高中化学必修一知识点总结精简版Word下载.docx
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六、气体摩尔体积
1.气体摩尔体积（Vm）
（1）定义：
单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积.
（2）单位：
L/mol
2.物质的量=气体的体积/气体摩尔体积n=V/Vm
3.标准状况下,Vm=22.4L/mol
七、物质的量在化学实验中的应用
1.物质的量浓度.
（1）定义：
以单位体积溶液里所含溶质B的物质的量来表示溶液组成的物理量，叫做溶质B的物质的浓度。
（2）单位：
mol/L（3）物质的量浓度＝溶质的物质的量/溶液的体积CB=nB/V
2.一定物质的量浓度的配制
（1）基本原理:
根据欲配制溶液的体积和溶质的物质的量浓度，用有关物质的量浓度计算的方法，求出所需溶质的质量或体积，在容器内将溶质用溶剂稀释为规定的体积,就得欲配制得溶液.
（2）主要操作
a.检验是否漏水.b.配制溶液1计算.2称量.3溶解.4转移.5洗涤.6定容.7摇匀8贮存溶液.
A选用与欲配制溶液体积相同的容量瓶.B使用前必须检查是否漏水.C不能在容量瓶内直接溶解.D溶解完的溶液等冷却至室温时再转移.E定容时，当液面离刻度线1―2cm时改用滴管，以平视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止.
3.溶液稀释：
C（浓溶液）?
V（浓溶液）=C（稀溶液）?
V（稀溶液）
第二章、化学物质及其变化
一、物质的分类
把一种（或多种）物质分散在另一种（或多种）物质中所得到的体系，叫分散系。
被分散的物质称作分散质（可以是气体、液体、固体），起容纳分散质作用的物质称作分散剂（可以是气体、液体、固体）。
溶液、胶体、浊液三种分散系的比较
分散质粒子大小/nm外观特征能否通过滤纸有否丁达尔效应实例
溶液小于1均匀、透明、稳定能没有NaCl、蔗糖溶液
胶体在1—100之间均匀、有的透明、较稳定能有Fe（OH）3胶体
浊液大于100不均匀、不透明、不稳定不能没有泥水
二、物质的化学变化
1、物质之间可以发生各种各样的化学变化，依据一定的标准可以对化学变化进行分类。
（1）根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少可以分为：
A、化合反应（A+B=AB）B、分解反应（AB=A+B）
C、置换反应（A+BC=AC+B）
D、复分解反应（AB+CD=AD+CB）
（2）根据反应中是否有离子参加可将反应分为：
A、离子反应：
有离子参加的一类反应。
主要包括复分解反应和有离子参加的氧化还原反应。
B、分子反应（非离子反应）
（3）根据反应中是否有电子转移可将反应分为：
A、氧化还原反应：
反应中有电子转移（得失或偏移）的反应
实质：
有电子转移（得失或偏移）
特征：
反应前后元素的化合价有变化
B、非氧化还原反应
2、离子反应
（1）、电解质：
在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物,叫电解质。
酸、碱、盐都是电解质。
在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物，叫非电解质。
注意：
①电解质、非电解质都是化合物，不同之处是在水溶液中或融化状态下能否导电。
②电解质的导电是有条件的：
电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。
③能导电的物质并不全部是电解质：
如铜、铝、石墨等。
④非金属氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有机物为非电解质。
（2）、离子方程式：
用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。
它不仅表示一个具体的化学反应，而且表示同一类型的离子反应。
复分解反应这类离子反应发生的条件是：
生成沉淀、气体或水。
书写方法：
写：
写出反应的化学方程式
拆：
把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式
删：
将不参加反应的离子从方程式两端删去
查：
查方程式两端原子个数和电荷数是否相等
（3）、离子共存问题
所谓离子在同一溶液中能大量共存，就是指离子之间不发生任何反应；
若离子之间能发生反应，则不能大量共存。
A反应生成难溶物质的离子不能大量共存:
如Ba2＋和SO42-、Ag＋和Cl-、Ca2＋和CO32-、Mg2＋和OH-等
B、反应生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：
如H＋和CO32-,HCO3-,SO32-，OH-和NH4＋等
C、反应生成难电离物质（水）的离子不能大量共存：
如H＋和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。
D、发生氧化还原反应、水解反应的离子不能大量共存（待学）
