱分

弱酸：

H2CO3、HClO、CH3COOH

化一元酸：

HCl、HNO3

合按电离出的H+数分二元酸：

H2SO4、H2SO3

物多元酸：

H3PO4

强碱：

NaOH、Ba（OH）2

物按强弱分

质弱碱：

NH3·H2O、Fe（OH）3

碱

一元碱：

NaOH、

按电离出的HO-数分二元碱：

Ba（OH）2

多元碱：

Fe（OH）3

正盐：

Na2CO3

盐酸式盐：

NaHCO3

碱式盐：

Cu2（OH）2CO3

溶液：

NaCl溶液、稀H2SO4等

混悬浊液：

泥水混合物等

合乳浊液：

油水混合物

物胶体：

Fe（OH）3胶体、淀粉溶液、烟、雾、有色玻璃等

二、分散系

（一）相关概念

1.分散系：

一种物质（或几种物质）以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物，统称为分散系。

2.分散质：

分散系中分散成粒子的物质。

3.分散剂：

分散质分散在其中的物质。

4、分散系的分类：

当分散剂是水或其他液体时，如果按照分散质粒子的大小来分类，可以把分散系分为：

溶液、胶体和浊液。

分散质粒子直径小于1nm的分散系叫溶液，在1nm－100nm之间的分散系称为胶体，而分散质粒子直径大于100nm的分散系叫做浊液。

下面比较几种分散系的不同：

分散系

溶　　液

胶　　体

浊　　液

分散质的直径

＜1nm（粒子直径小于10-9m）

1nm－100nm（粒子直径在10-9~10-7m）

＞100nm（粒子直径大于10-7m）

分散质粒子

单个小分子或离子

许多小分子集合体或高分子

巨大数目的分子集合体

实例

溶液酒精、氯化钠等

淀粉胶体、氢氧化铁胶体等

石灰乳、油水等

性

质

外观

均一、透明

不均一、不透明

稳定性

稳定

较稳定

不稳定

能否透过滤纸

能

不能

能否透过半透膜

能

不能

鉴别

无丁达尔效应

有丁达尔效应

静置分层

（二）、胶体

1、胶体的定义：

分散质粒子直径大小在10-9~10-7m之间的分散系。

2、胶体的分类：

根据分散剂的状态划分：

如：

烟、云、雾等的分散剂为气体，这样的胶体叫做气溶胶；AgI溶胶、溶胶、溶胶，其分散剂为水，分散剂为液体的胶体叫做液溶胶；有色玻璃、烟水晶均以固体为分散剂，叫做固溶胶。

3、胶体的性质：

①丁达尔效应——丁达尔效应是粒子对光散射作用的结果，是一种物理现象。

丁达尔现象产生的原因，是因为胶体微粒直径大小恰当，当光照射胶粒上时，胶粒将光从各个方面全部反射，胶粒即成一小光源（这一现象叫光的散射），故可明显地看到由无数小光源形成的光亮“通路”。

当光照在比较大或小的颗粒或微粒上则无此现象，只发生反射或将光全部吸收的现象，而以溶液和浊液无丁达尔现象，所以丁达尔效应常用于鉴别胶体和其他分散系。

②布朗运动——在胶体中，由于胶粒在各个方向所受的力不能相互平衡而产生的无规则的运动，称为布朗运动。

是胶体稳定的原因之一。

③电泳——在外加电场的作用下，胶体的微粒在分散剂里向阴极（或阳极）作定向移动的现象。

胶体具有稳定性的重要原因是同一种胶粒带有同种电荷，相互排斥，另外，胶粒在分散力作用下作不停的无规则运动，使其受重力的影响有较大减弱，两者都使其不易聚集，从而使胶体较稳定。

