高一化學期中複習知識點?一、物質常見的分類方法，今天小編就來聊一聊關于高一化學期中複習知識點?接下來我們就一起去研究一下吧!

高一化學期中複習知識點

一、物質常見的分類方法

對物質進行分類的常見方法有以下兩種：樹狀分類法和交叉分類法。

1.物質的樹狀分類

[特别提示](1)純淨物和混合物的區别

純淨物

混合物

有固定的組成和結構

無固定的組成和結構

有固定的熔、沸點

無固定的熔、沸點

保持一種物質的性質

保持原有物質各自的性質

(2)常見混合物

①溶液、濁液等。

②空氣、植物油、汽油等。

2.物質的交叉分類

如HCl是一元酸、無氧酸；H2SO4是二元酸、含氧酸。

[特别提示]　物質的交叉分類是應用最廣泛的分類方法，因為一種物質具有多種性質，可以按某一種性質分類，也可以按另一種性質分類，在以後的學習中注意應用交叉分類學習物質的性質；物質的樹狀分類是宏觀把握物質的一種分類方法，尤其是學習化學概念時一般應用這種分類方法。

【典例1】　下列十種物質：①水　②空氣　③鐵　④二氧化碳　⑤H2SO4⑥熟石灰[Ca(OH)2]⑦膽礬　⑧FeCl3溶液　⑨堿式碳酸銅[Cu2(OH)2CO3]⑩碳酸氫鈉(NaHCO3)

其中屬于混合物的是________(填序号，下同)；屬于氧化物的是________；屬于堿的是________；屬于酸的是________；屬于鹽的是________。

解析　堿式鹽[Cu2(OH)2CO3]、酸式鹽(NaHCO3)、結晶水合物(如膽礬CuSO4·5H2O)，都有固定的組成，均為純淨物，而FeCl3溶液包含FeCl3和水，屬于混合物。

答案②⑧①④⑥⑤⑦⑨⑩

理解感悟　物質分類的标準較多，類别較多，但是都是以物質的基本概念進行區别和聯系的。如：有固定組成的物質就是純淨物，如CuSO4·5H2O，其中CuSO4與結晶水的個數比是1∶5，組成固定，屬于化合物，所以CuSO4·5H2O是純淨物，不是混合物。由一種元素與氧元素組成的化合物是氧化物；在水溶液中電離出來的陰離子均為OH－的化合物是堿；在水溶液中電離出來的陽離子均為H＋的化合物是酸；由金屬陽離子(或铵根離子)與酸根離子組成的化合物為鹽。因此，隻要我們把握好概念的内涵和外延，從本質理解概念，就可以把繁雜的分類知識掌握了。

二、對比三種分散系　學會制備膠體

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，其中被分散的物質稱作分散質，分散其他物質的物質稱作分散劑，即：分散系＝分散質＋分散劑。

三種分散系的比較

分散系

溶液

膠體

濁液

分散質粒子的種類

分子、離子

較多分子的集合體或大分子

大量分子的集合體(固體小顆粒或小液滴)

分散質粒子的直徑

d<1 nm

1 nm<d<100 nm

d>100 nm

外部特征

均一、透明、

穩定

均一、透明、較穩定

不均一、不透明、不穩定

能否透過濾紙

能

能

不能

鑒别方法

無丁達爾效應

有丁達爾效應

靜置分層

實例

食鹽水、碘酒

氫氧化鐵膠體、澱粉溶膠

泥水

【典例2】　我國科學家在世界上第一次為一種名為“钴酞菁”的分子(直徑為1.3×10－9 m)恢複了磁性。“钴酞菁”分子結構和性質與人體内的血紅素及植物體内的葉綠素非常相似。下列說法中不正确的是()

A.“钴酞菁”分子所形成的分散系具有丁達爾效應

B.“钴酞菁”分子不能透過濾紙

C.此項工作可以用來改變分子的某些物理性質

D.此工作可廣泛應用于光電器件、生物技術等方面

解析　直徑為1.3×10－9m符合膠體微粒直徑範圍，所以具有丁達爾效應，A對；膠體能透過濾紙，不能透過半透膜，B錯；磁性為物理性質，C對。

答案B

理解感悟　分散質粒子直徑介于1～100 nm之間是膠體的本質特征，所以先從分散質粒子的大小确定其是哪種分散系，再據此判斷各項是否正确。

三、電解質中的“是與非”

電解質中的“是與非”

