化學好教師

化學好教師

化學好教師為大家整理了高一必修一的全部知識點，希望可以幫助同學們好好複習，迎接期末考試！

第二章 化學物質及其變化

一．物質的分類的意義是什麼？

1．分類是學習和研究化學物質及其變化的一種常用的基本方法，它不僅可以使有關化學物質及其變化的知識系統化，還可以通過分門别類的研究，了解物質及其變化的規律。分類要有一定的标準，根據不同的标準可以對化學物質及其變化進行不同的分類。交叉分類法和樹狀分類法是常用的兩種分類方法。

2．分散系的定義及其分類是什麼？

（1）定義：把一種（或多種）物質分散在另一種（或多種）物質中所得到的體系，叫分散系。被分散的物質稱作分散質（可以是氣體、液體、固體），起容納分散質作用的物質稱作分散劑（可以是氣體、液體、固體）。

（2）分類：按分散質粒子大小來分可以把分散系分成3種：溶液、膠體和濁液。

（3）區别：分散質粒子的大小是膠體區别于溶液、濁液的本質特征。

溶液、膠體、濁液三種分散系的比較：

第二節 離子反應

二．離子反應

1．電解質和非電解質的定義以及範圍是什麼？

電解質：在水溶液中或熔化狀态下能夠導電的化合物叫電解質。酸、堿、鹽、水和部分金屬氧化物都是電解質。

酸：電離時生成的陽離子全部是氫離子的化合物

堿：電離時生成的陰離子全部是氫氧根離子的化合物。

鹽：電離時生成金屬離子（或铵根離子）和酸根離子的化合物。

非電解質：在水溶液中或熔化狀态下都不能導電的化合物，叫非電解質。

注意：

① 電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或熔融狀态下能否導電。

② 電解質的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔融狀态下才能導電。

③ 能導電的物質并不全部是電解質：如銅、鋁、石墨、氯化鈉溶液等。

④ 溶于水能導電的化合物不一定是電解質。電解質導電必須是化合物本身能電離出自由移動的離子而導電，不能是發生化學反應生成的物質導電。如非金屬氧化物（SO₂、SO₃、CO₂）、大部分的有機物為非電解質。

⑤ 某些難溶于水的化合物。如BaSO₄、AgCl等，由于它們的溶解度太小，測不出其水溶液的導電性，但它們溶解的部分是完全電離的，所以是電解質。

⑥ 單質和混合物既不是電解質也不是非電解質。

2．強電解質和弱電解質的定義以及範圍是什麼？

（1）強電解質：在水溶液中或熔融狀态下全部電離成離子的電解質。

（2）範圍：

強酸（HCl、H₂SO₄、HNO₃、HClO₄、HI、HBr）

強堿（NaOH、KOH、Ba(OH)₂等）

大多數的鹽及金屬氧化物

注：一些不溶于水的鹽，如BaSO₄、CaCO₃等，但它溶解的那部分會完全電離成離子，所以像這樣的不溶性鹽也是強電解質。

（3）弱電解質：隻有部分電離成離子的電解質

（4）範圍：

弱酸：（H₂CO₃、CH₃COOH等）

弱堿：[NH₃·H₂O、Fe(OH)₃、Cu(OH)₂ 等]

水

3.電離以及電離方程式的定義是什麼？

電離：物質溶于水後或受熱熔化時，離解成能夠自由移動的離子的過程。

電離方程式：用離子符号表示電解質電離過程的式子，叫做電離方程式。

ß 陰、陽離子拆開寫，但原子團不能拆開，如：NO₃^-、SO₄^2-、OH^-、NH₄ 、CO₃^2-等。

ß 陰、陽離子的個數由化學式決定，帶電荷數由化合價決定。

ß 強酸的酸式根（HSO₄^-)要拆開寫，而弱酸的酸式根（HCO₃^-、HSO₃^-等）不能拆開。

ß 強電解質用“=”，弱電解質用“ ⇌ ”

ß 多元弱酸分步寫，多元弱堿一步寫。

4.離子方程式定義以及書寫步驟是什麼？

離子方程式：用實際參加反應的離子符号來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。

複分解反應這類離子反應發生的條件是：生成沉澱、氣體或水。

書寫方法：

寫：寫出反應的化學方程式

拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式

删：将不參加反應的離子從方程式兩端删去

查：查方程式兩端原子個數和電荷數是否相等

注：不能拆的5種物質

① 難溶或微溶物質②弱電解質（弱酸、弱堿、水）③氧化物④氣體⑤單質

強調：澄清石灰水則應拆；若是石灰乳或石灰漿則不能拆。

5．離子共存的定義以及不能共存的情況是什麼？

所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發生任何反應；若離子之間能發生反應，則不能大量共存。

A．結合生成難溶物質的離子不能大量共存:如Ba² 和SO₄^2-、Ag 和Cl^-、Ca² 和CO₃^2-、Mg² 和OH^-等。注：Fe(OH)₃(紅褐色)；Cu(OH)₂(藍色)；Fe(OH)₂(白色)；CuS(黑色)；AgBr(淺黃色)、AgI(黃色)。

