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1、高一化学必修1人教版各章知识点归纳 第一章从实验学化学 第一节化学实验基本方法 一化学实验安全 1遵守实验室规则.2.了解安全措施.1 做有毒气体的实验时;应在通风厨中进行;并注意对尾气进行适当处理吸收或点燃等.进行易燃易爆气体的实验时应注意验纯;尾气应燃烧掉或作适当处理.2 烫伤宜找医生处理.3 浓酸沾在皮肤上;用水冲净然后用稀 NaHCO3溶液淋洗;然后请医生处理.4 浓碱撒在实验台上;先用稀醋酸中和;然后用水冲擦干净.浓碱沾在皮肤上;宜先用大量水冲洗;再涂上硼酸溶液.浓碱溅在眼中;用水洗净后再用硼酸溶液淋洗.5 钠、磷等失火宜用沙土扑盖.6 酒精及其他易燃有机物小面积失火;应迅速用湿抹布
2、扑盖.3掌握正确的操作方法.例如;掌握仪器和药品的使用、加热方法、气体收集方法等.二混合物的分离和提纯 1过滤和蒸发 实验 11 粗盐的提纯 仪器：天平;烧杯;玻璃棒;漏斗;铁架台;铁圈步骤：步骤 现象 1溶解：称取 4 克粗盐加到盛有 12mL 水的小烧杯中;用玻璃棒搅拌使氯化钠充分溶解 粗盐逐渐溶解;溶液浑浊.2过滤：组装好仪器;将 1 中所得到的混合物进行过滤.若滤液浑浊;要再次过滤;直到滤液澄清为止.滤纸上有不溶物残留;溶液澄清.3蒸发：将过滤后的澄清溶液转入蒸发皿;加热;并用玻璃棒搅拌;防止液滴飞溅.当出现较多固体时停止加热;余热蒸干.蒸发皿中产生了白色固体.注意事项：1 一贴;二低
3、;三靠.2 蒸馏过程中用玻璃棒搅拌;防止液滴飞溅.2蒸馏和萃取 31 蒸馏 原理：利用沸点的不同;除去难挥发或不挥发的杂质.实验 1-3 从自来水制取蒸馏水 仪器：温度计;蒸馏烧瓶;石棉网;铁架台;酒精灯;冷凝管;牛角管;锥形瓶.操作：连接好装置;通入冷凝水;开始加热.弃去开始蒸馏出的部分液体;用锥形瓶收集约 10mL 液体;停止加热.现象：随着加热;烧瓶中水温升高至 100 度后沸腾;锥形瓶中收集到蒸馏水.注意事项：温度计的水银球在蒸馏烧瓶的支管口处.蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片-防液体暴沸.冷凝管中冷却水从下口进;上口出.先打开冷凝水;再加热.溶液不可蒸干.2 萃取 原理：用一种溶把溶质从它与另
4、一溶剂所组成的溶液里提取出来.仪器：分液漏斗;烧杯 步骤：检验分液漏斗是否漏水.量取 10mL 碘的饱和溶液倒入分液漏斗;注入 4mLCCl4;盖好瓶塞.用右手压住分液漏斗口部;左手握住活塞部分;把分液漏斗倒转过来用力振荡.将分液漏斗放在铁架台上;静置.待液体分层后;将分液漏斗上的玻璃塞打开;从下端口放出下层溶液;从上端口倒出上层溶液.注意事项：A检验分液漏斗是否漏水.B萃取剂：互不相溶;不能反应.C上层溶液从上口倒出;下层溶液从下口放出.三离子检验 离子 所加试剂 现象 离子方程式 Cl AgNO3;稀 HNO3 产生白色沉淀 ClAg+AgCl SO42-BaNO32稀 HNO3 白色沉淀
5、 SO42-+Ba2+=BaSO4 四除杂 1原则：杂转纯、杂变沉、化为气、溶剂分.2注意：为了使杂质除尽;加入的试剂不能是“适量”;而应是“过量”；但过量的试剂必须在后续操作中便于除去.第二节化学计量在实验中的应用 一物质的量的单位摩尔 1物质的量 n 是表示含有一定数目粒子的集体的物理量.2摩尔 mol：把含有 6.021023个粒子的任何粒子集体计量为 1 摩尔.3阿伏加德罗常数 把 6.02X1023mol-1叫作阿伏加德罗常数.4物质的量物质所含微粒数目/阿伏加德罗常数 n=N/NA 5摩尔质量 M 1 定义：单位物质的量的物质所具有的质量叫摩尔质量.2 单位：g/mol 或 g.m
6、ol-1 3 数值：等于该粒子的相对原子质量或相对分子质量.6物质的量=物质的质量/摩尔质量 n=m/M 二气体摩尔体积 1气体摩尔体积 Vm 1 定义：单位物质的量的气体所占的体积叫做气体摩尔体积.2 单位：L/mol 或 m3/mol 2物质的量=气体的体积/气体摩尔体积 n=V/Vm 310101KPa;Vm=22.4 L/mol 225101KPa;Vm=24.8 L/mol 三物质的量在化学实验中的应用 1物质的量浓度 1 定义：以单位体积溶液里所含溶质 B 的物质的量来表示溶液组成的物理量;叫做溶质 B 的物质的浓度.2 单位：mol/L;mol/m3 3 物质的量浓度溶质的物质的