(1)電解質、非電解質的相同之處在于它們都是化合物，單質和混合物既不屬于電解質，又不屬于非電解質；電解質、非電解質的不同之處是在水溶液裡或熔融狀态下能否導電。

(2)電解質概念中的“或”，指兩種情況任取一種即可；非電解質中的“無論”和“都”，指兩種情況必須同時滿足。

(3)從物質類别上把握概念更清晰明了。如：酸、堿、金屬氧化物、大多數鹽以及H2O為電解質。酒精、蔗糖和大多數非金屬氧化物是非電解質。

(4)能導電的物質不一定是電解質，如石墨等；電解質本身不一定能導電，如食鹽晶體。

(5)NH3、SO2溶于水均能導電，但并非它們本身能電離出自由離子，而是它們與水反應的生成物NH3·H2O、H2SO3能電離出離子，所以NH3、SO2都是非電解質。

【典例3】　下列狀态的物質，既能導電又屬于電解質的是()

A.MgCl2晶體 B.NaCl溶液 C.液态HCl D.熔融的NaOH

解析　B項是混合物，不是電解質；A、C、D項都是電解質，但MgCl2晶體中離子不能自由移動，不能導電；C項中是分子，沒離子，也不導電。

答案D

四、離子方程式的書寫與正誤判斷方法

1.離子方程式的書寫方法要求

抓住兩易、兩等、兩查

兩易：即易溶、易電離的物質(包括強酸、強堿、大多數可溶性鹽)以實際參加反應的離子符号表示，非電解質、難電離的物質(包括弱酸、弱堿、水等)、難溶物、單質、氣體、氧化物等用化學式表示。

兩等：離子方程式兩邊的原子個數、電荷總數均對應相等。

兩查：檢查各項是否都有公約數，是否漏寫必要的反應條件。

2.離子方程式的正誤判斷方法

(1)看是否符合客觀事實。如Fe跟稀H2SO4反應，寫成2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑是錯誤的。

(2)看化學式拆寫是否正确。如NaHCO3與稀HCl反應寫成2H＋＋CO32－===CO2↑＋H2O是錯誤的。

(3)看是否遵循質量守恒和電荷守恒。如Zn＋Ag＋===Zn2＋＋Ag電荷不守恒。

(4)看是否漏掉部分離子反應。如H2SO4溶液與Ba(OH)2溶液的反應，寫成Ba2＋＋SO42－===BaSO4↓或H＋＋OH－===H2O都是錯誤的。

【典例4】 判斷下列離子方程式是否正确，錯誤者指明原因，并寫出正确的離子方程式。

①鐵粉溶于稀硫酸中：2Fe＋6H＋===2Fe3＋＋3H2↑

②用三氯化鐵溶液制取Fe(OH)3膠體：Fe3＋＋3H2O===Fe(OH)3↓＋3H＋

③氫氧化銅溶于鹽酸：OH－＋H＋===H2O

④氫氧化鋇溶液與硫酸銅溶液混合：2OH－＋Cu2＋===Cu(OH)2↓

⑤鋁與氯化銅溶液發生置換反應：Al＋Cu2＋===Al3＋＋Cu

⑥硫酸溶液與氫氧化鋇溶液混合：H＋＋OH－＋SO42－＋Ba2＋===BaSO4↓＋H2O

⑦碳酸鈣溶于硝酸溶液：CaCO3＋2H＋===Ca2＋＋CO2↑＋H2O

⑧碳酸氫鈣溶液與足量氫氧化鈉溶液混合：HCO3－＋OH－===CO32－＋H2O

答案

序号

正誤判斷

錯誤原因

正确的離子方程式

①

×

不符合反應事實，産物應為Fe2＋，不是Fe3＋

Fe＋2H＋===Fe2＋＋H2↑

②

×

産物為Fe(OH)3膠體，不是沉澱

Fe3＋＋3H2O△===== Fe(OH)3(膠體)＋3H＋

③

×

氫氧化銅不能寫成OH－，應寫化學式

Cu(OH)2＋2H＋===Cu2＋＋2H2O

④

×

生成Cu(OH)2沉澱的同時生成BaSO4沉澱

Ba2＋＋2OH－＋Cu2＋＋SO42－===BaSO4↓＋Cu(OH)2↓

⑤

×

反應方程式兩邊電荷不守恒

2Al＋3Cu2＋===2Al3＋＋3Cu

⑥

×

生成BaSO4與H2O的物質的量之比應為1∶2

2H＋＋SO42－＋Ba2＋＋2OH－===BaSO4↓＋2H2O

⑦

√

⑧

×

Ca2＋應參加反應，有CaCO3沉澱生成

Ca2＋＋2HCO3－＋2OH－===CaCO3↓＋CO32－＋2H2O

五、離子在水溶液中能否大量共存的判斷

1.離子在溶液中能否大量共存的關鍵就是看離子間是否符合離子反應發生的條件，若反應，則不能大量共存。

(1)看離子間能否生成難溶物、微溶物。要熟練記憶酸、堿、鹽的溶解性，特别是難溶性的鹽類。

(2)看離子間能否反應生成氣體。氣體又有酸性氣體和堿性氣體兩種，具體表現為易揮發弱酸的酸根與H＋不能大量共存；铵鹽與強堿不能大量共存。

(3)看離子間能否反應生成難電離的物質(弱酸、弱堿、水等)。酸中的鹽酸、硫酸和硝酸易電離，其他的酸一般難電離；堿中的氫氧化鈉、氫氧化鉀、氫氧化鈣、氫氧化鋇易電離，其他的堿均認為是難電離。

