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苏教版高中化学必修一知识点(全)

苏教版化学必修 1 知识点总结

专题一化学家眼中的物质世界

第一单元丰富多彩的化学物质

1.物质的分类及转化

1.1 物质的分类（可按组成、状态、性能等来分类）

（碱性氧化物）

（酸性氧化物）

1.2 物质的转化（反应）类型

四种基本反应类型化合反应，分解反应，置换反应，复分解反应

氧化还原反应和四种基本反应类型的关系

氧化还原反应

1.氧化还原反应：有电子转移的反应-------升失氧还

氧化还原反应中电子转移的表示方法

双线桥法表示电子转移的方向和数目

氧化性、还原性强弱的判断

（１）通过氧化还原反应比较：氧化剂+ 还原剂→ 氧化产物＋还原产物氧化性：氧化剂> 氧化产物

还原性：还原剂> 还原产物

（2）从元素化合价考虑：

最高价态——只有氧化性，如Fe3+、 H2SO4、 KMnO4等；

中间价态——既具有氧化性又有还原性，如 Fe2+、S、 Cl2等；最

低价态——只有还原性，如金属单质、 Cl-、 S2-等。

（3）根据其活泼性判断：

①根据金属活泼性：

对应单质的还原性逐渐减弱

K Ca Na

Pb (H) Cu

Pt Au

对应的阳离子氧化性逐渐增强

②根据非金属活泼性 :

对应单质的氧化性逐渐减弱

Cl 2 Br 2 I 2 S

对应的阴离子还原性逐渐增强

(4) 根据反应条件进行判断：

不同氧化剂氧化同一还原剂，所需反应条件越低，表明氧化剂的氧化剂越强；不同还原剂还原同一氧化剂，所需反应条件越低，表明还原剂的还原性越强。

如： 2KMnO 4 + 16HCl (浓) =

2KCl + 2MnCl 2 + 5Cl 2 ↑ + 8H 2O

△

MnCl 2 + Cl 2↑ + 2H 2O

MnO 2 + 4HCl(浓 ) = =

前者常温下反应，后者微热条件下反应，故物质氧化性： KMnO 4 > MnO 2

(5) 通过与同一物质反应的产物比较：如： 2Fe + 3Cl 2 = 2FeCl 3 Fe + S = FeS

可得氧化性 Cl 2 > S

离子反应

（1）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。

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。

（2）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。

（ 3）离子方程式书写方法：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

（ 4）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。

溶液的颜色如无色溶液应排除有色离子： Fe 2＋

、 Fe 3 ＋

、 Cu 2＋

、 MnO 4

2、结合生成难溶物质的离子不能大量共存

:如 Ba2＋和 SO42-、Ag ＋和 Cl-、Ca2＋和 CO32-、

Mg2 ＋和 OH-等

2-,HCO 3-,SO 3 2-，

3、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 CO 3 ＋

等

OH-和 NH 4

4、结合生成难电离物质（水）的离子不能大量共存：如 H ＋和 OH-， OH-和 HCO3-等。

5、发生氧化还原反应：如

Fe 3＋

与 S 2- 、I -， Fe 2+与 NO 3 -（ H +）等

6、发生络合反应：如 Fe 3＋

与 SCN -

（ 5）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）

1.3 物质的量

1 、物质的量是一个物理量，符号为

n ，单位为摩尔 (mol)

2、 1 mol 粒子的数目是 0.012 kg 12C 中所含的碳原子数目，约为

6.02 ×1023 个。

3、 1 mol 粒子的数目又叫阿伏加德罗常数，符号为

N A ，单位 mol －

。 4、使用摩尔时，必须指明粒子的种类，可以是分子、原子、离子、电子等。

N 5.、数学表达式

N A

摩尔质量

1、数值：当物质的质量以

g 为单位时，其在数值上等于该物质的相对原子质量或相对

分子质量 .