题干中的条件：
如无色溶液应排除有色离子：
Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO4-等离子，酸性（或碱性）则应考虑所给离子组外，还有大量的H＋（或OH-）。
（4）离子方程式正误判断（六看）
一、看反应是否符合事实：
主要看反应能否进行或反应产物是否正确
二、看能否写出离子方程式：
纯固体之间的反应不能写离子方程式
三、看化学用语是否正确：
化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否符合事实
四、看离子配比是否正确
五、看原子个数、电荷数是否守恒
六、看与量有关的反应表达式是否正确（过量、适量）
3、氧化还原反应中概念及其相互关系如下：
失去电子——化合价升高——被氧化（发生氧化反应）——是还原剂（有还原性）
得到电子——化合价降低——被还原（发生还原反应）——是氧化剂（有氧化性）
第三章、金属及其化合物
一、金属活动性
K>
Ca>
Na>
Mg>
Al>
Zn>
Fe>
Sn>
Pb>
（H＞）Cu>
Hg>
Ag>
Pt>
Au
二、金属一般比较活泼，容易与O2反应而生成氧化物，可以与酸溶液反应而生成H2，特别活泼的如Na等可以与H2O发生反应置换出H2，特殊金属如Al可以与碱溶液反应而得到H2。
三、Al2O3为两性氧化物，Al（OH）3为两性氢氧化物，都既可以与强酸反应生成盐和水，也可以与强碱反应生成盐和水。
四Na2CO3和NaHCO3比较
碳酸钠碳酸氢钠
俗名纯碱或苏打小苏打
色态白色晶体细小白色晶体
水溶性易溶于水，溶液呈碱性使酚酞变红易溶于水（但比Na2CO3溶解度小）溶液呈碱性（酚酞变浅红）
热稳定性较稳定，受热难分解受热易分解
2NaHCO3Na2CO3＋CO2↑＋H2O
与酸反应CO32—＋H＋=HCO3—
HCO3—＋H＋=CO2↑＋H2O
相同条件下放出CO2的速度NaHCO3比Na2CO3快
与碱反应Na2CO3＋Ca（OH）2=CaCO3↓＋2NaOH
反应实质：
CO32—与金属阳离子的复分解反应NaHCO3＋NaOH=Na2CO3＋H2O
HCO3—＋OH－=H2O＋CO32—
与H2O和CO2的反应Na2CO3＋CO2＋H2O=2NaHCO3
CO32—＋H2O＋CO2=HCO3—
不反应
与盐反应CaCl2＋Na2CO3=CaCO3↓＋2NaCl
Ca2＋＋CO32—=CaCO3↓
主要用途玻璃、造纸、制皂、洗涤发酵、医药、灭火器
五、．合金：
两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合在一起而形成的具有金属特性的物质。
合金的特点；
硬度一般比成分金属大而熔点比成分金属低，用途比纯金属要广泛。
第四章、非金属及其化合物
六、氯元素：
位于第三周期第ⅦA族，原子结构：
容易得到一个电子形成
氯离子Cl－,为典型的非金属元素，在自然界中以化合态存在。
七、氯气
物理性质：
黄绿色气体，有刺激性气味、可溶于水、加压和降温条件下可变为液态（液氯）和固态。
制法:
MnO2＋4HCl（浓）=MnCl2＋2H2O＋Cl2
闻法:
用手在瓶口轻轻扇动,使少量氯气进入鼻孔。
化学性质：
很活泼，有毒，有氧化性，能与大多数金属化合生成金属氯化物（盐）。
也能与非金属反应：
2Na＋Cl2===（点燃）2NaCl2Fe＋3Cl2===（点燃）2FeCl3Cu＋Cl2===（点燃）CuCl2
Cl2＋H2===（点燃）2HCl现象：
发出苍白色火焰，生成大量白雾。
燃烧不一定有氧气参加，物质并不是只有在氧气中才可以燃烧。
燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应，所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧。
Cl2的用途：
①自来水杀菌消毒Cl2＋H2O==HCl＋HClO2HClO===（光照）2HCl＋O2↑
1体积的水溶解2体积的氯气形成的溶液为氯水，为浅黄绿色。
其中次氯酸HClO有强氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。
次氯酸有弱酸性，不稳定，光照或加热分解，因此久置氯水会失效。
②制漂白液、漂白粉和漂粉精
制漂白液Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O，其有效成分NaClO比HClO稳定多,可长期存放制漂白粉（有效氯35％）和漂粉精（充分反应有效氯70％）2Cl2＋2Ca（OH）2=CaCl2＋Ca（ClO）2＋2H2O
③与有机物反应，是重要的化学工业物质。
④用于提纯Si、Ge、Ti等半导体和钛
⑤有机化工：
合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品
八、氯离子的检验
使用硝酸银溶液，并用稀硝酸排除干扰离子（CO32－、SO32－）
HCl＋AgNO3==AgCl↓＋HNO3
NaCl＋AgNO3==AgCl↓＋NaNO3
Na2CO3＋2AgNO3==Ag2CO?