(4)看離子間能否發生氧化還原反應等。

2.注意題目中附加的限定性條件

(1)無色透明的溶液中，不能存在有色離子，如Cu2＋(藍色)、Fe3＋(棕黃色)、Fe2＋(淺綠色)、MnO4－(紫色)等。

(2)在強酸性溶液中，與H＋起反應的離子不能大量存在。

(3)在強堿性溶液中，與OH－起反應的離子不能大量存在。

【典例5】 在無色透明的溶液中，可以大量共存的離子組是 ()

A.MnO4－、Fe2＋、K＋、Cl－ B.Cu2＋、Na＋、Cl－、SO42－

C.Ca2＋、Cl－、NO3－、K＋ D.Ca2＋、H＋、OH－、CO32－

解析　MnO4－、Fe2＋、Cu2＋在溶液中均顯一定的顔色，A、B項不合題意；D項中H＋＋OH－===H2O,2H＋＋CO32－===CO2↑＋H2O，Ca2＋＋CO32－===CaCO3↓，故D項不合題意。

答案C

理解感悟　溶液中的離子共存，是一種要求較高的題型，所涉及的知識多且廣，特别要求能熟練掌握一些邊緣零碎知識。同時在答題時要注意題目中的一些附加的、隐含的條件。

【典例6】 某溶液的溶質可能由下列離子組成：Cl－、SO42－、CO32－、H＋、Ba2＋、Na＋，某同學進行了如下實驗：

(1)向溶液中加入過量的BaCl2溶液，有白色沉澱産生，過濾；

(2)向(1)中濾液裡加入AgNO3溶液，有白色沉澱産生；

(3)将(1)中的沉澱加入稀鹽酸中，沉澱部分消失，有氣體産生。

依據以上實驗可以推斷，原溶液中一定含有________；一定沒有____________；可能含有__________________。

解析　推斷溶液中肯定存在、肯定不存在及可能存在什麼離子，是考查離子反應的又一種重要題型。其命題形式通常是給出實驗現象或實驗事實，要求通過對題述實驗、離子性質、離子共存的分析而得出結論。實驗(1)說明原溶液中沒有Ba2＋；由實驗(3)(白色沉澱部分消失、産生氣體)可知一定含有SO42－(BaSO4不溶于鹽酸)、CO32－；由于加入BaCl2溶液引入了Cl－，所以不能由實驗(2)确定原溶液中含Cl－；而CO32－與H＋不能大量共存，所以肯定不含有(大量)H＋；3種陽離子中隻剩下Na＋了，則必然含有Na＋。

答案SO42－、CO32－、Na＋H＋、Ba2＋Cl－

理解感悟　解這類題要充分分析離子的性質、實驗現象和離子共存(離子共存是重要的隐含條件)等因素，并特别注意在實驗中加入某試劑時，是否引入或生成了原溶液中可能存在的離子，以及當隻剩下一種陽(陰)離子時，一定含有這種陽(陰)離子。

六、快速準确熟記氧化還原反應有關概念的方法

氧化還原反應是有電子轉移(得失或偏移)的反應，其表現特征是元素的化合價發生變化，實質是電子轉移。氧化還原反應中的概念較多，極易混淆。運用下列方法，可以快速準确的掌握氧化還原反應的有關概念。

1.理清概念間的關系

2.聯想記憶關鍵詞

(1)記憶口訣：“升失氧還、降得還氧”。其含義即：化合價升高→失去電子(電子對偏離)→被氧化→還原劑→具有還原性(失電子能力)；化合價降低→得到電子 (電子對偏向)→被還原→氧化劑→具有氧化性(得電子能力)。

(2)記憶口訣：“劑性一緻，其他相反”。其含義即：氧化劑具有氧化性，還原劑具有還原性；“其他相反”即氧化劑被還原，發生還原反應，得還原産物；還原劑被氧化，發生氧化反應，得氧化産物。

3.學會正确的分析方法

化合價變化是分析一切氧化還原反應問題的前提和基礎，正确标出各元素的化合價是分析氧化還原反應的關鍵和突破口。具體方法是找變價，判類型(是否為氧化還原反應)；分升降，定其他(化合價升高，失去電子，發生氧化反應，化合價降低，得到電子，發生還原反應)。

