- 1-初升高衔接班 如何学好高中化学
- 2-初升高衔接班 物质的分类(纯净物和混合物)
- 3-初升高衔接班 物质的分类方法介绍
- 4-初升高衔接班 常见物质的分类
- 5-初升高衔接班 物质的分类练习
- 6-初升高衔接班 胶体的性质1
- 7-初升高衔接班 胶体的性质2
- 8-初升高衔接班 胶体的性质3
- 9-初升高衔接班 胶体的性质练习 1
- 10-初升高衔接班 物质的转化
- 11-初升高衔接班 电解质与非电解质
- 12-初升高衔接班 溶液导电性
- 13-初升高衔接班 强弱电解质
- 14-初升高衔接班 强电解质和弱电解质练习
- 15-初升高衔接班 电离方程式的书写
- 16-初升高衔接班 离子方程式的书写
- 17-初升高衔接班 离子方程式特殊处理
- 18-初升高衔接班 离子方程式特殊处理 练习
- 19-初升高衔接班 离子方程式正误判断 离子共存
- 20-初升高衔接班 离子共存练习
- 21-初升高衔接班 氧化还原反应
- 22-初升高衔接班 氧化还原反应练习
- 23-初升高衔接班 钠与水反应及其练习
高一化学(必修1)人教版各章知识点归纳
第一章 物质及其变化
一.物质的分类
1.分类是学习和研究化学物质及其变化的一种常用的基本方法,它不仅可以使有关化学物质及其变化的知识系统化,还可以通过分门别类的研究,了解物质及其变化的规律。分类要有一定的标准,根据不同的标准可以对化学物质及其变化进行不同的分类。交叉分类和树状分类是常用的分类方法。
2.分散系及其分类
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。
⑴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)。
⑵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)。
⑶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
第二节.离子反应
⑴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。
酸: 电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物
碱:电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。
盐:电离时生成金属离子(或铵根离子)和酸根离子的化合物。
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。
⑵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
⑶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.结合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.结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存:如H+和C O 32-,HCO3-,SO32-,OH-和NH4+等。
C.结合生成难电离物质(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)。
注意: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-)。
⑷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)。
第三节.氧化还原反应
氧化还原反应概念的发展比较
得氧失氧的观点(狭义) 化合价升降观点(广义) 电子转移观点(本质)
氧化反应 得氧的反应 化合价升高的反应 失去(或偏离)电子的反应
还原反应 失氧的反应 化合价降低的反应 得到(或偏向)电子的反应
氧化还原反应 有氧得失的反应 有化合价升降的反应 有电子转移(得失或偏移)的反应
升失氧还还、降得还氧氧
(氧化剂/还原剂,氧化产物/还原产物,氧化反应/还原反应)
化合价升高(失ne—)被氧化
氧化剂 +还原剂= 还原产物+氧化产物
化合价降低(得ne—)被还原
(较强)(较强) (较弱) (较弱)
氧化还原反应中概念及其相互关系如下:
化合价升高——失去电子——被氧化(发生氧化反应)——是还原剂(有还原性)——氧化产物。
化合价降低——得到电子——被还原(发生还原反应)——是氧化剂(有氧化性)——还原产物。
氧化性:氧化剂>氧化产物
还原性:还原剂>还原产物
第二章 海水中重要的元素 钠和氯