3↓＋2NaNO3
Ag2CO?
3＋2HNO3==2AgNO3＋CO2↑＋H2O
Cl－＋Ag＋==AgCl↓
九、二氧化硫
制法（形成）：
硫黄或含硫的燃料燃烧得到（硫俗称硫磺，是黄色粉末）
S＋O2===（点燃）SO2
无色、刺激性气味、容易液化，易溶于水（1：
40体积比）
有毒，溶于水与水反应生成亚硫酸H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，遇热会变回原来颜色。
这是因为H2SO3不稳定，会分解回水和SO2
SO2＋H2OH2SO3因此这个化合和分解的过程可以同时进行，为可逆反应。
可逆反应——在同一条件下，既可以往正反应方向发生，又可以向逆反应方向发生的化学反应称作可逆反应，用可逆箭头符号连接。
十、一氧化氮和二氧化氮
一氧化氮在自然界形成条件为高温或放电：
N2＋O2========（高温或放电）2NO，生成的一氧化氮很不稳定，在常温下遇氧气即化合生成二氧化氮：
2NO＋O2==2NO2
一氧化氮的介绍：
无色气体，是空气中的污染物，少量NO可以治疗心血管疾病。
二氧化氮的介绍：
红棕色气体、刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应
3NO2＋H2O==2HNO3＋NO
十一、大气污染
SO2、NO2溶于雨水形成酸雨。
防治措施：
①从燃料燃烧入手。
②从立法管理入手。
③从能源利用和开发入手。
④从废气回收利用，化害为利入手。
（2SO2＋O22SO3SO3＋H2O=H2SO4）
十二、硫酸
无色粘稠油状液体，不挥发，沸点高，密度比水大。
具有酸的通性，浓硫酸具有脱水性、吸水性和强氧化性。
是强氧化剂。
C12H22O11======（浓H2SO4）12C＋11H2O放热
2H2SO4（浓）＋C==CO2↑＋2H2O＋SO2↑
还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。
2H2SO4（浓）＋Cu==CuSO4＋2H2O＋SO2↑
稀硫酸：
与活泼金属反应放出H2，使酸碱指示剂紫色石蕊变红，与某些盐反应，与碱性氧化物反应，与碱中和
十三、硝酸
无色液体，易挥发，沸点较低，密度比水大。
具有一般酸的通性，浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂。
4HNO3（浓）＋Cu==Cu（NO3）2＋2NO2↑＋4H2O
8HNO3（稀）＋3Cu==3Cu（NO3）2＋2NO↑＋4H2O
反应条件不同，硝酸被还原得到的产物不同
硫酸和硝酸：
浓硫酸和浓硝酸都能钝化某些金属（如铁和铝）使表面生成一层致密的氧化保护膜，隔绝内层金属与酸，阻止反应进一步发生。
因此，铁铝容器可以盛装冷的浓硫酸和浓硝酸。
硝酸和硫酸都是重要的化工原料和实验室必备的重要试剂。
可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等。
硫酸还用于精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸。
3NO2＋H2O==2HNO3＋NO这是工业制硝酸的方法。
十四、氨气及铵盐
氨气的性质：
无色气体，刺激性气味、密度小于空气、极易溶于水（且快）1：
700体积比。
溶于水发生以下反应使水溶液呈碱性：
NH3＋H2O=NH3？
H2ONH4＋＋OH－可作红色喷泉实验。
生成的一水合氨NH3.H2O是一种弱碱，很不稳定，会分解，受热更不稳定：
NH3.H2O===（△）NH3↑＋H2O
浓氨水易挥发除氨气，有刺激难闻的气味。
氨气能跟酸反应生成铵盐：
NH3＋HCl==NH4Cl（晶体）
氨是重要的化工产品，氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱都离不开它。