【典例7】　單質钛(Ti)抗腐蝕能力強(放在大海中幾周後仍金光閃閃)，機械強度高，有“未來金屬”之稱。又因用它制的“骨頭”置入人體後可以在上面長肉，所以又有“親生物金屬”之美譽。工業上常用硫酸分解钛鐵礦(FeTiO3，鐵為＋2價)的方法來制取TiO2，再由TiO2制金屬钛。主要反應有：

①FeTiO3＋3H2SO4===Ti(SO4)2＋FeSO4＋3H2O

②Ti(SO4)2＋3H2O===H2TiO3↓＋2H2SO4

③H2TiO3△=====TiO2＋H2O

④TiO2＋2C＋2Cl2△=====TiCl4↑＋2CO↑

⑤TiCl4＋2Mg△=====2MgCl2＋Ti

上述反應中，屬于氧化還原反應的有()

A.①② B.①⑤ C.③④ D.④⑤

解析　氧化還原反應的判斷依據是有化合價變化，否則就是非氧化還原反應。①中Fe反應前後都是＋2價，Ti反應前後都是＋4價，是非氧化還原反應。②③中Ti都是＋4價。④中C、Cl2是單質，化合價肯定有變化。⑤中Ti、Mg的化合價都有變化。

答案D

【典例8】　分析下列反應中元素在反應前後的化合價升降、電子得失及被氧化、被還原情況，并指出氧化劑、還原劑、氧化産物、還原産物。

(1)Cl2＋H2O===HCl＋HClO

(2)CH4＋2O2點燃=====CO2＋2H2O

(3)3Cu＋8HNO3===3Cu(NO3)2＋2NO↑＋4H2O

解析　(1)中Cl2中的Cl是0價，反應後分别是－1價和＋1價，是歧化反應，所以Cl2的化合價是既升又降，它既是氧化劑又是還原劑。

(2)C從－4→＋4價，共失8e－，CH4為還原劑；O原子從0→－2價，每個原子降2價，4個氧原子，共降8價。

(3)HNO3中的N為＋5價，要注意Cu(NO3)2中的N也是＋5價(沒變價)，變價的是NO中的N(＋2價)。

答案(1)

Cl2既是氧化劑又是還原劑，HCl是還原産物，HClO是氧化産物。

(2)

CH4為還原劑，CO2為氧化産物，O2為氧化劑，CO2、H2O為還原産物。

(3)

Cu為還原劑，HNO3為氧化劑，Cu(NO3)2為氧化産物，NO為還原産物。

七、守恒法在氧化還原反應計算中的應用

1.氧化還原反應的計算主要有求氧化劑與還原劑物質的量之比或質量之比，計算參加反應的氧化劑或還原劑的量，确定反應前後某一元素的價态變化或物質的化學式等。其計算的關鍵是依據氧化劑得電子總數與還原劑失電子總數相等(即得失電子守恒)。

2.電子守恒解題步驟：首先找出氧化劑、還原劑及其物質的量以及每摩爾氧化劑、還原劑得失電子的量，然後根據電子守恒列等式：氧化劑的物質的量×每摩爾氧化劑得電子數＝還原劑的物質的量×每摩爾還原劑失電子數，利用這一等式，解氧化還原反應計算題，可化難為易，化繁為簡。

【典例9】　實驗室用MnO2和濃鹽酸制氯氣的反應為MnO2＋4HCl(濃)△=====MnCl2＋2H2O＋Cl2↑。反應中，如果有17.4 g 100%的MnO2被還原，那麼：

(1)被氧化的氯化氫的質量為___________________________________________。

(2)轉移電子的物質的量為____________________________________________。

(3)紡織工業中常用氯氣作漂白劑，漂白布匹後，過量的氯需要除去，通常可用Na2SO3作“脫氯劑”，脫氯後的産物為Na2SO4，氯變為－1價。若把本題中産生的Cl2完全轉化，需要Na2SO3的質量為______________________________________________________。

解析　(1)設被氧化的HCl的質量為x，則有如下關系：

MnO2＋4HCl(濃)△=====MnCl2＋Cl2↑＋2H2O～被氧化2HCl

則：17.4 g87＝x2×36.5　解得：x＝14.6 g

(2)該方程式中轉移電子數為2，所以電子數(未知量)與MnO2(已知量)的關系為MnO2～2e－

(3)Na2SO3與Cl2的反應為Na2SO3＋Cl2＋H2O===Na2SO4＋2HCl，所以MnO2(已知量)與Na2SO3(待求量)的物質的量比關系為MnO2～Cl2～Na2SO3。

綜合上述關系，有如下關系式：

MnO2～2e－～Na2SO3

即17.4 g87 g＝n(e－)2 mol＝m(Na2SO3)126 g

解之得：n(e－)＝0.4 molm(Na2SO3)＝25.2 g

答案(1)14.6 g

(2)0.4 mol

(3)25.2 g

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