，或 n

，或 m

n M

物质的聚集状态

1、影响物质体积的因素：微粒的数目、微粒的大小和微粒间的距离。

固、液体影响体积因素主要为微粒的数目和微粒的大小；气体主要是微粒的数目和微粒间的距离。 2、气体摩尔体积

单位物质的量的气体所占的体积。符号：

V m 表达式： V m =

；单位： L ·mol -1

22.4 L ，即标准状况下，气体摩尔在标准状况 (0 C,101KPa)下， 1 mol 任何气体的体积都约是体积为 22.4L/mol 。补充：① ρ =M/22.4 → ρ ＝ M

1/M 2 标

②阿佛加德罗定律： V 1/V 2＝ n 1/n 2＝N 1/N 2

物质的量在化学实验中的应用

1.物质的量浓度 .，单位： mol/L

（ 1）物质的量浓度＝溶质的物质的量 /溶液的体积 C B = n B /V 液

(2) 溶液稀释： C 1V 1 =C 2V 2

（ 3）物质的量浓度和质量分数的关系：c=1000ρ w%

2.一定物质的量浓度的配制

主要操作 1、检验是否漏水 . 2、配制溶液

○1计算 . ○2称量（或量取） . ○3溶解 . ○4转移 . ○5洗涤 . ○6定容 . ○7摇匀 . ○8 贮存溶液 . 所需仪器：托盘天平、烧杯、玻璃棒、胶头滴管、容量瓶

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 1― 2cm 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）误差分析：

