高中化学必修一复习提纲
第一章 从实验学化学
第一节 化学实验基本方法
一、熟悉化学实验基本操作
危险化学品标志，如酒精、汽油——易然液体；浓H2SO4、NaOH（酸碱）——腐蚀品 二、混合物的分离和提纯 1、分离的方法
①过滤：固体(不溶)和液体的分离。 ②蒸发：固体(可溶)和液体分离。
③蒸馏：沸点不同的液体混合物的分离。 ④分液：互不相溶的液体混合物。
⑤萃取：利用混合物中一种溶质在互不相溶的溶剂里溶解性的不同，
用一种溶剂把溶质从它与另一种溶剂所组成的溶液中提取出来。
2、粗盐的提纯
（1）粗盐的成分：主要是NaCl还含有MgCl2、CaCl2、Na2SO4、泥沙等杂质 （2）步骤
①将粗盐溶解后过滤；
2－2＋2＋2＋
②在过滤后得到粗盐溶液中加过量试剂BaCl2(除SO4)、Na2CO3(除Ca、过量的Ba)、NaOH(除Mg)溶液后过滤；
2－－
③得到滤液加盐酸(除过量的CO3、OH)调PH=7得到NaCl溶液； ④蒸发、结晶得到精盐。
加试剂顺序关键：（a）Na2CO3在BaCl2之后；（b）盐酸放最后。 3、蒸馏装置注意事项
①加热烧瓶要垫上石棉网；
②温度计的水银球应位于烧瓶的支管口处； ③加碎瓷片的目的是防止暴沸； ④冷凝水由下口进，上口出。
4、从碘水中提取碘的实验时，选用萃取剂应符合原则 ①萃取剂不能与被萃取的物质反应
②萃取剂与原溶液溶剂互不相溶。（密度：苯<水 用CCl4萃取碘水中的碘时，溶液分为两层，上层液体显黄色，下层液体显紫红色。 用苯萃取碘水中的碘时，溶液分为两层，上层液体为紫红色；下层液体显黄色。 三、离子的检验 2－ ①SO4：[ 用BaCl2溶液（或Ba(NO3)2溶液）、稀硝酸检验 ]先加稀硝酸酸化，再加BaCl2溶液有白色沉 2－2＋2－ 淀，原溶液中一定含有SO4。 Ba＋SO4＝BaSO4↓ － ②Cl：（用AgNO3溶液、稀硝酸检验）加AgNO3溶液有白色沉淀生成，再加稀硝酸沉淀不溶解，原溶液中 －－ 一定含有Cl；或先加稀硝酸酸化，再加AgNO3溶液，如有白色沉淀生成，则溶液中一定含有Cl。 ＋－ Ag＋Cl＝AgCl↓。 2－ ③CO3：（用BaCl2溶液、稀盐酸检验）先加BaCl2溶液生成白色沉淀，再加稀盐酸，沉淀溶解，并生成 2－ 无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的气体，则原溶液中一定含有CO3。 ④NH4：（用NaOH溶液检验）加入NaOH溶液，加热，放出使湿润的红色石蕊试纸变蓝的气体(NH3)，则 ＋ 原溶液中有NH4。 ＋－ NH4＋OH＝＝NH3↑＋H2O 第二节 化学计量在实验中的应用 1、物质的量（n）是国际单位制中7个基本物理量之一。 2、五个新的化学符号： 概念、符号 定义 注 意 事 项 物质的量： 衡量一定数目粒①摩尔(mol)是物质的量的单位，只能用来衡量微观粒n 子集体的物理量 子：原子、分子、离子、原子团、电子、质子、中子等。 ②用物质的量表示微粒时，要指明粒子的种类。 阿伏加德罗常1mol任何物质所NA有单位：mol或 /mol，读作每摩尔， 23－1数： 含粒子数。 NA≈6.02×10mol。 NA 摩尔质量： 单位物质的量物①一种物质的摩尔质量以g/mol为单位时，在数值上与M 质所具有的质量 其相对原子或相对分子质量相等。 ②一种物质的摩尔质量不随其物质的量变化而变 气体摩尔体积： 单位物质的量气①影响气体摩尔体积因素有温度和压强。 Vm 体所具有的体积 ②在标准状况下（0℃，101KPa）1mol任何气体所占体 积约为22.4L即在标准状况下，Vm≈22.4L/mol 物质的量浓度： 单位体积溶液所①公式中的V必须是溶液的体积；将1L水溶解溶质或C 含某溶质B物质者气体，溶液体积肯定不是1L。 