第一节 钠及其化合物
1.钠及其化合物
(1)钠的物理性质
钠是一种柔软、银白色,有金属光泽的金属,具有良好的导电、导热性,密度比水小,比煤油大,熔点较低。
(2)钠的化学性质
①与非金属反应
2Na + O2===Na2O2(黄色火焰、淡黄色固体)
4Na+O2=2Na2O(空气中,钠的切面变暗)
②与水反应
2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
现象及解释:浮在水面上——密度比水小;熔化成小球——钠的熔点低,反应放热;四处游动——生成气体;酚酞变红——生成碱。
③与酸反应
2Na+2H+=2Na++H2↑ 钠不足,直接与酸反应;钠过量,先与酸反应再与水反应。
④与盐溶液反应
钠与盐溶液反应,先考虑Na与水反应生成NaOH,再考虑NaOH是否与盐反应。
a.投入NaCl溶液中,只有H2放出。2Na+2H2O=2NaOH+H2↑
b.投入饱和NaCl溶液中,有H2放出,还有NaCl晶体析出(温度不变))。
c.投入NH4Cl溶液中,有H2和NH3逸出。
2Na+2NHCl=2NaCl+2NH3↑+H2↑
d.投入CuSO4溶液中,有气体放出和蓝色沉淀生成。
2Na+H2O+CuSO4=Cu(OH)2↓+Na2SO4+H2↑
(3)钠的保存及用途:
①保存:钠的化学性质非常活泼,易与空气中的O2、H2O等反应,保存在煤油中。
②用途:
a.工业上用于冶炼金属:4Na+TiCl4=Ti+4NaCl
b.Na—K合金(液态)用作原子反应堆的导热剂
c.制造高压钠灯(焰色反应),作为电光源。
纯碱、苏打、天然碱、口碱:Na2CO3 小苏打:NaHCO3 大苏打:Na2S2O3
第二节 氯及其化合物
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) 2NaCl 现象:大量白烟
2Fe+3Cl2 ===(点燃) 2FeCl3 现象:棕黄色的烟
Cu+Cl2 ===(点燃) CuCl2 现象:棕黄色的烟
Cl2+H2 ===(点燃) 2HCl 现象:发出苍白色火焰,生成大量白雾。
燃烧: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+HClO 2HClO ===(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。
七.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 ==Ag2CO3 ↓+2NaNO3 Ag2CO3+2HNO3 == 2AgNO3+CO2 ↑+H2O
Cl-+Ag+ == AgCl↓
第三节 物质的量
一.物质的量的单位――摩尔
1.物质的量(n)是表示含有一定数目粒子的集体的物理量。
2.摩尔(mol):把含有6.02 ×1023个粒子的任何粒子集体计量为1摩尔。
3.阿伏加德罗常数
把6.02 X1023mol-1叫作阿伏加德罗常数。
4.物质的量 = 物质所含微粒数目/阿伏加德罗常数 n =N/NA
5.摩尔质量(M)
(1) 定义:单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量。(2)单位:g/mol 或 g..mol-1
(3) 数值:等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量。
6.物质的量=物质的质量/摩尔质量 ( n = m/M )
二.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 或 m3/mol
2.物质的量=气体的体积/气体摩尔体积n=V/Vm
3.(1)0℃ 101KPa , Vm = 22.4 L/mol
(2)25℃ 101KPa , Vm = 24.8 L/mol
三.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 , mol/m3
(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,用物质的量浓度计算的方法,求出所需溶质的质量或体积,在烧杯中溶解并在容器内用溶剂稀释为规定的体积,就得欲配制的溶液。
(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。
注意事项:
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)
第三章 铁 金属材料
第一节 铁及其化合物
(1)铁在周期表中的位置