说明：

A、电泳现象表明胶粒带电荷，但胶体都是电中性的。

胶粒带电的原因：

胶体中单个胶粒的体积小，因而胶体中胶粒的表面积大，因而具备吸附能力。

有的胶体中的胶粒吸附溶液中的阳离子而带正电；有的则吸附阴离子而带负电胶体的提纯，可采用渗析法来提纯胶体。

使分子或离子通过半透膜从胶体里分离出去的操作方法叫渗析法。

其原理是胶体粒子不能透过半透膜，而分子和离子可以透过半透膜。

但胶体粒子可以透过滤纸，故不能用滤纸提纯胶体。

B、在此要熟悉常见胶体的胶粒所带电性，便于判断和分析一些实际问题。

带正电的胶粒胶体：

金属氢氧化物如、胶体、金属氧化物。

带负电的胶粒胶体：

非金属氧化物、金属硫化物As2S3胶体、硅酸胶体、土壤胶体

特殊：

AgI胶粒随着AgNO3和KI相对量不同，而可带正电或负电。

若KI过量，则AgI胶粒吸附较多I－而带负电；若AgNO3过量，则因吸附较多Ag+而带正电。

当然，胶体中胶粒带电的电荷种类可能与其他因素有关。

C、同种胶体的胶粒带相同的电荷。

D、固溶胶不发生电泳现象。

凡是胶粒带电荷的液溶胶，通常都可发生电泳现象。

气溶胶在高压电的条件也能发生电泳现象。

④聚沉——胶体分散系中，分散系微粒相互聚集而下沉的现象称为胶体的聚沉。

胶体凝聚的方法：

加入电解质；加入带异性电荷胶粒的胶体；加热。

三、离子反应

1、电解质与非电解质

①电解质：

在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐等。

②非电解质：

在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精等。

小结

（1）、能够导电的物质不一定全是电解质。

（2）、电解质必须在水溶液里或熔化状态下才能有自由移动的离子。

（3）、电解质和非电解质都是化合物，单质既不是电解也不是非电解质。

（4）、溶于水或熔化状态；注意：

“或”字

（5）、溶于水和熔化状态两各条件只需满足其中之一，溶于水不是指和水反应；

（6）、化合物，电解质和非电解质，对于不是化合物的物质既不是电解质也不是非电解质。

2、电离：

电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。

3、电离方程式

H2SO4=2H++SO42-HCl=H++Cl-HNO3=H++NO3-

书写下列物质的电离方程式：

KCl、Na2SO4、NaHSO4、NaHCO3

KCl==K＋+Cl―Na2SO4==2Na＋+SO42―

NaHSO4==Na＋+H＋+SO42―NaHCO3==Na＋+HCO3―

这里大家要特别注意，碳酸是一种弱酸，弱酸的酸式盐如碳酸氢钠在水溶液中主要是电离出钠离子还有碳酸氢根离子；而硫酸是强酸，其酸式盐就在水中则完全电离出钠离子，氢离子还有硫酸根离子。

［小结］注意：

1、HCO3-、OH-、SO42-等原子团不能拆开

2、HSO4―在水溶液中拆开写。

4、强电解质：

在水溶液里全部电离成离子的电解质。

5、弱电解质：

在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质。

强、弱电解质对比

强电解质

弱电解质

物质结构

离子化合物，某些共价化合物

某些共价化合物

电离程度

完全

部分

溶液时微粒

水合离子

分子和水合离子

导电性（条件相同时）

强

弱

物质类别实例

大多数盐类、强酸、强碱

弱酸、弱碱、水

6、强电解质与弱电解质的注意点

①电解质的强弱与其在水溶液中的电离程度有关，与其溶解度的大小无关。

例如：

难溶的BaS04、CaC03在水中溶解的部分是完全电离的，故是强电解质。

而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分电离，故归为弱电解质。

②电解质溶液的导电能力的强弱只与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数有关，而与电解质的强弱没有必然的联系。

例如：

一定浓度的弱酸溶液的导电能力也可能比较稀的强酸溶液强。

③强电解质包括：

强酸（如HCl、HN03、H2S04）、强碱（如NaOH、KOH、Ba（OH）2）、大多数盐（如NaCl、MgCl2、K2S04、NH4C1）和活泼金属氧化物。

④弱电解质包括：

弱酸（如H3PO4、CH3COOH）、弱碱（如NH3·H20）和水。

7、离子方程式的书写

第一步：

写写出正确的化学方程式例如:

CuSO4+BaCl2=BaSO4↓+CuCl2

第二步：

拆把易溶于水的强电解质拆成离子形式Cu2＋＋SO42－＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4↓＋Cu2＋＋2Cl－

第三步：

删删去两边不参加反应的离子Ba2++SO42－=BaSO4↓

第四步：

查检查（质量守恒、电荷守恒）

※离子方程式的书写注意事项:

（1）必须是水溶液中的离子反应才有离子方程式。

例如.固体间的反应，即使是电解质，也不是离子反应，也就没有离子方程式如：

2NH4Cl（固）＋Ca（OH）2（固）=CaCl2＋2H2O＋2NH3↑

（2）浓H2SO4作为反应物和固体反应时，浓H2SO4写成化学式。

（3）微溶物作为反应物时,若为澄清溶液，写成离子；处于浊液或固体时写成化学式。

微溶物作为生成物时一律写化学式如条件是澄清石灰水，则应拆成离子；若是石灰乳或浑浊石灰水则不能拆，写成化学式。

8、离子共存问题

凡是能发生反应的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）

一般规律是：

1、生成难溶或微溶性盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐）；

2、与H+不能大量共存的离子：

OH-和CH3COO-、CO32-等弱酸根离子和HCO3-等弱酸的酸式酸根离子

3、与OH-不能大量共存的离子有：

NH4+和HCO3-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：

Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）

4、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存：

常见还原性较强的离子（Fe3+、S2-、I-、SO32-）与氧化性较强的离子（Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-）

