高中化學(xué)必修一

1、高中化學(xué)必修一 第1章 從實(shí)驗(yàn)學(xué)化學(xué) 1、 化學(xué)計(jì)量 物質(zhì)的量：表示一定數(shù)目微粒的集合體 符號(hào)n 單位 摩爾 符號(hào) mol 阿伏加德羅常數(shù)：0.012kgC-12中所含有的碳原子數(shù)。用NA表示。 約為6.02x1023 公式：n=N/ NA摩爾質(zhì)量：?jiǎn)挝晃镔|(zhì)的量的物質(zhì)所具有的質(zhì)量 用M表示 單位：g/mol 數(shù)值上等于該物質(zhì)的分子量 質(zhì)量與物質(zhì)的量 公式：n=m/ M 物質(zhì)的體積決定：微粒的數(shù)目微粒的大小微粒間的距離 （微粒的數(shù)目一定 固體液體主要決定微粒的大??；氣體主要決定微粒間的距離 ）體積與物質(zhì)的量 公式：n=V/ Vm（標(biāo)準(zhǔn)狀況下 ，1mol任何氣體的體積都約為22.4L ）阿伏加德羅

2、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(shù)物質(zhì)的量濃度：?jiǎn)挝惑w積溶液中所含溶質(zhì)B的物質(zhì)的量。符號(hào)CB 單位：mol/l 公式：CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB 溶液稀釋規(guī)律 C（濃）×V（濃）= C（?。?#215;V（?。?溶液的配置 （1）配制溶質(zhì)質(zhì)量分?jǐn)?shù)一定的溶液 計(jì)算：算出所需溶質(zhì)和水的質(zhì)量。把水的質(zhì)量換算成體積。 如溶質(zhì)是液體時(shí)，要算出液體的體積。 稱量：用天平稱取固體溶質(zhì)的質(zhì)量；用量簡(jiǎn)量取所需液體、水的體積。 溶解：將固體或液體溶質(zhì)倒入燒杯里,加入所需的水,用玻璃棒攪拌使溶質(zhì)完全溶解. （2）配制一定物質(zhì)的量濃度的溶液 （配制前要檢查

3、容量瓶是否漏水） 計(jì)算：算出固體溶質(zhì)的質(zhì)量或液體溶質(zhì)的體積。 稱量：用托盤天平稱取固體溶質(zhì)質(zhì)量，用量簡(jiǎn)量取所需液體溶質(zhì)的體積。 溶解：將固體或液體溶質(zhì)倒入燒杯中，加入適量的蒸餾水（約為所配溶液體積的1/6），用玻璃棒攪拌使之溶解，冷卻到室溫后，將溶液引流注入容量瓶里。 洗滌（轉(zhuǎn)移）：用適量蒸餾水將燒杯及玻璃棒洗滌23次，將洗滌液注入容量瓶。振蕩，使溶液混合均勻。 定容：繼續(xù)往容量瓶中小心地加水，直到液面接近刻度23mm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。 過(guò)濾注意：一貼：將濾紙折疊好放入漏斗，加少量蒸餾水潤(rùn)濕，使濾紙緊貼漏斗內(nèi)壁。 二低：濾紙邊緣應(yīng)略低于漏

4、斗邊緣，加入漏斗中液體的液面應(yīng)略低于濾紙的邊緣。 三靠：向漏斗中傾倒液體時(shí)，燒杯的夾嘴應(yīng)與玻璃棒接觸；玻璃棒的底端應(yīng)和過(guò)濾器有三層濾紙?zhí)庉p輕接觸；漏斗頸的末端應(yīng)與接受器的內(nèi)壁相接觸，例如用過(guò)濾法除去粗食鹽中少量的泥沙。 第二章 化學(xué)物質(zhì)及其變化 二、分散系相關(guān)概念 1. 分散系：一種物質(zhì)（或幾種物質(zhì)）以粒子形式分散到另一種物質(zhì)里所形成的混合物。 2. 分散質(zhì)：分散系中分散成粒子的物質(zhì)。 3. 分散劑：分散質(zhì)分散在其中的物質(zhì)。 4、分散系的分類：當(dāng)分散劑是水或其他液體時(shí)，如果按照分散質(zhì)粒子的大小來(lái)分類， 可以把分散系分為：溶液、膠體和濁液。分散質(zhì)粒子直徑小于1nm的分散系叫溶液，在1nm100n