可能仪器误差的操作过程分析

对溶液浓度的影响m V

称量 NaOH时间过长或用纸片称取减小——偏低

移液前容量瓶内有少量的水不变不变不变

向容量瓶转移液体时少量流出减小——偏低

未洗涤烧杯、玻璃棒或未将洗液转移至容量瓶减小——偏低

未冷却至室温就移液——减小偏高

定容时，水加多后用滴管吸出减小——偏低

定容摇匀时液面下降再加水——增大偏低

定容时俯视读数——减小偏高

定容时仰视读数——增大偏低

物质的分散系

1．分散系：一种（或几种）物质的微粒分散到另一种物质里形成的混合物。

分类（根据分散质粒子直径大小）：溶液（小于 10-9m 〉、胶体（10-9 ~10-7m）浊液（大于 10-7m）2．胶体：

10-9~10-7 m 之间的分散系。

（1）概念：分散质微粒直径大小在

（2）性质：①丁达尔现象

（用聚光手电筒照射胶体时，可以看到在胶体中出现一条光亮的“通路”，这是胶体特有的现象。）

②凝聚作用（吸附水中的悬浮颗粒）

3、氢氧化铁胶体的制备

将饱和的 FeCl3溶液逐滴滴入沸水中

△

FeCl3 + 3H2O = = Fe(OH)3 (胶体 ) + 3HCl

第二单元研究物质的实验方法

2.1 物质的分离与提纯

分离

和提

分离的物质应注意的事项应用举例纯的

方法

过滤用于固液混合的分离一贴、二低、三靠如粗盐的提纯

蒸馏提纯或分离沸点不同的液体混防止液体暴沸，温度计水银球的位置，

如石油的蒸馏合物如石油的蒸馏中冷凝管中水的流向

利用溶质在互不相溶的溶剂里

用四氯化

选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶萃取

的溶解度不同，用一种溶剂把溶碳萃取溴水里

液中的溶剂互不相溶；对溶质的溶解度

质从它与另一种溶剂所组成的

的溴、碘

要远大于原溶剂

溶液中提取出来的方法

打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏如用四氯化碳

斗上的水孔，使漏斗内外空气相通。打分液

萃取溴水里的分离互不相溶的液体

开活塞，使下层液体慢慢流出，及时关

溴、碘后再分液

闭活塞，上层液体由上端倒出

加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃棒

分离 NaCl 和结晶

用来分离和提纯几种可溶性固

不断搅动溶液；当蒸发皿中出现较多的

KNO 3 混合物

体的混合物

固体时，即停止加热

2.2 常见物质的检验

碘单质的检验（遇淀粉变蓝）

蛋白质纤维的检验（灼烧时有烧焦羽毛的气味）

碳酸盐的检验：取样与盐酸反应 ,若有无色无味的气体产生 , 且该气体能使澄清石灰水变浑浊，

证明该试样中含有 CO32-。

NH4+的检验：取样与碱混合加热 ,若有刺激性气味的气体（ NH3）产生 ,且该气体能使湿润的红色石蕊试纸变蓝，证明该试样中含有 NH4+。

Cl-的检验：取样并向其中加入 AgNO3 溶液，若生成白色沉淀，且该沉淀不溶于稀证明该试样中含有

Cl- 。

HNO3，

SO42-的检验：取样并向其中加入稀HCl ，证明该试样中含有 SO42- 。

HCl 、BaCl2 溶液，若生成白色沉淀，且该沉淀不溶于稀

K(K+)的检验：透过蓝色钴玻璃观察其焰色，紫色。 Na(Na+)的检验：观察其焰色，黄色。

第三单元

原子的构成

3.1 认识原子核

Z X

表示质量数为

A 、质子数为

Z 的具体的

X 原子。

质量数（ A ） =质子数（ Z ） +中子数（ N ）原子序数 = 核电荷数

= 质子数 = 核外电子数

同位素：质子数相同、质量数（中子数）不同的原子核素：具有一定质子数和种子数的原子

质子数相同、中子数不同的

核素之间互称为同位素。

专题二从海水中获得的化学物质

第一单元氯、溴、碘及其化合物

1.氯气的生产原理

（1）工业制法——氯碱工业

2NaCl + 2H2O ==== 2NaOH + H2↑ + Cl2↑

正极负极

（2）实验室制法

反应原理： MnO2＋ 4HCl (浓 ) =△= MnCl2＋ 2H2O＋ Cl2↑

反应仪器：圆底烧瓶、分液漏斗

除杂： HCl 气体（用饱和食盐水除）、水蒸气（用浓硫酸除）

收集方法：向上排空气法、排饱和食盐水法

尾气处理： NaOH 溶液

氯气的性质

物理性质：黄绿色刺激性气味有毒密度比空气大可溶于水化学性质：

1. Cl2与金属反应（一般将金属氧化成高价态）

2.Cl2与非金属反应

现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾

3.Cl2与碱的反应

Cl2＋ 2NaOH=NaCl＋NaClO＋ H2O84 消毒液成分为 NaClO

2Cl 2＋ 2Ca(OH) 2=CaCl 2＋ Ca(ClO) 2＋ 2H 2O CaCl 2、 Ca(ClO) 2为漂白粉的成分，其中Ca(ClO) 2为有效成分

氯水Cl2＋ H2O == HCl＋ HClO

成分分子： H2O、Cl2、HClO

离子： H+、 Cl-、 ClO-、OH-

氯水的性质

1.酸性

2. 氧化性

3. 漂白性

4. 不稳定性

Cl 的检验：试剂：AgNO3溶液和稀硝酸现象：产生白色沉淀（不溶于稀硝酸）

次氯酸的性质

1.酸性

2.氧化性

3.漂白性

4.不稳定性：

氯气的用途：

卤族单质的物理性质

来水的消毒、农药的生产、药物的合成等

1.状态：气态（Cl2）→液态（ Br2）→ 固态（ I2）

2.颜色：黄绿色（Cl2）→深红棕色（ Br2）→紫黑色（ I2），颜色由浅到深

3.熔、沸点：液态溴易挥发，碘受热易升华

4.溶解性： Br2和 I 难溶于水，易溶于汽油、酒精、苯、CCl 等有机溶剂。

溴水——橙色在苯、 CCl 为橙红色碘水——黄色在苯、 CCl 为紫红色

44 I2的检验：试剂：淀粉溶液现象：溶液变蓝色

溴和碘的化学性质元素非金属性（氧化性）强弱顺序：Cl 2＞ Br 2＞ I2 2KBr+Cl2=2KCl+Br22KI +Cl2=2KCl+I22KI+Br2 =2KBr+I2