的量。 ②某溶质的物质的量浓度不随所取溶液体积多少而变 3、各个量之间的关系 4、溶液稀释公式：（根据溶液稀释前后，溶液中溶质的物质的量不变） C浓溶液V浓溶液＝C稀溶液V稀溶液 （注意单位统一性，一定要将mL化为L来计算） 5、溶液中溶质浓度可以用两种方法表示：①质量分数W，②物质的量浓度C。质量分数W与物质的量浓度C 3 的关系：C=1000ρW/M（其中ρ单位为g/cm） 3 已知某溶液溶质质量分数为W，溶液密度为ρ（g/cm），溶液体积为V，溶质摩尔质量为M，求溶质的物质的量浓度C。 【 推断：根据C=n(溶质)/V(溶液) ，而n(溶质)=m（溶质）/M(溶质)= ρ V W/M，考 3 虑密度ρ的单位g/cm化为g/L，所以有C=1000ρW/M 】 6、一定物质的量浓度溶液的配制 A:配制使用的仪器：托盘天平(固体溶质)、药匙、量筒(液体溶质)、一定容积的容量瓶、烧杯、玻璃棒、 胶头滴管。 B:配制的步骤：①计算溶质的量（若为固体溶质计算所需质量，若为溶液计算所需溶液的体积）②称取（或 量取）③溶解（静置冷却）④转移（注入蒸馏水）⑤洗涤⑥定容⑦摇匀 例如：配制400mL0.1mol／L的Na2CO3溶液： （1）计算：需无水Na2CO3 5.3 g。 （2）称量：用托盘天平称量无水Na2CO3 5.3 g。 （3）溶解：所需仪器烧杯、玻璃棒。 （4）转移：将烧杯中的溶液沿玻璃棒小心地引流到500mL容量瓶中。 （5）洗涤：溶质溶解后转移至容量瓶时，必须用少量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2—3次，并将洗涤液一 并倒入容量瓶，这是因为烧杯及玻璃棒会粘有少量溶质，只有这样才能尽可能地把溶质全部转移到容量瓶中。 －1＋ （6）定容：当往容量瓶里加蒸馏水时，距刻度线2－3cm处停止，为避免加水的体积过多，改用胶头滴管加蒸馏水到溶液的凹液面正好与刻度线相切，这个操作叫做定容。 a:不能配制任意体积的一定物质的量浓度的溶液，这是因为容量瓶的容积是固定的，没有任意体积规格的容量瓶。 b:溶液注入容量瓶前需恢复到室温，这是因为溶液温度过高会使溶液体积膨胀影响溶液配制的精确度。 C:用胶头滴管定容后再振荡，出现液面底于刻度线时不要再加水，这是因为振荡时有少量溶液粘在瓶颈上还没完全回流，故液面暂时低于刻度线，若此时又加水会使所配制溶液的浓度偏低。 d:如果加水定容时超出了刻度线，不能将超出部分再吸走，须应重新配制。 （7）摇匀：如果摇匀时不小心洒出几滴，不能再加水至刻度，必须重新配制，这是因为所洒出的几滴溶 液中含有溶质，会使所配制溶液的浓度偏低。 第二章 化学物质及其变化 第一节 物质的分类 1、掌握两种常见的分类方法：交叉分类法和树状分类法。 2、分散系及其分类 （1）分散系组成：分散剂和分散质，按照分散质和分散剂所处的状态，分散系可以有9种组合方式。 （2）当分散剂为液体时，根据分散质粒子大小可以将分散系分为溶液、胶体、浊液。 分散系 分散粒子直径 外观 能否透过滤纸 能否透过半透膜 实例 溶液 ＜1nm 能 能 食盐水 胶体 1～100nm 能 不能 Fe(OH)3胶体 浊液 ＞100nm 不能 不能 泥浆水 均一,透明,稳定 均一,透明,介稳体系 不均一,不透明,不稳定 3、胶体 （1）常见胶体：Fe(OH)3胶体、Al(OH)3胶体、血液、豆浆、淀粉溶液、有色玻璃、墨水等。 （2）胶体的特性：能产生丁达尔效应。区别胶体与其他分散系常用方法丁达尔效应。 