氨气容易液化为液氨，液氨气化时吸收大量的热，因此还可以用作制冷剂。
铵盐的性质：
易溶于水（很多化肥都是铵盐），受热易分解，放出氨气：
NH4Cl==NH3↑＋HCl↑
NH4HCO3==NH3↑＋H2O↑＋CO2↑
可以用于实验室制取氨气：
（干燥铵盐与和碱固体混合加热）
NH4NO3＋NaOH==NaNO3＋H2O＋NH3↑
2NH4Cl＋Ca（OH）2==CaCl2＋2H2O＋2NH3↑
用向下排空气法收集，红色石蕊试纸检验是否收集满。
Na及其化合物
（一）Na
1、物性：
银白色质软金属；
密度：
0.97g·
cm-1；
熔点：
97.8。
C
2、化性：
强还原性
（1）能被绝大多数非金属氧化（甚至被H2氧化生成NaH）
4Na+O2
=2Na2O（白色固体）；
2Na+O2
=
Na2O2（淡黄色固体）
Na露置于空气中：
银白→变暗→变白→表面溶液→白色晶体→白色粉末
Na→NaO→NaOH→吸水→Na2CO3·
10H2O→风化
（2）与水：
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
现象及解释：
（3）与酸：
先与H+反应放H2，H+耗完后再与水反应放H2。
（4）与盐溶液：
先与水反应，生成NaOH如果能与盐发生复分解则继续。
不置换金属。
例：
Na投入CuSO4溶液中：
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑；
CuSO4+2NaOH=Cu（OH）2↓+Na2SO4
（5）与碱溶液：
Na与其中的水反应，增大碱的浓度。
（二）Na的氧化物：
Na2O和Na2O2
1、Na2O：
碱性氧化物，具有碱性氧化物的通性。
如：
Na2O+2HCl=2NaCl+H2O
2、Na2O2：
过氧化物，不是碱性氧化物。
既有氧化性，又有还原性。
（1）自身氧化还原：
2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑；
2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2
（2）漂白（氧化性漂白）：
其投入含酚酞的水中：
有气泡产生，溶液先变红，后退色。
Al及其化合物：
（一）Al的化性：
较强还原性
1、与非金属：
常温下，与O2生成Al2O3保护膜。
2、与酸：
（1）非氧化性酸：
2Al+6H+（强酸）=2Al3++3H2↑
（2）氧化性酸：
浓H2SO4、HNO3等
常温下，Al遇浓H2SO4、浓HNO3钝化；
加热仍可反应。
3、金属间置换——铝热反应
2Al+Fe2O3=2Fe+Al2O3+热
（与Al后的金属氧化物高温下置换）
4、与碱溶液：
2Al+6H2O+2NaOH=2Na〔Al（OH）4〕+3H2↑
（二）Al2O3：
白色固体，不溶于水；
两性氧化物。
1、与酸：
Al2O3+6H+（强酸）=2Al3++3H2O
2、与碱：
Al2O3+3H2O+2NaOH=2Na〔Al（OH）4〕（三）Al（OH）3：
白色胶状物，不溶于水；
两性氢氧化物（只与强酸、强碱反应）。
Al（OH）3+3H+（强酸）=Al3++3H2O
Al（OH）3+NaOH=Na〔Al（OH）4〕
3、受热分解：
2Al（OH）3=Al2O3+3H2O
（四）Al3+盐：
1、Al3+盐溶液中逐滴滴加NaOH至过量：
先沉淀，后溶解。
Al3++3OH-=Al（OH）3↓
；
Al（OH）3+OH-=〔Al（OH）4〕-
2、Al3+盐溶液逐滴滴加NH3·
H2O至过量：
生成稳定的沉淀
Al3++3NH3·
H2O=Al（OH）3↓+3NH4+
Fe及其化合物
（一）Fe的化性：
变价金属，被强氧化剂氧化为Fe3+；
被弱氧化剂氧化为Fe2+。
1、Cl2、Br2、HNO3、浓H2SO4等将Fe氧化为Fe3+。
