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高中化學必修一 重要知識點網絡化總結

第一章 從實驗學化學

一、化學計量

①物質的量

定義：表示一定數目微粒的集合體 符号n 單位 摩爾 符号 mol

阿伏加德羅常數：0.012kgC-12中所含有的碳原子數。用Na表示。 約為6.02x1023

微粒與物質的量

公式：n=

②摩爾質量：單位物質的量的物質所具有的質量 用M表示 單位：g/mol 數值上等于該物質的分子量

質量與物質的量

公式：n=

③物質的體積決定：①微粒的數目②微粒的大小③微粒間的距離

微粒的數目一定 固體液體主要決定②微粒的大小

氣體主要決定③微粒間的距離

體積與物質的量

公式：n=

标準狀況下 ，1mol任何氣體的體積都約為22.4L

④阿伏加德羅定律：同溫同壓下， 相同體積的任何氣體都含有相同的分子數

⑤物質的量濃度：單位體積溶液中所含溶質B的物質的量。符号CB 單位：mol/l

公式：CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB

溶液稀釋規律 C（濃）×V（濃）=C（稀）×V（稀）

⑥ 溶液的配置

（l）配制溶質質量分數一定的溶液

計算：算出所需溶質和水的質量。把水的質量換算成體積。如溶質是液體時，要算出液體的體積。

稱量：用天平稱取固體溶質的質量；用量簡量取所需液體、水的體積。

溶解：将固體或液體溶質倒入燒杯裡,加入所需的水,用玻璃棒攪拌使溶質完全溶解.

（2）配制一定物質的量濃度的溶液 （配制前要檢查容量瓶是否漏水）

5.定容 6。搖勻7 裝瓶貼簽

計算：算出固體溶質的質量或液體溶質的體積。

稱量：用托盤天平稱取固體溶質質量，用量簡量取所需液體溶質的體積。

溶解：将固體或液體溶質倒入燒杯中，加入适量的蒸餾水（約為所配溶液體積的1/6），用玻璃棒攪拌使之溶解，冷卻到室溫後，将溶液引流注入容量瓶裡。

洗滌（轉移）：用适量蒸餾水将燒杯及玻璃棒洗滌2－3次，将洗滌液注入容量瓶。振蕩，使溶液混合均勻。

定容：繼續往容量瓶中小心地加水，直到液面接近刻度2－3mm處，改用膠頭滴管加水，使溶液凹面恰好與刻度相切。把容量瓶蓋緊，再振蕩搖勻。

5、過濾 過濾是除去溶液裡混有不溶于溶劑的雜質的方法。

過濾時應注意：①一貼：将濾紙折疊好放入漏鬥，加少量蒸餾水潤濕，使濾紙緊貼漏鬥内壁。

②二低：濾紙邊緣應略低于漏鬥邊緣，加入漏鬥中液體的液面應略低于濾紙的邊緣。

③三靠：向漏鬥中傾倒液體時，燒杯的夾嘴應與玻璃棒接觸；玻璃棒的底端應和過濾器有三層濾紙處輕輕接觸；漏鬥頸的末端應與接受器的内壁相接觸，例如用過濾法除去粗食鹽中少量的泥沙。

第二章 化學物質及其變化

一、物質的分類 金屬：Na、Mg、Al

單質

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

淨 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 數分 二元酸：H2SO4、H2SO3

物 多元酸：H3PO4

強堿：NaOH、Ba(OH)2

物 按強弱分

質 弱堿：NH3·H2O、Fe(OH)3

堿

一元堿：NaOH、

按電離出的HO-數分 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、澱粉溶液、煙、霧、有色玻璃等

二、分散系相關概念

1. 分散系：一種物質（或幾種物質）以粒子形式分散到另一種物質裡所形成的混合物，統稱為分散系。

2. 分散質：分散系中分散成粒子的物質。

3. 分散劑：分散質分散在其中的物質。

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：

四、離子反應

1、電離 ( ionization )