5、m之間的分散系稱為膠體，而分散質(zhì)粒子直徑大于100nm的分散系叫做濁液。 四、離子反應(yīng) 1、電離 ( ionization ) 電離：電解質(zhì)溶于水或受熱熔化時(shí)解離成自由離子的過(guò)程。 酸、堿、鹽的水溶液可以導(dǎo)電，說(shuō)明他們可以電離出自由移動(dòng)的離子。不僅如此，酸、堿、鹽等在熔融狀態(tài)下也能電離而導(dǎo)電，于是我們依據(jù)這個(gè)性質(zhì)把能夠在水溶液里或熔融狀態(tài)下能導(dǎo)電的化合物統(tǒng)稱為電解質(zhì)。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(gè)氫離子和一個(gè)硫酸根離子。鹽酸，電離出一個(gè)氫離子和一個(gè)氯離子。硝酸則電離出一個(gè)氫離子和一

6、個(gè)硝酸根離子。電離時(shí)生成的陽(yáng)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(duì)酸的本質(zhì)有一個(gè)新的認(rèn)識(shí)。那堿還有鹽又應(yīng)怎么來(lái)定義呢？ 電離時(shí)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(shí)生成的金屬陽(yáng)離子（或NH4+）和酸根陰離子的化合物叫做鹽。 書寫下列物質(zhì)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 注意，碳酸是一種

7、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(qiáng)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(jié)： 1、HCO3-、OH-、SO42-等原子團(tuán)不能拆開(kāi) 2、HSO4在水溶液中拆開(kāi)寫，在熔融狀態(tài)下不拆開(kāi)寫。 3、電解質(zhì)與非電解質(zhì) 電解質(zhì)：在水溶液里或熔化狀態(tài)下能夠?qū)щ姷幕衔?，如酸、堿、鹽等。 非電解質(zhì)：在水溶液里和熔融狀態(tài)下都不導(dǎo)電的化合物，如蔗糖、酒精等。 小結(jié)：（1）能夠?qū)щ姷奈镔|(zhì)不一定全是電解質(zhì)。 （2）電解質(zhì)必須在水溶液里或熔化狀態(tài)下才能有自由移動(dòng)的離子。 （3）電解質(zhì)和非電解質(zhì)都是化合物，單質(zhì)既不是電解也不是非電解質(zhì)。 （4）溶

8、于水或熔化狀態(tài)；注意：“或”字 （5）溶于水和熔化狀態(tài)兩各條件只需滿足其中之一，溶于水不是指和水反應(yīng)； （6）化合物，電解質(zhì)和非電解質(zhì)，對(duì)于不是化合物的既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。 4、電解質(zhì)與電解質(zhì)溶液的區(qū)別： 電解質(zhì)是純凈物，電解質(zhì)溶液是混合物。無(wú)論電解質(zhì)還是非電解質(zhì)的導(dǎo)電都是指本身，而不是說(shuō)只要在水溶液或者是熔化能導(dǎo)電就是電解質(zhì)。 注意事項(xiàng)： 電解質(zhì)和非電解質(zhì)是對(duì)化合物的分類，單質(zhì)既不是電解質(zhì)也不是非電解質(zhì)。電解質(zhì)應(yīng)是化合物（屬于純凈物）。而Cu則是單質(zhì)（能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，如石墨或金屬），K2SO4與NaCl溶液都是混合物。 電解質(zhì)應(yīng)是一定條件下本身電離而導(dǎo)電的化合物。有些化合

9、物的水溶液能導(dǎo)電，但溶液中離子不是它本身電離出來(lái)的，而是與水反應(yīng)后生成的，因此也不是電解質(zhì)。例如CO2能導(dǎo)電是因CO2與H2O反應(yīng)生成了H2CO3，H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質(zhì)，是非電解質(zhì)（如氨氣、二氧化硫、三氧化硫）。H2CO3 H2SO3NH3. H2O 是電解質(zhì) 酸、堿、鹽、金屬氧化物、水是電解質(zhì)，蔗糖、酒精為非電解質(zhì)。 BaSO4 AgCl 難溶于水，導(dǎo)電性差，但由于它們的溶解度太小，測(cè)不出（或難測(cè)）其水溶液的導(dǎo)電性，但它們?nèi)芙獾牟糠质峭耆婋x的，所以他們是電解質(zhì) 化合物在水溶液中或受熱熔化時(shí)本身能否發(fā)生電離是區(qū)別電解質(zhì)與非電解質(zhì)的理論依據(jù)，能否導(dǎo)電則是實(shí)