Br-、 I-的检验：

①试剂：AgNO3溶液和稀硝酸

Ag + Br ＝ AgBr↓淡黄色——照相术

Ag + I ＝ AgI ↓黄色——人工降雨

②苯、CCl4等有机溶剂、氯水

溴、碘的提取：

利用氧化还原反应，人们可以把海水中的溴离子、海带等海产品浸出液中的碘离子氧化成溴单质和碘单质。

第二单元钠、镁及其化合物

一、钠的原子结构及性质

结构钠原子最外层只有一个电子，化学反应中易失去电子而表现出强还原性。

物理质软、银白色，有金属光泽的金属，具有良好的导电导热性，密度比水小，比性

质煤油大，熔点较低。

化学性质

存在保存

制取用途

与非金

钠在常温下切开后表面变暗：4Na+O 2=2Na 2O（灰白色）

属单质

钠在氯气中燃烧，黄色火焰，白烟：

点燃

2Na+Cl 2 ==== 2NaCl

与水反应，现象：浮、游、球、鸣、红2Na＋ 2H2O=2NaOH+H 2↑

与酸反应，现象与水反应相似，更剧烈，钠先与酸反应，再与水反应。

与

与盐溶液反应：钠先与水反应，生成NaOH ，H 2，再考虑 NaOH 与溶

液中的盐反应。如：钠投入CuSO4溶液中，有气体放出和蓝色沉淀。化合物

2Na+2H 2O+CuSO 4===Cu(OH) 2↓ +Na 2SO4+H 2↑

与某些熔融盐：

700~800o C4Na+TiCl 4

========4NaCl+Ti

自然界中只能以化合态存在

煤油或石蜡中，使之隔绝空气和水

通电

2NaCl( 熔融 )====2Na+Cl 2↑

1、钠的化合物

2、钠钾合金常温为液体，用于快中子反应堆热交换剂

3、作强还原剂

4、作电光源

二、碳酸钠与碳酸氢钠的性质比较

碳酸钠（ Na2 CO3）碳酸氢钠（ NaHCO 3）俗名纯碱、苏打小苏打

溶解性易溶（同温下，溶解度大于碳酸氢钠）易溶

热稳定性稳定2NaHCO 3△Na2CO3+CO 2↑ +H2O↑

碱性碱性（相同浓度时，碳酸钠水溶液的

碱性PH 比碳酸氢钠的大）

与盐酸Na2CO3+2HCl=2NaCl+H 2O+CO 2↑NaHCO 3+HCl=NaCl+H 2 O+CO 2↑酸碳酸Na2CO3+ H2 O+CO 2= 2NaHCO 3不能反应

与NaOH不能反应NaHCO 3+NaOH=Na 2CO3+H 2O

碱Ca(OH) 2Na2CO3+Ca(OH) 2=CaCO 3↓+2NaOH产物与反应物的量有关

三、镁的性质

物理性质银白色金属，密度小，熔沸点较低，硬度较小，良好的导电导热性

与 O2点燃

2Mg+O 2====2MgO

与其他

点燃点燃

非金属Mg+Cl 2====MgCl 2， 3Mg+N 2==== Mg 3N2

化学性质与氧化物点燃

2Mg+CO 2====2MgO+C

与水反应Mg+2H 2O Mg(OH) 2↓ +H 2↑

与酸Mg+2HCl=MgCl2+H 2↑

与盐溶液反应Mg+Cu 2+＝ Mg 2++ Cu

MgCl 2 +Ca(OH) 2=Mg(OH) 2↓ +CaCl 2Mg(OH) 2+2HCl=MgCl 2+2H 2O

制取

HCl通电

MgCl 2 ?6H 2O==== MgCl 2+6H 2O↑MgCl 2(熔融 )===== Mg ＋ Cl 2↑用途1、镁合金－密度小，硬度和强度都较大2、氧化镁－优质耐高温材料

四、侯氏制碱法（由氯化钠制备碳酸钠）

向饱和食盐水中通入足量氨气至饱和，然后在加压下通入 CO2，利用 NaHCO 3溶解度较小，析出NaHCO3，将析出的 NaHCO 3晶体煅烧，即得 Na2CO3。

NaCl+NH 3+CO 2+H 2O=NaHCO 3+NH 4Cl

2NaHCO 3Na2CO3+CO 2↑ +H 2O↑

五、电解质和非电解质

（ 1）电解质与非电解质的比较

电解质非电解质

定义溶于水或熔化状态下能导电的化合物溶于水和熔化状态下都不能导电

的化合物

物质种类大多数酸、碱、盐，部分氧化物大多数有机化合物，CO2、 SO2、

NH3等

能否电离能不能实例H 2SO4、 NaOH 、 NaCl 、 HCl 等酒精，蔗糖， CO2， SO3等（2）电解质的导电①电解质的电离：电解质在溶液里或熔化状态下离解成自由移动的离子的过程叫做电离。