電離：電解質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、鹽等在熔融狀态下也能電離而導電，于是我們依據這個性質把能夠在水溶液裡或熔融狀态下能導電的化合物統稱為電解質。

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有一個新的認識。那堿還有鹽又應怎麼來定義呢？

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。

書寫下列物質的電離方程式：KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCO3

KCl == K＋ Cl― Na2SO4 == 2 Na＋ SO42―

AgNO3 ==Ag＋ NO3― BaCl2 == Ba2＋ 2Cl―

NaHSO4 == Na＋ H＋ SO42― NaHCO3 == Na＋ HCO3―

這裡大家要特别注意，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］注意：

1、 HCO3-、OH-、SO42-等原子團不能拆開

2、HSO4―在水溶液中拆開寫，在熔融狀态下不拆開寫。

3、電解質與非電解質

①電解質：在水溶液裡或熔化狀态下能夠導電的化合物，如酸、堿、鹽等。

②非電解質：在水溶液裡和熔融狀态下都不導電的化合物，如蔗糖、酒精等。

小結

（1）、能夠導電的物質不一定全是電解質。

（2）、電解質必須在水溶液裡或熔化狀态下才能有自由移動的離子。

（3）、電解質和非電解質都是化合物，單質既不是電解也不是非電解質。

（4）、溶于水或熔化狀态；注意："或"字

（5）、溶于水和熔化狀态兩各條件隻需滿足其中之一，溶于水不是指和水反應；

（6）、化合物，電解質和非電解質，對于不是化合物的物質既不是電解質也不是非電解質。

4、電解質與電解質溶液的區别：

電解質是純淨物，電解質溶液是混合物。無論電解質還是非電解質的導電都是指本身，而不是說隻要在水溶液或者是熔化能導電就是電解質。

注意事項：

① 電解質和非電解質是對化合物的分類，單質既不是電解質也不是非電解質。電解質應是化合物（屬于純淨物）。而Cu則是單質（能導電的物質不一定是電解質，如石墨或金屬），K2SO4與NaCl溶液都是混合物。

② 電解質應是一定條件下本身電離而導電的化合物。有些化合物的水溶液能導電，但溶液中離子不是它本身電離出來的，而是與水反應後生成的，因此也不是電解質。例如CO2能導電是因CO2與H2O反應生成了H2CO3，H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質，是非電解質（如氨氣、二氧化硫、三氧化硫）。H2CO3 H2SO3NH3. H2O 是電解質

③ 酸、堿、鹽、金屬氧化物、水是電解質，蔗糖、酒精為非電解質。

④ BaSO4 AgCl 難溶于水，導電性差，但由于它們的溶解度太小，測不出（或難測）其水溶液的導電性，但它們溶解的部分是完全電離的，所以他們是電解質

⑤ 化合物在水溶液中或受熱熔化時本身能否發生電離是區别電解質與非電解質的理論依據，能否導電則是實驗依據。能導電的物質不一定是電解質，如石墨；電解質本身不一定能導電，如NaCl晶體。

⑥ 電解質包括離子化合物和共價化合物。離子化合物是水溶液還是熔融狀态下均可導電，如鹽和強堿。共價化合物是隻有在水溶液中能導電的物質，如HCl 。

{補充：①溶液導電能力強弱與單位體積溶液中離子的多少和離子所帶電荷數有關；②在溶液的體積、濃度以及溶液中陰（或陽）離子所帶的電荷數都相同的情況下，導電能力強的溶液裡能夠自由移動的離子數目一定比導電能力弱的溶液裡能夠自由移動的離子數目多。③HCl、NaOH、NaCl在水溶液裡的電離程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中的電離程度大。據此可得出結論：電解質應有強弱之分。

5、強電解質：在水溶液裡全部電離成離子的電解質。

6、弱電解質：在水溶液裡隻有一部分分子電離成離子的電解質。

強、弱電解質對比

7、強電解質與弱電解質的注意點

①電解質的強弱與其在水溶液中的電離程度有關，與其溶解度的大小無關。例如：難溶的BaS04、CaS03等和微溶的Ca(OH)2等在水中溶解的部分是完全電離的，故是強電解質。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中隻有部分電離，故歸為弱電解質。