10、驗(yàn)依據(jù)。能導(dǎo)電的物質(zhì)不一定是電解質(zhì)，如石墨；電解質(zhì)本身不一定能導(dǎo)電，如NaCl晶體。 電解質(zhì)包括離子化合物和共價(jià)化合物。離子化合物是水溶液還是熔融狀態(tài)下均可導(dǎo)電，如鹽和強(qiáng)堿。共價(jià)化合物是只有在水溶液中能導(dǎo)電的物質(zhì)，如HCl 。 補(bǔ)充：溶液導(dǎo)電能力強(qiáng)弱與單位體積溶液中離子的多少和離子所帶電荷數(shù)有關(guān)；在溶液的體積、濃度以及溶液中陰（或陽(yáng)）離子所帶的電荷數(shù)都相同的情況下，導(dǎo)電能力強(qiáng)的溶液里能夠自由移動(dòng)的離子數(shù)目一定比導(dǎo)電能力弱的溶液里能夠自由移動(dòng)的離子數(shù)目多。HCl、NaOH、NaCl在水溶液里的電離程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中的電離程度大。據(jù)此可得出結(jié)論：電解質(zhì)應(yīng)有強(qiáng)弱

11、之分。 5、強(qiáng)電解質(zhì)：在水溶液里全部電離成離子的電解質(zhì)。 6、弱電解質(zhì)：在水溶液里只有一部分分子電離成離子的電解質(zhì)。7、強(qiáng)電解質(zhì)與弱電解質(zhì)的注意點(diǎn) 電解質(zhì)的強(qiáng)弱與其在水溶液中的電離程度有關(guān)，與其溶解度的大小無(wú)關(guān)。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(qiáng)電解質(zhì)。而易溶于水的CH3COOH、H3P04等在水中只有部分電離，故歸為弱電解質(zhì)。 電解質(zhì)溶液的導(dǎo)電能力的強(qiáng)弱只與自由移動(dòng)的離子濃度及離子所帶的電荷數(shù)有關(guān)，而與電解質(zhì)的強(qiáng)弱沒(méi)有必然的聯(lián)系。例如：一定濃度的弱酸溶液的導(dǎo)電能力也可能比較稀的強(qiáng)酸溶液強(qiáng)。 強(qiáng)電解質(zhì)包括：強(qiáng)酸(如HCl、HN03、

12、H2S04)、強(qiáng)堿(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數(shù)鹽(如NaCl、 MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的離子化合物和少數(shù)的共價(jià)化合物。 弱電解質(zhì)包括：弱酸(如CH3COOH)、弱堿(如NH3·H20)、中強(qiáng)酸 (如H3PO4 )，注意：水也是弱電解質(zhì)。 共價(jià)化合物在水中才能電離，熔融狀態(tài)下不電離 舉例：KHSO4在水中的電離式和熔融狀態(tài)下電離式是不同的。 8、離子方程式的書寫 第一步：寫（基礎(chǔ)） 寫出正確的化學(xué)方程式 例如:CuSO4+BaCl2=BaSO4+CuCl2 第二步：拆（關(guān)鍵） 把易溶、易電離的物質(zhì)拆成離子形式（難溶、難電離的以及氣體等仍用化學(xué)式表示

13、） Cu2SO42Ba22ClBaSO4Cu22Cl 第三步：刪（途徑） 刪去兩邊不參加反應(yīng)的離子 Ba2+ + SO42 = BaSO4 第四步：查（保證） 檢查（質(zhì)量守恒、電荷守恒） Ba2+ + SO42 = BaSO4 質(zhì)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(xiàng): 1. 非電解質(zhì)、弱電解質(zhì)、難溶于水的物質(zhì)，氣體在反應(yīng)物、生成物中出現(xiàn)，均寫成化學(xué)式或分式。 HAcOH=AcH2O 2. 固體間的反應(yīng)，即使是電解質(zhì)，也寫成化學(xué)式或分子式。 2NH4Cl（固）Ca(OH)2（固）=CaCl22H2O2NH3 3. 氧化物