7、量/溶液的体积 CB=nB/V 2一定物质的量浓度的配制 1 基本原理：根据欲配制溶液的体积和溶质的物质的量浓度;用物质的量浓度计算的方法;求出所需溶质的质量或体积;在烧杯中溶解并在容器内用溶剂稀释为规定的体积;就得欲配制的溶液.2 主要操作 A检验是否漏水；B配制溶液计算；称量；溶解；转移；洗涤；定容；摇匀；贮存溶液.注意事项：A选用与欲配制溶液体积相同的容量瓶.B使用前必须检查是否漏水.C不能在容量瓶内直接溶解.D溶解完的溶液等冷却至室温时再转移.E定容时;当液面离刻度线 12cm 时改用滴管;以平视法观察加水至液面最低处与刻度相切为止.3溶液稀释 C 浓溶液V 浓溶液=C 稀溶液V 稀溶
8、液 第二章化学物质及其变化一物质的分类 1 分类是学习和研究化学物质及其变化的一种常用的基本方法;它不仅可以使有关化学物质及其变化的知识系统化;还可以通过分门别类的研究;了解物质及其变化的规律.分类要有一定的标准;根据不同的标准可以对化学物质及其变化进行不同的分类.交叉分类和树状分类是常用的分类方法.2分散系及其分类 把一种或多种物质分散在另一种或多种物质中所得到的体系;叫分散系.被分散的物质称作分散质可以是气体、液体、固体;起容纳分散质作用的物质称作分散剂可以是气体、液体、固体.溶液、胶体、浊液三种分散系的比较 分散质粒子大小/nm 外观特征 能否通过滤纸 有否丁达尔效应 实例 溶液 小于
9、1 均匀、透明、稳定 能 没有 NaCl、蔗糖溶液 胶体 在1100之间 均匀、有的透明、较稳定 能 有 FeOH3胶体 浊液 大于 100 不均匀、不透明、不稳定 不能 没有 泥水 二物质的化学变化 1物质之间可以发生各种各样的化学变化;依据一定的标准可以对化学变化进行分类.根据反应物和生成物的类别以及反应前后物质种类的多少可以分为：A化合反应 A+B=ABB分解反应 AB=A+BC置换反应 A+BC=AC+BD复分解反应AB+CD=AD+CB.根据反应中是否有离子参加可将反应分为：A离子反应：有离子参加的一类反应.主要包括复分解反应和有离子参加的氧化还原反应.B分子反应非离子反应.根据反应
10、中是否有电子转移可将反应分为：A氧化还原反应：反应中有电子转移得失或偏移的反应.实质：有电子转移得失或偏移 特征：反应前后元素的化合价有变化 B非氧化还原反应 2离子反应 电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物;叫电解质.酸、碱、盐都是电解质.酸:电离时生成的阳离子全部是氢离子的化合物 碱：电离时生成的阴离子全部是氢氧根离子的化合物.盐：电离时生成金属离子或铵根离子和酸根离子的化合物.在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物;叫非电解质.注意：电解质、非电解质都是化合物;不同之处是在水溶液中或融化状态下能否导电.电解的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电.能导电的物质
11、并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等.非金属氧化物 SO2、SO3、CO2、大部分的有机物为非电解质.离子方程式：用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子.它不仅表示一个具体的化学反应;而且表示同一类型的离子反应.复分解反应这类离子反应发生的条件是：生成沉淀、气体或水.书写方法：写：写出反应的化学方程式 拆：把易溶于水、易电离的物质拆写成离子形式 删：将不参加反应的离子从方程式两端删去 查：查方程式两端原子个数和电荷数是否相等 离子共存问题 所谓离子在同一溶液中能大量共存;就是指离子之间不发生任何反应；若离子之间能发生反应;则不能大量共存.A结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如 Ba2+和 S
12、O42-、Ag+和 Cl-、Ca2+和 CO32-、Mg2+和 OH-等.B结合生成气体或易挥发性物质的离子不能大量共存：如 H+和 C32-O;HCO3-;SO32-;OH-和 NH4+等.C结合生成难电离物质水的离子不能大量共存：如 H+和 OH-、CH3COO-;OH-和 HCO3-等.D发生氧化还原反应、水解反应的离子不能大量共存待学.注意：题干中的条件：如无色溶液应排除有色离子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等离子;酸性或碱性则应考虑所给离子组外;还有大量的 H+或 OH-.离子方程式正误判断六看 一看反应是否符合事实：主要看反应能否进行或反应产物是否正确.二看能否写出离子