铁位于第四周期第ⅧB族,是过渡金属元素的代表,通常显示+2价、+3价,其化合物及其水溶液往往带有颜色。
(2)铁的性质
①与非金属反应
2Fe+3Cl2=2FeCl3(棕黄色的烟) 3Fe+2O2=Fe3O4
Fe+S=FeS Fe+I2=FeI2
注:铁与弱氧化性物质反应生成低价铁的化合物
②与酸反应
a.非氧化性酸.Fe+2H+=Fe2++H2↑
b.氧化性酸:常温下遇浓H2SO4、浓HNO3会发生钝化,而加热时会剧烈反应。
③与水反应:3Fe+4H2O(气)=Fe3O4+4H2
④与某些盐熔液反应:Fe+Cu2+=Fe2++Cu,
Fe2+的检验:
①取少量待测液于试管中,在试管中滴入可溶性碱溶液,先产生白色沉淀,过一会沉淀变成灰绿色,最终变成红褐色,说明溶液中有Fe2+ 。
②取少量待测液于试管中,在试管中先滴入KSCN溶液,无现象,再滴入氯水,溶液马上变成血红色,说明溶液中有Fe2+ 。
Fe3+的检验:
② 取少量待测液于试管中,在试管中滴入可溶性碱溶液,产生红褐色沉淀,说明溶液中有Fe3+ 。
②取少量待测液于试管中,在试管中先滴入KSCN溶液,溶液马上变成血红色,说明溶液中有Fe3+ 。
(3)铁的氧化物和氢氧化物
①铁的氢氧化物 ②铁的氧化物
Fe(OH)2 Fe(OH)3
物性 白色,难溶于水的固体 红褐色,难溶于水的固体
化性 (1)与非氧化性强酸反应
Fe(OH)2+2H+=Fe2++2H2O
(2)与氧化性酸反应
3Fe(OH)2+10HNO3=3Fe(NO3)3
+NO↑+8H2O
(3)空气中放置被氧化
4Fe(OH)2+2H2O+O2=4Fe(OH)3 (1)与酸反应
Fe(OH)3+3H+=Fe3++3H2O
(2)受热分解
2Fe(OH)3=Fe2O3+3H2O
制备 ①煮沸蒸馏水,赶走溶解的氧气②煮沸NaOH溶液,赶走溶解的氧气③配制FeSO4溶液,加少量的还原铁粉④用长滴管将NaOH溶液送入FeSO4溶液液面以下
Fe2++2OH-=Fe(OH)2↓ 将NaOH溶液滴入Fe2(SO4)3
溶液中
Fe3++3OH-=Fe(OH)3↓
FeO Fe2O3 Fe3O4
俗称 —— 铁红 磁性氧化铁
色、态 黑色粉末 红棕色粉末 黑色晶体
化合价 +2 +3 +2、+3
水溶性 均难溶于水
稳定性 不稳定
6FeO+O2=2Fe3O4 稳定 稳定
与酸反应 FeO+2H+=Fe2++H2O Fe2O3+6H+=
2Fe3++3H2O Fe3O4+8H+=
Fe2++2Fe3++ 4H2O
与CO反应 FexOy+yCO=xFe+yCO2
制取 高温熔融,过量的铁与氧气反应
2Fe+O22FeO Fe(OH)3的分解
2Fe(OH)3
Fe2O3+3H2O 铁在氧气中燃烧
3Fe+2O2Fe3O4
第二节 金属材料
1.金属的分类:
(1)根据冶金工业标准分类:铁(铬、锰)为黑色金属,其余金属(钠镁铝等)为有色金属。
(2)根据密度分类:密度大于4.5g/cm3的金属是重金属:如铁、铜、铅、钡,密度小于4.5g/cm3的金属是轻金属:如钠、镁、铝。
2.氧化物的分类:二元化合物,其中一种元素是氧元素,并且氧元素呈负二价的化合物是氧化物。
(1)氧化物(根据氧化物中非氧元素的种类)分为金属氧化物和非金属氧化物。
(2)金属氧化物分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。
(3)非金属氧化物分为酸性氧化物、不成盐氧化物。
(4)氧化物(根据氧化物是否与碱或酸反应生成盐)分为成盐氧化物和不成盐氧化物(CO 、NO)。
(5)成盐氧化物分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物。
(6)酸性氧化物分为高价态的金属氧化物(Mn2O7)和非金属氧化物(CO2)。
(7)碱性氧化物只能是金属氧化物(CaO)。
(8)两性氧化物只能是金属氧化物(Al2O3 、ZnO)。
物质既能跟强酸反应又能跟强碱反应的的化学方程式:
2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2 ↑ 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2 ↑
Al2O3 +2NaOH=2NaAlO2+H2O Al2O3 +6HCl=2AlCl3+3H2O
Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O Al(OH)3+3HCl=AlCl3+3H2O
NaHCO3+ NaOH= Na2CO3 + H2O NaHCO3+ HCl = NaCl + H2O+CO2↑
第四章 物质结构 元素周期律