②电解质的导电原理：阴、阳离子的定向移动。

③电解质的导电能力：自由移动的离子的浓度越大，离子电荷越多，导电能力越强。

（3）注意：电解质和非电解质均指化合物而言，单质、混合物都不能称为电解质或非

电解质。

六、强电解质和弱电解质

强电解质弱电解质

定义在水溶液里全部电离成离子的电在水溶液里只有一部分分子电离成离解质子的电解质

电离程度完全少部分

溶质微粒离子分子、离子（少数）

电离方程式用“═”用“”

实例H 2SO4、HNO 3、HCl 、KOH 、NaOH 、 NH 3·H2O、CH3COOH 、H 2CO3等弱酸、NaCl 、 KCl等强酸、强碱和大部弱碱和 H2O

分盐

七、离子方程式

（1）离子方程式的书写方法写

——写出反应的化学方程式；

拆——把易溶于水，易电离的物质拆成离子形式

删——将不参加反应的离子从方程式两端删去。

查——检查方程式两端各元素的原子个数和电荷数是否相等。

注意事项：

①难溶物质、难电离的物质、易挥发物质、单质、非电解质、氧化物均保留化学式。

②不在水溶液中反应的离子反应，不能写离子方程式。

如：固体与固体反应（实验室用 Ca（ OH ）2固体和 NH 4Cl 固体反应制 NH 3）。再如：浓硫酸、浓 H 3PO4与固体之间反应不能写离子方程式。

③氨水作为反应物写 NH 3·H 2O；作为生成物，若加热条件或浓度很大，可写 NH 3（标“↑”号），否则一般写 NH 3·H2O。

④有微溶物参加或生成的离子反应方程式书写时：

a.若生成物中有微溶物析出时，微溶物用化学式表示。如Na2SO4溶液中加入CaCl 2

溶液：

Ca2++ SO42－＝ CaSO4↓

b.若反应物中有微溶物参加时，分为两种情况，其一澄清溶液，写离子符号。如CO2

通入澄清石灰水中： CO2+2OH －＝ CaCO3↓ + H 2O；其二悬浊液，应写成化学式，如

在石灰乳中加入 Na2CO3溶液： Ca（ OH ）2+ CO 32－＝ CaCO3↓ +2OH －

c.常见的微溶物有： Ca（ OH ）2、 CaSO4、 MgCO 3、 Ag 2 SO4、 MgSO 3。

⑤酸式盐参加的离子反应，书写离子方程式时，弱酸的酸式根一律不拆。如NaHCO 3和HCl 反应： HCO 3－+H +＝ H2O+CO 2↑；强酸的酸式根 HSO4－一般情况下要拆开。