B．結合生成氣體或易揮發性物質的離子不能大量共存：如H 和CO₃^2-，HCO₃^-，SO₃^2-，OH^-和NH₄ 等。

C．結合生成難電離物質的離子不能大量共存：如H 和OH^-、CH₃COO^-，OH^-和HCO₃^-等。

D．發生氧化還原反應（如H 、NO₃^-和Fe² ）、水解反應的離子不能大量共存（待學）。

E．生成絡合物，如Fe³ 和SCN^-等。

F．弱酸的酸式酸根離子在較強的的酸性和堿性環境中都不能大量共存。如HCO₃^-、HS^-、HSO₃^-、 H₂PO₄^-、HPO₄^2-都不能在酸性和堿性環境中大量共存。

注意：題幹中的條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe² （淺綠色）、Fe³ （棕黃色）、Cu² （藍色）、MnO₄^-（紫色）等離子，酸性（或堿性）則應考慮所給離子組外，還有大量的H （或OH^-）。

6.離子方程式正誤判斷有哪六看？

一看反應是否符合事實：主要看反應能否進行或反應産物是否正确。

二看能否寫出離子方程式：純固體之間的反應不能寫離子方程式。

三看化學用語是否正确：化學式、離子符号、沉澱、氣體符号、等号等的書寫是否符合事實。

四看離子配比是否正确。

五看原子個數、電荷數是否守恒。

六看與量有關的反應表達式是否正确（過量、适量）。

第三節 氧化還原反應

三、氧化還原反應

1.氧化還原反應概念的發展是什麼？

2.氧化還原反應中概念及其相互關系是怎樣的？

氧化劑（有氧化性）→得到電子→化合價降低→被還原→發生還原反應→還原産物。

還原劑（有還原性）→失去電子→化合價升高→被氧化→發生氧化反應→氧化産物。

3.四種基本反應類型和氧化還原反應的關系是怎樣的？

有單質參加的化合反應和單質生成的分解反應以及置換反應一定屬于氧化還原反應，複分解反應一定不屬于氧化還原反應。

4.得失電子數目的計算方法：(高價-低價)´系數´下标

5.單雙線橋法标電子轉移的方向和數目的方法是什麼？

單線橋法：箭号起點為還原劑即失電子的元素，終點為氧化劑即得電子的元素，隻标電子轉移的總數，不标得失。

雙線橋法：用兩個箭頭将反應物與生成物中發生化合價變化的同種元素連起來，箭頭從反應物開始指向生成物，化合價升高的标在上面，降低的标在下面，在線橋上标出得失電子的總數目，電子得失守恒。

6.特殊的氧化還原反應有哪幾種？

（1）部分氧化還原反應

在氧化還原反應中，如果還原劑隻有部分被氧化、或者氧化劑隻有部分被還原，這就是部分氧化還原反應。如：MnO₂ 4HCl(濃) ＝ MnCl₂ Cl₂ 2H₂O

（2）歧化反應

同種物質中同種價态的同種元素一部分被氧化、另一部分被還原的反應稱為歧化反應（這裡的“三同”缺一不可）。如：Cl₂ 2NaOH = NaCl NaClO H₂O

（3）歸中反應

不同價态的同一元素化合價可升高或降低至某一中間價态。 同種元素不同價态之間發生氧化還原反應遵循以下歸中規律：高價＋低價→中間價（注“可靠攏不交叉”）。如：H₂SO₄(濃) H₂S = SO₂↑ S↓ 2H₂O

7.氧化還原反應的幾種規律是什麼？

（1）價态規律

元素處于最高價時隻具有氧化性，元素處于最低價時隻具有還原性，元素處于中間價态時既有氧化性又有還原性.

（2）強弱規律

在同一反應中，氧化性：氧化劑 > 氧化産物；還原性：還原劑 > 還原産物

同種元素，一般情況下，高價的比低價的氧化性更強，如：氧化性：Fe³ > Fe² 、HClO > Cl₂

（3）歸中規律

不同價态的同一元素的化合物間反應，遵循：高價降，低價升，隻靠攏，不交叉，最多到同價。

（4）守恒規律

還原劑失電子總數 = 氧化劑得電子總數，即：化合價升高總數 = 化合價降低總數。

（5）先後規律

同等條件下，誰強誰先反應(強者先行)

不同的氧化劑與同一還原劑反應，氧化性強的氧化劑先反應

不同的還原劑與同一氧化劑反應，還原性強的還原劑先反應

更多精彩资讯请关注tft每日頭條，我们将持续为您更新最新资讯!