13、方程式：纯固体之间的反应不能写离子方程式.三看化学用语是否正确：化学式、离子符号、沉淀、气体符号、等号等的书写是否符合事实.四看离子配比是否正确.五看原子个数、电荷数是否守恒.六看与量有关的反应表达式是否正确过量、适量.4 氧化还原反应 氧化还原反应概念的发展比较 得氧失氧的观点狭义 化合价升降观点广义 电子转移观点本质 氧化反应 得氧的反应 化合价升高的反应 失去或偏离电子的反应 还原反应 失氧的反应 化合价降低的反应 得到或偏向电子的反应 氧化还原反应 有氧得失的反应 有化合价升降的反应 有电子转移得失或偏移的反应 氧化还原反应中概念及其相互关系如下：化合价升高失去电子被氧化发生氧化反应是
14、还原剂有还原性.化合价降低得到电子被还原发生还原反应是氧化剂有氧化性.第三章金属及其化合物 1元素的存在形式有两种：游离态和化合态.1 钠镁铝只以化合态形式存在：钠元素的主要存在形式是氯化钠;镁元素的存在形式有菱镁矿;铝元素的存在形式有铝土矿.2 铁元素有两种存在形式：游离态的陨铁和化合态的铁矿石.2金属单质的用途：1 利用钠元素的特征焰色黄色制高压钠灯;高压钠灯的透雾力强;可以做航标灯；利用钠单质的熔点低;钠钾合金常温下呈液态;做原子反应堆的导热剂；利用钠单质制备过氧化钠;利用钠单质还原熔融态的四氯化钛制备金属钛.2 镁条燃烧发出耀眼的白光;用来做照明弹.3 利用铝的良好导电性;做导线.利用
15、铝块和铝粉的颜色都是银白色;铝粉制成银粉白色涂料.3金属化合物的用途：1 过氧化钠做漂白剂;过氧化钠做水下作业、坑道下作业的供氧剂；氯化钠、碳酸钠、碳酸氢钠做食品添加剂；氯化钠做为制备单质钠和氯气的原料;氯化钠做为制备氢氧化钠、氢气、氯气的原料.2 氧化镁的熔点高;做耐高温的材料：耐火管、耐火坩埚、耐高温的实验仪器.3 明矾做净水剂.4金属的分类：1 根据冶金工业标准分类：铁铬、锰为黑色金属;其余金属钠镁铝等为有色金属.2 根据密度分类：密度大于 4.5g/cm3的金属是重金属：如铁、铜、铅、钡;密度小于 4.5g/cm3的金属是轻金属：如钠、镁、铝.5氧化物的分类：二元化合物;其中一种元素是
16、氧元素;并且氧元素呈负二价的化合物是氧化物.1 氧化物根据氧化物中非氧元素的种类分为金属氧化物和非金属氧化物.2 金属氧化物分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物.3 非金属氧化物分为酸性氧化物、不成盐氧化物.4 氧化物根据氧化物是否与碱或酸反应生成盐分为成盐氧化物和不成盐氧化物 CO、NO.5 成盐氧化物分为酸性氧化物、碱性氧化物、两性氧化物.6 酸性氧化物分为高价态的金属氧化物 Mn2O7和非金属氧化物 CO2.7 碱性氧化物只能是金属氧化物 CaO.8 两性氧化物只能是金属氧化物 Al2O3、ZnO.6金属氢氧化物的分类：碱性氢氧化物和两性氢氧化物.7含金属阳离子的物质分为金属单质、金属
17、氧化物、金属氢氧化物、金属无氧酸盐、金属含氧酸盐.8酸根离子分为三类：1 含金属元素的含氧酸根离子 AlO2-、MnO4-.2 含非金属元素的含氧酸根离子 NO3-.3 含非金属元素的无氧酸根离子 Cl-等.9阳离子分类：1 金属阳离子 Na+和非金属阳离子 H+、NH4+.2 阳离子分单一价态阳离子 Na+和变价态阳离子 Fe2+、Fe3+;单一价态的阳离子和最高价态的阳离子只有氧化性;氧化性顺序：Ag+Fe3+Cu2+H+；较低价态的金属离子既有氧化性又有还原性;遇到强氧化剂呈还原性;遇到强还原剂呈氧化性.10温度不同产物不同的化学方程式：4Na+O2=2Na2O；2Na+O2=Na2O2
18、 11量不同产物不同的化学方程式：CO2+NaOH=NaHCO3 CO2+2NaOH=Na2CO3+H2O Na2CO3+HCl=NaHCO3+NaCl Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2 NaHCO3+CaOH2=CaCO3+NaOH+H2O 2NaHCO3+CaOH2=CaCO3+Na2CO3+2H2O Al2SO43+6NaOH=2AlOH3+3Na2SO4 Al2SO43+8NaOH=2NaAlO2+3Na2SO4+4H2O 2KAlSO42+3BaOH2=2AlOH3+3BaSO4+K2SO4 KAlSO42+2BaOH2=2H2O+2BaSO4+KAlO2 12物质