⑥遵守质量守恒和电荷守恒：离子方程式不仅要配平原子个数，还要配平阴、阳离子所带

的电

荷数。

如： FeSO4溶液中通入Cl 2不能写成 Fe2+ + Cl 2＝ Fe3++2 Cl －，必须写成 2Fe2++ Cl 2＝2Fe3++2 Cl －。

⑦必须要考虑反应物间的适量与过量、少量的问题。

（2）离子方程式的意义离子方程式不仅可以表示：①一定物质间的某个

反应；而且可以表示：②所有同一类型的离子反应。

（3）离子方程式正误判断

①看反应能否写离子方程式。如不在溶液中进行的化学反应不能写离子方程式。

②看表示各物质的化学式是否正确。尤其注意是否把有些弱电解质写成了离子的形式。

③看电荷是否守恒。如 FeCl3溶液加 Fe 粉，不能写成 Fe3++Fe＝ 2Fe2+。

④看是否漏掉了某些反应。如，CuSO4溶液与 Ba（OH ）2溶液的反应，若写成：

2+2－2+－

＝ Cu（ OH）2↓的反应。

Ba +SO4=BaSO 4↓，则漏掉了Cu+2OH

⑤看产物是否符合事实。如Na 投入 CuSO4溶液中，若写成2Na+ Cu2+＝ 2Na++Cu，则不符合事实。

⑥看反应物是否满足定量的配比关系。

（4）离子共存问题

离子共存是指离子之间不能发生离子反应，离子不能共存的条件：

①生成沉淀，即结合生成难溶性或微溶性物质而不能大量共存。

②产生气体，如结合生成CO2、 NH 3、 SO2等气体不能大量共存。

③生成难电离的物质，如H 2O、 H2 S、 H 2SiO3、H 2CO3等。

3+－

④发生氧化还原反应，如Fe和I等。

专题三从矿物到基础材料

第一单元从铝土矿到铝合金

一、从铝土矿中提取铝

（一）氧化铝（Al 2O3）

氧化铝是一种高沸点（2980℃）、高熔点（2054℃）、高硬度的白色化合物，常用作耐火材料。刚玉的主要成分是α－氧化铝，硬度仅次于金刚石。

1.与碱的反应（与强碱NaOH ）

Al 2 O3+2NaOH ＝ 2NaAlO 2+ H 2O

2.与强酸的反应（H2SO4）

Al 2 O3+3H 2SO4＝ Al 2（ SO4）3+3H 2O

1.两性氧化物：既可以与酸反应又可以与碱反应生成盐和水的氧化物。

知识拓展

1.偏铝酸钠（ NaAlO 2）的性质

（1）往偏铝酸钠溶液中通入 CO2NaAlO 2+CO 2+2H 2O=Al （ OH ）3↓ +NaHCO3

产生白色絮状沉淀，通入过量的CO2，沉淀不溶解。

（2）往偏铝酸钠溶液中加 HCl NaAlO 223↓+NaCl

+ HCl+H O=Al （ OH）

Al （ OH）3+3 HCl ＝ AlCl 3+3H 2O

加入少量盐酸，生成白色絮状沉淀，继续加入盐酸至过量，白色沉淀溶解。

2.氯化铝（ AlCl 3）的性质

（1）往氯化铝溶液中通入氨气

AlCl 3+3NH 3+3H 2 O= Al （ OH）3↓ +3NH

4Cl

产生白色絮状沉淀，通入过量的NH 3，沉淀不溶解。

（2）往氯化铝溶液中逐滴加氢氧化钠溶液

AlCl 3+ 3NaOH ＝ Al （OH）3↓ +3NaCl

Al （ OH）3+ NaOH ＝NaAlO 2+2 H 2O

加入少量 NaOH 溶液，产生白色絮状沉淀，继续加入NaOH溶液至过量，白色沉淀溶解。（二）铝土矿中提取铝

制取金属铝的流程图如下：

流程图中所涉及到的化学反应：

1.Al 2O3+2NaOH ＝ 2NaAlO 2+ H 2O

2.NaAlO 2+CO 2+2H 2O=Al （ OH ）3↓ +NaHCO3

3.2 Al （ OH ）3Al 2O3+3H 2O

电解

4.2 Al 2O34Al+3O2↑

冰晶石

二、铝的性质及应用

（一）铝的存在

自然界中铝以化合态存在。铝的主要存在形式有：铝土矿（ Al 2O3·nH 2O），铝元素占地壳总量的 7.45％，是地壳中含量最多的金属元素。

（二）铝的性质

1.物理性质

铝有良好的导电性（居金属第三，最好的是银），传热性和延展性。铝合金强度高，密度小，易成型，有较好的耐腐蚀性。