②電解質溶液的導電能力的強弱隻與自由移動的離子濃度及離子所帶的電荷數有關，而與電解質的強弱沒有必然的聯系。例如：一定濃度的弱酸溶液的導電能力也可能比較稀的強酸溶液強。

③強電解質包括：強酸(如HCl、HN03、H2S04)、強堿(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的離子化合物和少數的共價化合物。

④弱電解質包括：弱酸(如CH3COOH)、弱堿(如NH3·H20)、中強酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱電解質。

⑤共價化合物在水中才能電離，熔融狀态下不電離

舉例：KHSO4在水中的電離式和熔融狀态下電離式是不同的。}

8、離子方程式的書寫

· 第一步：寫（基礎）

· 寫出正确的化學方程式

例如:CuSO4 BaCl2=BaSO4↓ CuCl2

第二步：拆（關鍵）

把易溶、易電離的物質拆成離子形式（難溶、難電離的以及氣體等仍用化學式表示）

Cu2＋＋SO42－＋Ba2＋＋2Cl－＝BaSO4↓＋Cu2＋＋2Cl－

第三步：删（途徑）

删去兩邊不參加反應的離子

Ba2 SO42－ = BaSO4↓

第四步：查（保證）

檢查（質量守恒、電荷守恒）

Ba2 SO42－ = BaSO4↓

質量守恒：左——Ba， S 4 O 右——Ba， S 4 O

電荷守恒：左 2 （—2）=0 右 0

※離子方程式的書寫注意事項:

1.非電解質、弱電解質、難溶于水的物質，氣體在反應物、生成物中出現，均寫成化學式或分式。

· HAc＋OH－=Ac－＋H2O

· 2.固體間的反應，即使是電解質，也寫成化學式或分子式。

· 2NH4Cl（固）＋Ca(OH)2（固）=CaCl2＋2H2O＋2NH3↑

· 3.氧化物在反應物中、生成物中均寫成化學式或分子式。

· SO3＋Ba2 ＋2OH－=BaSO4↓＋H2O

· CuO＋2H =Cu2 ＋H2O

4.濃H2SO4作為反應物和固體反應時，濃H2SO4寫成化學式。

5.H3PO4中強酸，在寫離子方程式時按弱酸處理，寫成化學式。

6.金屬、非金屬單質，無論在反應物、生成物中均寫成化學式。如：Zn 2H =Zn2 H2↑

7. 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。微溶物作為生成物的一律寫化學式

如條件是澄清石灰水，則應拆成離子；若給的是石灰乳或渾濁石灰水則不能拆，寫成化學式。

另加：

鹽酸 硫酸 硝酸為強酸 醋酸 碳酸為弱酸 氫氧化鈉 氫氧化鈣 是強堿

酸————在水溶液中電離出的陽離子全部是氫離子的化合物。所謂強酸、弱酸是相對而言， 酸溶于水能發生完全電離的，屬于強酸。如HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、 酸溶于水不能發生完全電離的，屬于弱酸。如碳酸、H2S、HF、磷酸、乙酸（醋酸）等。 堿————在水溶液中電離出的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。所謂強堿、弱堿是相對而言， 堿溶于水能發生完全電離的，屬于強堿。如KOH、NaOH、Ba(OH)2 堿溶于水不能發生完全電離的，屬于弱堿。如一水和氨、氫氧化鈣（中強堿）、氫氧化鋁、氫氧化鋅等。

9、離子共存問題

凡是能發生反應的離子之間或在水溶液中水解相互促進的離子之間不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般規律是：

1、凡相互結合生成難溶或微溶性鹽的離子（熟記常見的難溶、微溶鹽）；

2、與H 不能大量共存的離子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根離子： 氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3- 鹵族有：F-、ClO-

碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32- 3、與OH-不能大量共存的離子有： NH42 和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根離子以及弱堿的簡單陽離子（比如：Cu2 、Al3 、Fe3 、Fe2 、Mg2 等等） 4、能相互發生氧化還原反應的離子不能大量共存： 常見還原性較強的離子有:Fe3 、S2-、I-、SO32-。 氧化性較強的離子有：Fe3 、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-

10、氧化還原反應

①、氧化反應：元素化合價升高的反應

還原反應：元素化合價降低的反應

氧化還原反應：凡有元素化合價升降的化學反應就是

②、氧化還原反應的判斷依據-----有元素化合價變化

失電子總數=化合價升高總數==得電子總數==化合價降低總數。

③、氧化還原反應的實質------電子的轉移(電子的得失或共用電子對的偏移

④ 氧化劑和還原劑(反應物)

氧化産物：氧化後的生成物

還原産物：還原後的生成物。

⑤常見的氧化劑與還原劑

a、常見的氧化劑

(1) 活潑的非金屬單質：O2、Cl2、Br2

(2) 含高價金屬陽離子的化合物：FeCl3

(3) 含某些較高化合價元素的化合物：濃H2SO4 、HNO3、KMnO4、MnO2

b、常見的還原劑：

(1) 活潑或或較活潑的金屬：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn (按金屬活動性順序，還原性遞減)

(2) 含低價金屬陽離子的化合物：Fe2＋

(3) 某些非金屬單質：C、H2

(4) 含有較低化合價元素的化合物：HCl 、H2S、HI、KI

第三章金屬及其化合物

一、金屬的物理通性：常溫下，金屬一般為銀白色晶體（汞常溫下為液體），具有良好的導電性、導熱性、延展性。

二、金屬的化學性質：

多數金屬的化學性質比較活潑，具有較強的還原性，在自然界多數以化合态形式存在。

三、金屬化合物的性質：

1、氧化物

2、氫氧化物

3、鹽

四、金屬及其化合物之間的相互轉化

1、鋁及其重要化合物之間的轉化關系，寫出相應的化學反應方程式。⑩NaAlO2 HCl H2O=Al(OH)3↓ NaCl

2、鐵及其重要化合物之間的轉化關系，寫出相應的化學反應方程式。

3、鈉及其化合物之間的相互轉化，寫出相應的化學反應方程式。

2、碳酸鈉、碳酸氫鈉：Na2CO3又叫純堿，俗稱蘇打。無水碳酸鈉是白色粉末。NaHCO3俗稱小蘇打，也叫酸式碳酸鈉。它是白色粉末，在水中的溶解度比碳酸鈉略小，水溶液呈微堿性，固體碳酸氫鈉受熱即分解。NaHCO3是發酵粉的主要成分，也用于制滅火劑、焙粉或清涼飲料等方面的原料，在橡膠工業中作發泡劑。将碳酸鈉溶液或結晶碳酸鈉吸收CO2可制得碳酸氫鈉。

3、氧化鋁、氫氧化鋁 （1）Al2O3俗名礬土，是一種難熔又不溶于水的白色粉末。它的熔點、沸點都高于2000度。

（2）氫氧化鋁是典型的兩性氫氧化物，它既能溶于強酸生成鋁鹽溶液，又能溶于強堿生成偏鋁酸鹽溶液。氫氧化鋁可用來制備鋁鹽，作吸附劑等的原料。氫氧化鋁凝膠有中和胃酸和保護潰瘍面的作用，可用于治療胃和十二指腸潰瘍、胃酸過多等。

10、合金：

第四章 非金屬及其化合物

一、本章知識結構框架

二、本章知識結構梳理

(一) 矽及其化合物

1、二氧化矽和二氧化碳比較

2、矽以及矽的化合物的用途

(二) 氯

1、液氯、新制的氯水和久置的氯水比較

2、氯氣的性質

(三) 硫、氮

1、二氧化硫的性質

2、濃硫酸和濃硝酸的性質

3、氨氣、氨水與铵鹽的性質

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