19、既能跟强酸反应又能跟强碱反应的的化学方程式：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2 2Al+6HCl=2AlCl3+3H2 Al2O3+2NaOH=2NaAlO2+H2O Al2O3+6HCl=2AlCl3+3H2O AlOH3+NaOH=NaAlO2+2H2O AlOH3+3HCl=AlCl3+3H2O NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2 13相互转化的化学方程式 氧化还原反应实例：除去氯化铁中的氯化亚铁：2FeCl2+Cl2=2FeCl3 氧化还原反应实例：除去氯化亚铁中的氯化铁：2FeCl3+Fe=3FeCl2 酸碱
20、性实例：除去碳酸氢钠中的碳酸钠：Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3 酸碱性实例：除去碳酸钠中的碳酸氢钠：NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O 2NaHCO3=Na2CO3+CO2+H2O 14酸碱性强弱区别的化学方程式 硫酸铝溶液中滴入过量的强碱溶液不再有沉淀：Al2SO43+8NaOH=2NaAlO2+3Na2SO4+4H2O 离子方程式：Al3+4OH-=AlO2-+2H2O 硫酸铝溶液中滴入过量的弱碱氨水溶液始终有沉淀：Al2SO43+6NH3H2O=2AlOH3+3NH42SO4 离子方程式：Al3+3NH3H2O=AlOH3+3NH4+15互滴法鉴别无色试剂的实验组
21、：碳酸钠溶液和盐酸;硫酸铝溶液和强碱;偏酸盐溶液和强酸 16Fe2+的检验：取少量待测液于试管中;在试管中滴入可溶性碱溶液;先产生白色沉淀;过一会沉淀变成灰绿色;最终变成红褐色;说明溶液中有 Fe2+.取少量待测液于试管中;在试管中先滴入 KSCN 溶液;无现象;再滴入氯水;溶液马上变成血红色;说明溶液中有 Fe2+.17Fe3+的检验：取少量待测液于试管中;在试管中滴入可溶性碱溶液;产生红褐色沉淀;说明溶液中有 Fe3+.取少量待测液于试管中;在试管中先滴入 KSCN 溶液;溶液马上变成血红色;说明溶液中有 Fe3+.18指示剂颜色变化：在盛有水的试管里;加入过氧化钠;然后滴入指示剂：酚酞先
22、变红后褪色紫色石蕊先变蓝后褪色.在盛有水的试管里;加入碳酸钠;然后滴入指示剂：酚酞变红紫色石蕊变蓝.在盛有水的试管里;加入碳酸氢钠;然后滴入指示剂：酚酞变红紫色石蕊变蓝.19 氯化铁溶液可以止血;氯化铁溶液可以用来腐蚀电路板;饱和氯化铁溶液滴入沸水中可以制备氢氧化铁胶体;铝化铁溶液蒸干得到氢氧化铁;灼烧得到氧化铁.20与 Fe3+不能共存的离子有：发生复分解反应的离子：OH-.发生络合反应的离子：SCN-.发生双水解反应的离子：CO32-、HCO3-.发生氧化还原反应的离子：S2-、I-.21与 Al3+不能共存的离子有：发生复分解反应的离子：OH-.发生络合反应的离子：F-.发生双水解反应的
23、离子：CO32-、HCO3-、S2-、AlO2-.22与 H+不能共存的离子有：发生复分解反应产生气体的离子：CO32-、HCO3-、S2-、HS-、S2O32-.发生复分解反应产生沉淀的离子：AlO2-、SiO32-、C6H5O-石炭酸根.发生复分解反应没有任何现象的离子：OH-、F-、ClO-、PO43-、HPO42-、H2PO4-、CH3COO-、HC2O4-、C2O42-.23与 OH-不能共存的离子有：发生复分解反应产生气体的离子：NH4+.发生复分解反应产生沉淀的离子：金属活动顺序表中镁以后的离子：Mg2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Cu2+、Ag+.发生复分解反应没有任何现象
24、的离子：H+、HCO3-、HS-、HSO3-、HPO42-、H2PO4-、HC2O4-.24易失电子的物质除了金属外;还含有强还原性的物质：H2S、K2S、HI、KI.25原子的最外层只有 1 个电子的元素有：1H.2Na、K、Rb、Cs.3Cu、Ag、Au.第四章非金属及其化合物 一硅元素：无机非金属材料中的主角;在地壳中含量 26.3;次于氧.是一种亲氧元素;以熔点很高的氧化物及硅酸盐形式存在于岩石、沙子和土壤中;占地壳质量 90以上.位于第 3 周期;第A 族碳的下方.Si 对比 C 最外层有 4 个电子;主要形成四价的化合物.二二氧化硅 SiO2 天然存在的二氧化硅称为硅石;包括结晶形