胶体与其他分散系的本质区别是分散质粒子大小。 （3）Fe(OH)3胶体的制备方法： [练习]2.将饱和FeCl3溶液分别滴入下列溶液或水中，能形成胶体的是（ ） A.冷水 B.煮沸的蒸馏水 C.NaOH浓溶液 D.NaCl浓溶液 第二节 离子反应 一、电解质和非电解质 电解质：在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物。 1、化合物 非电解质：在水溶液中和熔融状态下都不能导电的化合物。 （如：酒精[乙醇]、蔗糖、SO2、SO3、NH3、CO2等是非电解质。） （1）电解质和非电解质都是化合物，单质和混合物既不是电解质也不是非电解质。 （2）酸、碱、盐和水都是电解质（特殊：盐酸是电解质溶液）。 （3）能导电的物质不一定是电解质。能导电的物质：电解质溶液、熔融的碱和盐、金属单质和石墨。 电解质需在水溶液里或熔融状态下才能导电。固态电解质(如：NaCl晶体)不导电，液态酸(如：液态HCl)不导电。 2、溶液能够导电的原因：有能够自由移动的离子。 3＋2－ 3、电离方程式：要注意配平，原子个数守恒，电荷数守恒。如：Al2(SO4)3＝2Al＋3SO4 二、离子反应 1、离子反应发生的条件 ①复分解型离子反应发生条件：生成沉淀、生成气体、生成难电离物（如水、弱酸、弱碱）。 ②氧化还原型离子反应发生条件：离子的价态发生变化。（如Fe放入FeCl3溶液中发生反应的离子方程 3＋2＋ 式为：Fe＋2Fe＝3Fe。） 2、离子方程式的书写：（写、拆、删、查） ①写：写出正确的化学方程式。（要注意配平。） ②拆：把易溶于水，易电离的物质写成离子形式。 ★ 常见易溶于水易电离的物质：三大强酸（H2SO4、HCl、HNO3），四大强碱（NaOH、KOH、Ba(OH)2、Ca(OH)2 ），可溶性盐，这些物质拆成离子形式，其他物质一律保留化学式。 ③删：删除不参加反应的离子（价态不变和存在形式不变的离子） ④查：检查书写离子方程式等式两边是否原子个数守恒、电荷数守恒。 ★3、离子方程式正误判断：（看几看） ①看是否符合反应事实(能不能发生反应，反应物、生成物对不对)。 ②看是否可拆。 ③看是否配平（原子个数守恒，电荷数守恒）。 ④看“＝”“△”“↑”“↓”是否应用恰当。 ★4、离子共存问题 （1）由于发生复分解反应（生成沉淀或气体或水或难电离物）的离子不能大量共存。 生成沉淀：AgCl、BaSO4、BaSO3、BaCO3、CaCO3、Mg(OH)2、Al(OH)3、Fe(OH)3、Cu(OH)2等。 2－－2－－2－－＋ 生成气体：CO3、HCO3、SO3、HSO3、S、HS等易挥发的弱酸的酸根与H不能大量共存。 ＋－－＋＋－＋ 生成难电离物 ①H和OH生成H2O。②CH3COO和H生成CH3COOH(弱酸)、H和ClO生成HClO(弱酸)、NH4 －－－－－2－ 和OH生成NH3·H2O(弱碱)等。 ③酸式酸根离子如HCO3、HSO3、HS、H2PO4、HPO4等既不 ＋－－＋－－2－ 能和H共存，也不能和OH共存。如：HCO3＋H＝H2O＋CO2↑， HCO3＋OH＝H2O＋CO3 ＋－ （2）由于发生氧化还原反应的离子不能共存。当溶液中有H和NO3时，相当于溶液中含HNO3，此时，因为 2＋2－2－－－ 硝酸具有强氧化性，使得具有强还原性的离子如Fe、S、SO3、I、Br（通常是这几种）因发生氧化还原反应而不能大量共存； （3）审题时应注意题中给出的附加条件。 2＋3＋2＋－ ①无色溶液中不存在有色离子：Cu、Fe、Fe、MnO4（常见这四种有色离子）。 ＋－ ②注意挖掘某些隐含离子：酸性溶液(或PH＜7)中隐含有H，碱性溶液(或PH＞7)中隐含有OH。 －－ ③NO3、MnO4等在酸性条件下具有强氧化性。 ④注意题目要求“大量共存”还是“不能大量共存”。 第三节 氧化还原反应 一、氧化还原反应 1、氧化还原反应的本质：有电子转移（包括电子的得失或偏移）。 2、氧化还原反应的特征：有元素化合价升降。 3、判断氧化还原反应的依据：凡是有元素化合价升降或有电子的转移的化学反应都属于氧化还原反应。 4、氧化还原反应相关概念 还原剂（具有还原性）：升(化合价升高)→失(失电子)→氧(被氧化或发生氧化反应)→生成氧化产物。 氧化剂（具有氧化性）：降→得→还→生成还原产物； ★（注：一定要熟记以上内容，以便能正确判断出一个氧化还原反应中的氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物；氧化剂、还原剂在反应物中找；氧化产物和还原产物在生成物中找。） 化合价升高 失电子 被氧化 氧化剂 ＋ 还原剂 ＝ 还原产物 ＋ 氧化产物 化合价降低 得电子 被还原 二、氧化性、还原性强弱的判断 （1）根据氧化还原反应方程式在同一氧化还原反应中， 氧化性：氧化剂＞氧化产物 还原性：还原剂＞还原产物 （2）根据反应的难易程度 注意：①氧化性、还原性的强弱只与该原子得失电子的难易程度有关，而与得失电子数目的多少无关。 得电子能力越强，其氧化性就越强；失电子能力越强，其还原性就越强。 还原性(失电子能力)：Li＜Na＜K＜Rb＜Cs 氧化性(得电子能力)：F2＞Cl2＞Br2＞I2 2＋3＋ ②同一元素相邻价态间不发生氧化还原发应，如Fe和Fe，SO2和H2SO4不发生反应。 三、如果使元素化合价升高，即要使它被氧化，要加入氧化剂才能实现； 如果使元素化合价降低，即要使它被还原，要加入还原剂才能实现； 第三章 金属及其化合物 第一节 金属的化学性质 一、钠 Na 1、单质钠的物理性质：钠质软、银白色、熔点低、密度比水的小但比煤油的大。 2、单质钠的化学性质： ①钠与O2反应 常温下：4Na + O2＝2Na2O （新切开的钠放在空气中容易变暗） 加热时：2Na + O2＝＝Na2O2 （钠先熔化后燃烧，发出黄色火焰，生成淡黄色固体Na2O2。） Na2O2中氧元素为－1价，Na2O2既有氧化性又有还原性。 2Na2O2＋2H2O＝4NaOH＋O2↑ 2Na2O2＋2CO2＝2Na2CO3＋O2 Na2O2是呼吸面具、潜水艇的供氧剂，Na2O2具有强氧化性能漂白。 ②钠与H2O反应 2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑ ＋＋－ 离子方程式：2Na＋2H2O＝2Na＋2OH＋H2↑（注意配平） 实验现象：“浮——钠密度比水小；游——生成氢气；响——反应剧烈； 熔——钠熔点低；红——生成的NaOH遇酚酞变红”。 ③钠与盐溶液反应 如钠与CuSO4溶液反应，应该先是钠与H2O反应生成NaOH与H2，再和CuSO4溶液反应，有关化学方程式：2Na＋2H2O＝2NaOH＋H2↑ CuSO4＋2NaOH＝Cu(OH)2↓＋Na2SO4 总的方程式：2Na＋2H2O＋CuSO4＝Cu(OH)2↓＋Na2SO4＋H2↑ 实验现象：有蓝色沉淀生成，有气泡放出 K、Ca、Na三种单质与盐溶液反应时，先与水反应生成相应的碱，碱再和盐溶液反应 ④钠与酸反应：2Na＋2HCl＝2NaCl＋H2↑（反应剧烈） ＋＋ 离子方程式：2Na＋2H＝2Na＋H2↑
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