2、I2、S、H+、Cu2+等将Fe氧化为Fe2+。
3、3Fe+2O2
=Fe3O4
4、3Fe+4H2O
=Fe3O4+4H2（高温条件）
（二）Fe的氧化物：
FeO、Fe2O3、Fe3O4
1、物性：
FeO黑色固体、Fe2O3红棕色固体、Fe3O4黑色晶体；
三者均不溶于水。
FeO、Fe2O3为碱性氧化物，对应的碱分别是：
Fe（OH）2、Fe（OH）3
（三）Fe的氢氧化物：
Fe（OH）2、Fe（OH）3：
1.物性：
Fe（OH）2白色胶状物，不溶于水；
Fe（OH）3红褐色固体，不溶于水。
1、2、化性：
不溶性碱（离子方程式中不拆）
Fe（OH）2易被氧化，在空气中白色沉淀迅速变成灰绿色，最终变成红褐色。
4Fe（OH）2+O2+2H2O=4Fe（OH）3
（四）Fe2+和Fe3+的盐：
1、Fe2+的盐：
既有氧化性（弱），又有还原性（强）
（1）氧化性：
3Fe2++2Al=3Fe+2Al3+
（2）还原性：
Fe2+的盐可被Cl2、Br2、HNO3等氧化为Fe3+,溶液由浅绿变棕黄色。
2Fe2++Cl2=2Fe3++2Cl-
2、Fe3+的盐：
只有氧化性，遇Fe、Cu、I-、SO2（SO32-）等，本身被还原为Fe2+，相应还原剂被氧化为：
Fe2+、Cu2+、I2、H2SO4（或SO42-）
例：
2Fe3++Fe=3Fe2+；
2Fe3++Cu=2Fe2++Cu2+；
2Fe3++2I-=2Fe2++I2
3、Fe2+和Fe3+盐的检验：
（1）加碱：
（2）KSCN或NH4SCN溶液：
Fe2+盐溶液无现象；
Fe3+盐溶液变血红色（溶液）
硫酸根离子的检验:
BaCl2+Na2SO4=BaSO4↓+2NaCl
碳酸根离子的检验:
CaCl2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaCl
碳酸钠与盐酸反应:
Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑
氯气与金属钠反应：
2Na+Cl2点燃2NaCl
氯气与氢氧化钠溶液反应：
Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O
氯化钙与碳酸钠溶液反应：
CaCl2+Na2CO3=CaCO3↓+2NaCl
7钠在空气中燃烧：
2Na+O2=△Na2O2
钠与氧气反应：
4Na+O2=2Na2O
过氧化钠与水反应：
2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑
过氧化钠与二氧化碳反应：
2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2
钠与水反应：
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
硝酸铵与氢氧化钠反应：
NH4NO3+NaOH△NH3↑+NaNO3+H2O
硫酸铵与氢氧化钠反应：
（NH4）2SO4+2NaOH△2NH3↑+Na2SO4+2H2O
SO2+Na2O=NaSO3
SO2+2NaOH=Na2SO3+H2O
NO、NO2的回收：
NO2+NO+2NaOH=2NaNO2+H2O
2Na+S=（研磨）Na2S3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3+3H2O
铝与氢氧化钠溶液反应：
2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑
氧化铝与盐酸反应：
Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O
氧化铝与氢氧化钠溶液反应：
Al2O3+2N
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