25、和无定形.石英是常见的结晶形二氧化硅;其中无色透明的就是水晶;具有彩色环带状或层状的是玛瑙.二氧化硅晶体为立体网状结构;基本单元是 SiO4;因此有良好的物理和化学性质被广泛应用.玛瑙饰物;石英坩埚;光导纤维 物理：熔点高、硬度大、不溶于水、洁净的 SiO2无色透光性好.化学：化学稳定性好、除 HF 外一般不与其他酸反应;可以与强碱 NaOH 反应;酸性氧化物;在一定的条件下能与碱性氧化物反应.SiO24HF=SiF42H2O SiO2CaO=高温CaSiO3 SiO22NaOH=Na2SiO3H2O 不能用玻璃瓶装 HF 装碱性溶液的试剂瓶应用木塞或胶塞.三硅酸 H2SiO3 酸性很弱弱于碳
26、酸溶解度很小;由于 SiO2不溶于水;硅酸应用可溶性硅酸盐和其他酸性比硅酸强的酸反应制得.Na2SiO32HCl=H2SiO32NaCl 硅胶多孔疏松;可作干燥剂;催化剂的载体.四硅酸盐 硅酸盐是由硅、氧、金属元素组成的化合物的总称;分布广;结构复杂化学性质稳定.一般不溶于水.Na2SiO3、K2SiO3除外最典型的代表是硅酸钠 Na2SiO3：可溶;其水溶液称作水玻璃和泡花碱;可作肥皂填料、木材防火剂和黏胶剂.常用硅酸盐产品：玻璃、陶瓷、水泥.五硅单质 与碳相似;有晶体和无定形两种.晶体硅结构类似于金刚石;有金属光泽的灰黑色固体;熔点高1410;硬度大;较脆;常温下化学性质不活泼.是良好的半
27、导体;应用：半导体晶体管及芯片、光电池.六氯元素：位于第三周期第A 族;原子结构：容易得到一个电子形成氯离子 Cl;为典型的非金属元素;在自然界中以化合态存在.七氯气 物理性质：黄绿色气体;有刺激性气味、可溶于水、加压和降温条件下可变为液态液氯和固态.制法：MnO24HCl 浓=MnCl22H2OCl2 闻法用手在瓶口轻轻扇动;使少量氯气进入鼻孔 化学性质：很活泼;有毒;有氧化性;能与大多数金属化合生成金属氯化物盐.也能与非金属反应：2NaCl2=点燃2NaCl 现象：大量白烟 2Fe3Cl2=点燃2FeCl3现象：棕黄色的烟 CuCl2=点燃CuCl2现象：棕黄色的烟 Cl2H2=点燃2HC
28、l 现象：发出苍白色火焰;生成大量白雾.+12 8 4+6 2 4+17 2 8 7 燃烧：燃烧不一定有氧气参加;物质并不是只有在氧气中才可以燃烧.燃烧的本质是剧烈的氧化还原反应;所有发光放热的剧烈化学反应都称为燃烧.Cl2的用途：自来水杀菌消毒 Cl2H2O=HClHClO2HClO=光照2HClO2 1 体积的水溶解 2 体积的氯气形成的溶液为氯水;为浅黄绿色.其中次氯酸 HClO 有强氧化性和漂泊性;起主要的消毒漂白作用.次氯酸有弱酸性;不稳定;光照或加热分解;因此久置氯水会失效.制漂白液、漂白粉和漂粉精 制漂白液 Cl22NaOH=NaClNaClOH2O;其有效成分 NaClO 比
29、HClO 稳定多;可长期存放 制漂白粉有效氯 35和漂粉精充分反应有效氯 702Cl22CaOH2=CaCl2CaClO22H2O.与有机物反应;是重要的化学工业物质.用于提纯 Si、Ge、Ti 等半导体和钛.有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品.八氯离子的检验 使用硝酸银溶液;并用稀硝酸排除干扰离子 CO32、SO32.HClAgNO3=AgClHNO3 NaClAgNO3=AgClNaNO3 Na2CO32AgNO3=Ag2CO32NaNO3Ag2CO32HNO3=2AgNO3CO2H2O ClAg=AgCl 必修 2 全册基本内容梳理 第一章物质结构元素周期律 一、原子结
30、构：如：ZAnR的质子数与质量数;中子数;电子数之间的关系:1、数量关系：核内质子数核外电子数 2、电性关系：原子核电荷数核内质子数核外电子数 阳离子核外电子数核内质子数电荷数 阴离子核外电子数核内质子数电荷数 3、质量关系：质量数 A质子数 Z中子数 N 二、元素周期表和周期律 1、元素周期表的结构：周期序数=电子层数七个周期 1、2、3 短周期；4、5、6 长周期；7 不完全周期 主族元素的族序数=元素原子的最外层电子数 18 个纵行 7 个主族；7 个副族；一个零族；一个族 8、9、10 三个纵行 2、元素周期律 1 元素的金属性和非金属性强弱的比较 a.单质与水或酸反应置换氢的难易或与
31、氢化合的难易及气态氢化物的稳定性 b.最高价氧化物的水化物的碱性或酸性强弱 c.单质的还原性或氧化性的强弱注意：单质与相应离子的性质的变化规律相反 2 元素性质随周期和族的变化规律 a.同一周期;从左到右;元素的金属性逐渐变弱 b.同一周期;从左到右;元素的非金属性逐渐增强 c.同一主族;从上到下;元素的金属性逐渐增强 d.同一主族;从上到下;元素的非金属性逐渐减弱 3 第三周期元素的变化规律和碱金属族和卤族元素的变化规律包括物理、化学性质 4 微粒半径大小的比较规律：a.原子与原子 b.原子与其离子 c.电子层结构相同的离子.3、元素周期律的应用重难点 1“位;构;性”三者之间的关系 a.原