四、氧化还原反应

①、氧化还原反应的判断依据-----有元素化合价变化

失电子总数=化合价升高总数==得电子总数==化合价降低总数。

②、氧化还原反应的实质------电子的转移（电子的得失或共用电子对的偏移

③、氧化剂和还原剂（反应物）

氧化剂：

得电子（或电子对偏向）的物质----氧化性----被还原----发生还原反应---还原产物

还原剂：

失电子（或电子对偏离）的物质----还原性----被氧化----发生氧化反应—氧化产物

④、常见的氧化剂与还原剂

a、常见的氧化剂

（1）活泼的非金属单质：

O2、Cl2、Br2

（2）含高价金属阳离子的化合物：

FeCl3

（3）含某些较高化合价元素的化合物：

浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2

b、常见的还原剂：

（1）活泼金属：

K、Ca、Na、Al、Mg、Zn（按金属活动性顺序，还原性递减）

（2）含低价金属阳离子的化合物：

Fe2＋（3）某些非金属单质：

C、H2

（4）含有较低化合价元素的化合物：

HCl、H2S、HI、KI

⑤、氧化还原反应中电子转移的表示方法

（1）双线桥法：

表示电子得失结果

（2）单线桥法：

表示电子转移情况

⑥、判断氧化剂或还原剂强弱的依据

i.根据方程式判断（简称：

前>后）

氧化性：

氧化剂>氧化产物

还原性：

还原剂>还原产物

ii．根据反应条件判断

当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件的难易来进行判断，如：

4HCl（浓）+MnO2MnCl2+2H2O+Cl2↑16HCl（浓）+2KMnO4=2KCl+2MnCl2+8H2O+5Cl2↑

易知氧化性：

KMnO4>MnO2。

（反应条件越高，性质越弱）

iii.由氧化产物的价态高价来判断当含变价元素的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可由氧化产物相关元素价态的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。

如：

2Fe+3Cl22FeCl3Fe+SFeS可知氧化性：

Cl2>S。

（生成价态越高，性质越强）

iv.根据元素周期表判断

（a）同主族元素（从上到下）：

非金属原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强；金属原子（或单质）还原性逐渐增强，对应阳离子氧化性逐渐减弱。

（b）同周期元素（从左到右）：

原子或单质还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。

阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱。

⑦、氧化还原方程式的配平

（a）配平依据：

在氧化还原反应中，得失电子总数相等或化合价升降总数相等。

（b）配平步骤：

“一标、二找、三定、四配、五查”，即标好价，找变化，定总数，配系数、再检查。

”

第三章金属及其化合物

一、金属的物理通性：

常温下，金属一般为银白色晶体（汞常温下为液体），具有良好的导电性、导热性、延展性。

二、金属的化学性质：

多数金属的化学性质比较活泼，具有较强的还原性，在自然界多数以化合态形式存在。

物质

保存

煤油（或石蜡油）中

直接在试剂瓶中即可

直接在试剂瓶中

化性

常温下氧化成Na2O：

4Na + O2 = 2Na2O

点燃

点燃生成Na2O2

点燃

2Na + O2 == Na2O2

常温下生成致密氧化膜：

4Al + 3O2 = 2Al2O3

致密氧化膜使铝耐腐蚀。

点燃

纯氧中可燃，生成氧化铝：

点燃

4Al + 3O2 == 2Al2O3

潮湿空气中易受腐蚀：

铁锈：

主要成分Fe2O3

点燃

纯氧中点燃生成：

点燃

3Fe+2O2 ==Fe3O4

与O2

与Cl2

2Na+Cl2 == 2NaCl

2Al+3Cl2 == 2AlCl3

2Fe+3Cl2==2FeCl3

与S

常温下即可反应：

2Na + S = Na2S

△

加热时才能反应：

2Al+3S == Al2S3

△

加热只能生成亚铁盐：

Fe+S==FeS

与水

常温与冷水剧烈反应：

2Na+2H2O=2NaOH+H2↑

△

去膜后与热水反应：

2Al+6H2O==2Al（OH）3↓+3H2↑

常温下纯铁不与水反应。

△

加热时才与水蒸气反应：

3Fe+4H2O（g）==Fe3O4+4H2

与酸溶液

2Na+2HCl=2NaCl+H2↑

2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑

Fe+2HCl=FeCl2+H2↑

与碱溶液

---------------------

2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑

---------------------

与盐

溶液

与硫酸铜溶液：

2Na+2H2O+CuSO4=Cu（OH）2↓+Na2SO4+H2↑

置换出较不活泼的金属单质

与氧

化物

----------------------

点燃

镁条引燃时铝热反应：

2Al+Fe2O3==Al2O3+2Fe

---------------------

金属活泼性逐渐减弱

三、金属化合物的性质：

1、氧化物

Na2O

Na2O2

Al2O3

Fe2O3

性质

碱性氧化物

非碱性氧化物

两性氧化物

碱性氧化物

颜色状态

白色固体

淡黄色固体

白色固体

赤红色固体

与水反应

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