14、在反應(yīng)物中、生成物中均寫成化學(xué)式或分子式。 SO3Ba2+2OH=BaSO4H2O CuO2H+=Cu2+H2O 4. 濃H2SO4作為反應(yīng)物和固體反應(yīng)時(shí)，濃H2SO4寫成化學(xué)式。 5. H3PO4中強(qiáng)酸，在寫離子方程式時(shí)按弱酸處理，寫成化學(xué)式。 6. 金屬、非金屬單質(zhì)，無(wú)論在反應(yīng)物、生成物中均寫成化學(xué)式。如：Zn+2H+=Zn2+H2 7. 微溶物作為反應(yīng)物時(shí),處于澄清溶液中時(shí)寫成離子形式;處于濁液或固體時(shí)寫成化學(xué)式。微溶物作為生成物的一律寫化學(xué)式 如條件是澄清石灰水，則應(yīng)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(xué)式。另加： 鹽酸 硫酸 硝酸為強(qiáng)酸；醋酸 碳酸為弱酸； 氫氧化鈉

15、氫氧化鈣 是強(qiáng)堿 酸在水溶液中電離出的陽(yáng)離子全部是氫離子的化合物。所謂強(qiáng)酸、弱酸是相對(duì)而言， 酸溶于水能發(fā)生完全電離的，屬于強(qiáng)酸，如HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI。酸溶于水不能發(fā)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(qiáng)堿、弱堿是相對(duì)而言， 堿溶于水能發(fā)生完全電離的，屬于強(qiáng)堿，如KOH、NaOH、Ba(OH)2 。堿溶于水不能發(fā)生完全電離的，屬于弱堿，如一水和氨、氫氧化鈣（中強(qiáng)堿）、氫氧化鋁、氫氧化鋅等。9、離子共存問(wèn)題 凡是能發(fā)生反應(yīng)的離子之間或在水溶液中水解相互促進(jìn)的離子之間不能大量共存（注意

16、不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般規(guī)律是： 1、 凡相互結(jié)合生成難溶或微溶性鹽的離子（熟記常見(jiàn)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(jiǎn)單陽(yáng)離子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等） 4、 能相互發(fā)生氧化還原反應(yīng)的離子不能大量共存：常見(jiàn)還原性較強(qiáng)的離子有:Fe3+、S2-、

17、I-、SO32-。 氧化性較強(qiáng)的離子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3- 10、氧化還原反應(yīng) 氧化反應(yīng)：元素化合價(jià)升高的反應(yīng) 還原反應(yīng)：元素化合價(jià)降低的反應(yīng) 氧化還原反應(yīng)：凡有元素化合價(jià)升降的化學(xué)反應(yīng)、氧化還原反應(yīng)的判斷依據(jù)-有元素化合價(jià)變化 失電子總數(shù)=化合價(jià)升高總數(shù)=得電子總數(shù)=化合價(jià)降低總數(shù)。 、氧化還原反應(yīng)的實(shí)質(zhì)-電子的轉(zhuǎn)移(電子的得失或共用電子對(duì)的偏移 氧化劑和還原劑(反應(yīng)物) 氧化產(chǎn)物：氧化后的生成物 還原產(chǎn)物：還原后的生成物。 常見(jiàn)的氧化劑與還原劑 a、常見(jiàn)的氧化劑 (1) 活潑的非金屬單質(zhì)：O2、Cl2、Br2 (2) 含高價(jià)金屬陽(yáng)離子的化合物：FeCl

18、3 (3) 含某些較高化合價(jià)元素的化合物：濃H2SO4 、HNO3、KMnO4、MnO2 b、常見(jiàn)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(dòng)性順序，還原性遞減)(2) 含低價(jià)金屬陽(yáng)離子的化合物：Fe2 (3) 某些非金屬單質(zhì)：C、H2 (4) 含有較低化合價(jià)元素的化合物：HCl 、H2S、HI、KI 第三章 金屬及其化合物 1、 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(dǎo)電性、導(dǎo)熱性、延展性。 二、金屬的化學(xué)性質(zhì)： 多數(shù)金屬的化學(xué)性質(zhì)比較活潑，具有較強(qiáng)的還原性，在自然界多數(shù)以化合態(tài)形式存在。 三、金屬化合物的性質(zhì)：四、金屬及其化合物之間的相互轉(zhuǎn)化1、 鋁及其重要化合物之間的轉(zhuǎn)化關(guān)系，寫出相應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)方程式。NaAlO2+HCl+H2O=Al(OH)3+NaCl 2、 鐵及其重要化合物之間的轉(zhuǎn)化關(guān)系，寫出相應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)方程式。 3、鈉及其化合物之間的相互轉(zhuǎn)化，寫出相應(yīng)的化學(xué)反應(yīng)方程式。 2、碳酸鈉、碳酸氫鈉：Na2CO3又叫純堿，俗稱蘇打。無(wú)水碳酸鈉是白色粉末。NaHCO3俗稱小蘇打，