32、子结构决定元素在元素周期表中的位置；b.原子结构决定元素的化学性质；c.以位置推测原子结构和元素性质 2 预测新元素及其性质 三、化学键 1、离子键：A.相关概念：B.离子化合物：大多数盐、强碱、典型金属氧化物 C.离子化合物形成过程的电子式的表示 AB;A2B;AB2;NaOH;Na2O2;NH4Cl;O22-;NH42、共价键：A.相关概念：B.共价化合物：只有非金属的化合物除了铵盐 C.共价化合物形成过程的电子式的表示NH3;CH4;CO2;HClO;H2O2D 极性键与非极性键 3、化学键的概念和化学反应的本质：第二章化学反应与能量 一、化学能与热能 1、化学反应中能量变化的主要原因：
33、化学键的断裂和形成.2、化学反应吸收能量或放出能量的决定因素：反应物和生成物的总能量的相对大小 a.吸热反应：反应物的总能量小于生成物的总能量 b.放热反应：反应物的总能量大于生成物的总能量 3、化学反应的一大特征：化学反应的过程中总是伴随着能量变化;通常表现为热量变化 4、常见的放热反应：A.所有燃烧反应；B.中和反应；C.大多数化合反应；D.活泼金属跟水或酸反应 E.物质的缓慢氧化 5、常见的吸热反应：A.大多数分解反应；氯化铵与八水合氢氧化钡的反应.6、中和热：A.概念：稀的强酸与强碱发生中和反应生成 1molH2O 液态时所释放的热量.B、中和热测定实验.二、化学能与电能 1、原电池：
34、1_概念：2 工作原理：a.负极：失电子化合价升高;发生氧化反应 b.正极：得电子化合价降低;发生还原反应 3 原电池的构成条件：关键是能自发进行的氧化还原反应能形成原电池.a.有两种活泼性不同的金属或金属与非金属导体作电极 b.电极均插入同一电解质溶液 c.两电极相连直接或间接形成闭合回路 4 原电池正、负极的判断：a.负极：电子流出的电极较活泼的金属;金属化合价升高 b.正极：电子流入的电极较不活泼的金属、石墨等：元素化合价降低 5 金属活泼性的判断：a.金属活动性顺序表 b.原电池的负极电子流出的电极;质量减少的电极的金属更活泼；c.原电池的正极电子流入的电极;质量不变或增加的电极;冒气
35、泡的电极为较不活泼金属 6 原电池的电极反应：a.负极反应：XneXn；b.正极反应：溶液中的阳离子得电子的还原反应 2、原电池的设计：根据电池反应设计原电池：三部分导线 A.负极为失电子的金属即化合价升高的物质 B.正极为比负极不活泼的金属或石墨 C.电解质溶液含有反应中得电子的阳离子即化合价降低的物质 3、金属的电化学腐蚀 1 不纯的金属或合金在电解质溶液中的腐蚀;关键形成了原电池;加速了金属腐蚀 2 金属腐蚀的防护：a.改变金属内部组成结构;可以增强金属耐腐蚀的能力.如：不锈钢.b.在金属表面覆盖一层保护层;以断绝金属与外界物质接触;达到耐腐蚀的效果.油脂、油漆、搪瓷、塑料、电镀金属、氧
36、化成致密的氧化膜 c.电化学保护法：牺牲活泼金属保护法;外加电流保护法 4、发展中的化学电源 1 干电池锌锰电池 a.负极：Zn2e-Zn2+b.参与正极反应的是 MnO2和 NH4+2 充电电池 a.铅蓄电池：铅蓄电池充电和放电的总化学方程式 放电时电极反应：负极：Pb+SO42-2e-PbSO4 正极：PbO2+4H+SO42-+2e-PbSO4+2H2O b.氢氧燃料电池：它是一种高效、不污染环境的发电装置.它的电极材料一般为活性电极;具有很强的催化活性;如铂电极;活性炭电极等.总反应：2H2+O22H2O 电极反应为电解质溶液为 KOH 溶液 负极：2H2+4OH-4e-4H2O 正极
37、：O2+2H2O+4e-4OH-第三章化学反应速率与限度 一、化学反应速率 1 化学反应速率的概念：2 计算 a.简单计算v Bc Bt()()b.已知物质的量 n 的变化或者质量 m 的变化;转化成物质的量浓度 c 的变化后再求反应速率 v c.化学反应速率之比化学计量数之比;据此计算：已知反应方程和某物质表示的反应速率;求另一物质表示的反应速率；已知反应中各物质表示的反应速率之比或C 之比;求反应方程.d.比较不同条件下同一反应的反应速率 关键：找同一参照物;比较同一物质表示的速率即把其他的物质表示的反应速率转化成同一物质表示的反应速率 二、影响化学反应速率的因素 1 决定化学反应速率的主
38、要因素：反应物自身的性质内因 2 外因：a.浓度越大;反应速率越快 b.升高温度任何反应;无论吸热还是放热;加快反应速率 c.催化剂一般加快反应速率 d.有气体参加的反应;增大压强;反应速率加快 e.固体表面积越大;反应速率越快 f.光、反应物的状态、溶剂等 三、化学反应的限度 1、可逆反应的概念和特点 2、绝大多数化学反应都有可逆性;只是不同的化学反应的限度不同；相同的化学反应;不同的条件下其限度也可能不同 a.化学反应限度的概念：一定条件下;当一个可逆反应进行到正反应和逆反应的速率相等;反应物和生成物的浓度不再改变;达到表面上静止的一种“平衡状态”;这种状态称为化学平衡状态;简称化学平衡;
39、这就是可逆反应所能达到的限度.b.化学平衡的曲线：c.可逆反应达到平衡状态的标志：反应混合物中各组分浓度保持不变 正反应速率逆反应速率 消耗 A 的速率生成 A 的速率 d.怎样判断一个反应是否达到平衡：正反应速率与逆反应速率相等；反应物与生成物浓度不再改变；混合体系中各组分的质量分数不再发生变化；条件变;反应所能达到的限度发生变化.化学平衡的特点：逆、等、动、定、变、同.3、化学平衡移动原因：v 正v 逆 v 正v 逆正向 v 正.吸热H 为“-”或H放热H 为“+”或H0 常见的放热反应：所有的燃烧反应酸碱中和反应 大多数的化合反应金属与酸的反应 生石灰和水反应浓硫酸稀释、氢氧化钠固体溶解
40、等 常见的吸热反应：晶体 BaOH28H2O 与 NH4Cl大多数的分解反应 以 H2、CO、C 为还原剂的氧化还原反应铵盐溶解等 二、热化学方程式 书写化学方程式注意要点:热化学方程式必须标出能量变化.热化学方程式中必须标明反应物和生成物的聚集状态g;l;s 分别表示固态;液态;气态;水溶液中溶质用 aq 表示 热化学反应方程式要指明反应时的温度和压强.热化学方程式中的化学计量数可以是整数;也可以是分数 各物质系数加倍;H 加倍；反应逆向进行;H 改变符号;数值不变 三、燃烧热 1概念：25;101kPa 时;1mol 纯物质完全燃烧生成稳定的化合物时所放出的热量.燃烧热的单位用 kJ/mo
41、l 表示.注意以下几点：研究条件：101kPa 反应程度：完全燃烧;产物是稳定的氧化物.燃烧物的物质的量：1mol 研究内容：放出的热量.H_105_时;该反应就进行得基本完全了.2、可以利用 K 值做标准;判断正在进行的可逆反应是否平衡及不平衡时向何方进行建立平衡.Q：浓度积 Q_K:反应向正反应方向进行;Q_=_K:反应处于平衡状态;Q_K:反应向逆反应方向进行 3、利用 K 值可判断反应的热效应 若温度升高;K 值增大;则正反应为_吸热_反应 若温度升高;K 值减小;则正反应为_放热_反应 四、等效平衡 1、概念：在一定条件下定温、定容或定温、定压;只是起始加入情况不同的同一可逆反应达到
42、平衡后;任何相同组分的百分含量均相同;这样的化学平衡互称为等效平衡.2、分类 1 定温;定容条件下的等效平衡 第一类：对于反应前后气体分子数改变的可逆反应：必须要保证化学计量数之比与原来相同；同时必须保证平衡式左右两边同一边的物质的量与原来相同.第二类：对于反应前后气体分子数不变的可逆反应：只要反应物的物质的量的比例与原来相同即可视为二者等效.2 定温;定压的等效平衡 只要保证可逆反应化学计量数之比相同即可视为等效平衡.五、化学反应进行的方向 1、反应熵变与反应方向：1 熵:物质的一个状态函数;用来描述体系的混乱度;符号为 S.单位：J mol-1 K-1 2 体系趋向于有序转变为无序;导致体
43、系的熵增加;这叫做熵增加原理;也是反应方向判断的依据.3 同一物质;在气态时熵值最大;液态时次之;固态时最小.即 SgSlSs 2、反应方向判断依据 在温度、压强一定的条件下;化学反应的判读依据为：H-TS0 反应能自发进行 H-TS=0 反应达到平衡状态 H-TS0 反应不能自发进行 注意：1H 为负;S 为正时;任何温度反应都能自发进行 2H 为正;S 为负时;任何温度反应都不能自发进行 第三章水溶液中的离子平衡 一、弱电解质的电离 1、定义：电解质：在水溶液中或熔化状态下能导电的化合物;叫电解质.非电解质：在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物.强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解
44、质.弱电解质：在水溶液里只有一部分分子电离成离子的电解质.2、电解质与非电解质本质区别：电解质离子化合物或共价化合物非电解质共价化合物 注意：电解质、非电解质都是化合物SO2、NH3、CO2等属于非电解质 强电解质不等于易溶于水的化合物如BaSO4不溶于水;但溶于水的BaSO4全部电离;故BaSO4为强电解质电解质的强弱与导电性、溶解性无关.3、电离平衡：在一定的条件下;当电解质分子电离成离子的速率和离子结合成时;电离过程就达到物质 单质 化合物 电解质 非电解质：非金属氧化物;大部分有机物.如 SO3、CO2、C6H12O6、CCl4、CH2=CH2 强电解质：强酸;强碱;大多数盐.如 HC
45、l、NaOH、NaCl、BaSO4 弱电解质：弱酸;弱碱;极少数盐;水.如 HClO、NH3H2O、CuOH2、H2O 混和物 纯净物 了平衡状态;这叫电离平衡.4、影响电离平衡的因素：A、温度：电离一般吸热;升温有利于电离.B、浓度：浓度越大;电离程度越小；溶液稀释时;电离平衡向着电离的方向移动.C、同离子效应：在弱电解质溶液里加入与弱电解质具有相同离子的电解质;会减弱电离.D、其他外加试剂：加入能与弱电解质的电离产生的某种离子反应的物质时;有利于电离.9、电离方程式的书写：用可逆符号弱酸的电离要分布写第一步为主 10、电离常数：在一定条件下;弱电解质在达到电离平衡时;溶液中电离所生成的各种
46、离子浓度的乘积;跟溶液中未电离的分子浓度的比是一个常数.叫做电离平衡常数;一般用 Ka 表示酸;Kb 表示碱.表示方法：ABA+B-Ki=A+B-/AB 11、影响因素：a、电离常数的大小主要由物质的本性决定.b、电离常数受温度变化影响;不受浓度变化影响;在室温下一般变化不大.C、同一温度下;不同弱酸;电离常数越大;其电离程度越大;酸性越强.如：H2SO3H3PO4HFCH3COOHH2CO3H2SHClO 二、水的电离和溶液的酸碱性 1、水电离平衡：:水的离子积：KW=cH+cOH-25时;H+=OH-=10-7mol/L;KW=H+OH-=1*10-14 注意：KW只与温度有关;温度一定;
47、则 KW值一定 KW不仅适用于纯水;适用于任何溶液酸、碱、盐 2、水电离特点：1 可逆 2 吸热 3 极弱 3、影响水电离平衡的外界因素：酸、碱：抑制水的电离 KW1*10-14 温度：促进水的电离水的电离是吸热的 易水解的盐：促进水的电离 KW1*10-14 4、溶液的酸碱性和 pH：1pH=-lgcH+2pH 的测定方法：酸碱指示剂甲基橙、石蕊、酚酞.变色范围：甲基橙 3.14.4 橙色石蕊 5.08.0 紫色酚酞 8.210.0 浅红色 pH 试纸操作玻璃棒蘸取未知液体在试纸上;然后与标准比色卡对比即可.注意：事先不能用水湿润 PH 试纸；广泛 pH 试纸只能读取整数值或范围 三、混合液
48、的 pH 值计算方法公式 1、强酸与强酸的混合：先求 H+混：将两种酸中的 H+离子物质的量相加除以总体积;再求其它 H+混=H+1V1+H+2V2/V1+V2 2、强碱与强碱的混合：先求 OH-混：将两种酸中的 OH-离子物质的量相加除以总体积;再求其它OH-混OH-1V1+OH-2V2/V1+V2注意:不能直接计算 H+混 3、强酸与强碱的混合：先据 H+OH-=H2O 计算余下的 H+或 OH-;H+有余;则用余下的 H+数除以溶液总体积求 H+混；OH-有余;则用余下的 OH-数除以溶液总体积求 OH-混;再求其它 四、稀释过程溶液 pH 值的变化规律：1、强酸溶液：稀释 10n倍时;
49、pH 稀=pH 原+n 但始终不能大于或等于 7 2、弱酸溶液：稀释 10n倍时;pH 稀pH 原+n 但始终不能大于或等于 7 3、强碱溶液：稀释 10n倍时;pH 稀=pH 原n 但始终不能小于或等于 7 4、弱碱溶液：稀释 10n倍时;pH 稀pH 原n 但始终不能小于或等于 7 5、不论任何溶液;稀释时 pH 均是向 7 靠近即向中性靠近；任何溶液无限稀释后 pH 均接近 7 6、稀释时;弱酸、弱碱和水解的盐溶液的 pH 变化得慢;强酸、强碱变化得快.五、强酸 pH1 强碱 pH2 混和计算规律 1、若等体积混合 pH1+pH2=14 则溶液显中性 pH=7 pH1+pH215 则溶液
50、显碱性 pH=pH2-0.3 pH1+pH213 则溶液显酸性 pH=pH1+0.3 2、若混合后显中性 pH1+pH2=14V 酸：V 碱=1：1 pH1+pH214V 酸：V 碱=1：1014-pH1+pH2 六、酸碱中和滴定：1、中和滴定的原理 实质：H+OH=H2O 即酸能提供的 H+和碱能提供的 OH-物质的量相等.2、中和滴定的操作过程：1 仪滴定管的刻度;O 刻度在上;往下刻度标数越来越大;全部容积大于它的最大刻度值;因为下端有一部分没有刻度.滴定时;所用溶液不得超过最低刻度;不得一次滴定使用两滴定管酸或碱;也不得中途向滴定管中添加.滴定管可以读到小数点后一位.2 药品：标准液；