2.化学性质

（1）与酸反应：一般与强酸反应（例如盐酸；稀硫酸等）

2Al+6HCl ＝ 2AlCl 3 +3H 2↑

NaOH； KOH ； Ba（ OH）2等）

（2）与碱反应：一般与强碱反应（例如：

2Al+2NaOH+2H 2O＝ 2NaAlO 2+3H 2↑

（3）与浓硝酸、浓硫酸的反应：在常温下，铝遇到浓硝酸、浓硫酸会在铝表面生成致密的

氧化膜而发生钝化；在加热的条件下可以发生反应。

（4）与某些盐溶液反应：铝的金属活动性比较强，可以跟不少的金属盐溶液发生置换反应

（如： CuCl 2、 AgNO 3等）

2Al+3CuCl 2＝3Cu+2 AlCl 3

（5）与某些金属氧化物反应（铝热反应）

Fe2O3+2Al2Fe+ Al 2O3

（铝热反应用途①冶炼稀有金属②野外焊接铁轨。）

（三）铝的应用

1.用于电器设备和做高压电缆

2.是重要的反光材料

3.野外焊接铁轨

4.铝合金是制造飞机的理想材料。

三、规律总结

第二单元铁、铜的获取及应用一、从自然界获取铁和铜

1.铁的冶炼①原料：铁矿石、焦炭、空气、石灰石②反应器：炼铁高炉③反应原理：用还原剂将铁从其化合物中还原出来④工艺流程：从高炉下方鼓入空气与焦炭反应产生一氧化碳并放出大量的热

C O2点燃CO2CO2C高温 2CO

Fe2O33CO高温

2Fe 3CO2CaCO3高温

CaO

CO2

CaO SiO2高温CaSiO3 (炉渣 )

⑤生铁：含碳量2%~4.5%钢：含碳量<2%

2. 铜的制备

①电解精冶铜的原理是让粗铜作阳极，失去电子变为

得精铜。

Cu2+，用铜棒作阴极，在阴极上即可

②湿法炼铜是指在溶液中将铜置换出来。CuCl 2Fe FeCl 2Cu

③生物炼铜是利用细菌将矿石分化得铜。

二、铁、铜及其化合物的应用

（一）铁、铜的物理性质

铁是一种金属光泽的银白色金属，质软，有良好导电、导热性、延展性。粉末为黑色，属于

重金属，黑色金属，常见金属。铁能被磁铁吸引，抗腐性强。

铜是一种有金属光泽的紫红色金属，有良好的导电、导热性，良好的延展性，粉末为紫红色，铜属于重金属，有色金属，常见金属。

（二）铁、铜的化学性质

1.铁的化学性质（1）

与非金属反应

2Fe3Cl 2点燃2FeCl3 (棕黄色的烟)

3Fe2O2点燃Fe3O4(Fe O Fe2 O3)

Fe S FeS

（铁与弱氧化性物质反应生成低价铁的化合物）

（2）与酸反应

①与非氧化性酸： Fe 2HFe 2H 2

②氧化性酸：常温下遇浓硫酸、浓硝酸会发生钝化，而加热时剧烈反应。

（3）与某些盐溶液反应

Fe＋ Cu2＋Fe2＋＋ Cu

Fe＋ 2Fe3＋3Fe2＋

（4）铁的存在

铁在自然界中分布较广。在地壳中含量约5%，仅次于铝。分布在地壳中的铁均以化合态存

在，游离态的铁只能在陨石中得到。常见的铁矿石有：磁铁矿（Fe3O4）、赤铁矿（Fe2O3）

等。

2.铜的化学性质

（1）与非金属单质反应

Cu＋ Cl 2CuCl 2（红棕色的烟）

2Cu＋ S= Cu2S（硫化亚铜）

（2）与某些盐溶液反应

Cu＋ 2AgNO 3=2Ag ＋ Cu(NO 3) 2

Cu＋ 2FeCl3=CuCl 2＋ 2FeCl2

（3）与强氧化性的物质反应

3Cu＋ 8HNO 3（稀） =3 Cu(NO 3 )2＋ 2NO ↑＋ 4H2O

Cu＋ 4HNO 3（浓） = Cu(NO 3)2＋ 2NO 2↑＋ 2H 2O

Cu＋ 2H2SO4（浓） =3 CuSO4＋ SO2↑＋ 2H2O

（三） Fe2+和 Fe3+的相互转化

1.Fe2+→ Fe3+：Fe2+与强氧化剂（如 Cl 2、Br 2、O2、HNO 3、KMnO 4、浓 H2 SO4、H 2O2等）

反应时，被氧化为 Fe3+

2+3+－

2Fe ＋ Cl 2＝ 2Fe ＋ 2 Cl

3+→ Fe2+： Fe3+与还原剂（如Zn、Fe、 Cu、 S2－、 I－、 H

22+

2. Fe S 等）反应时，被还原成Fe

3 ＋ 2 ＋

Fe＋ 2Fe=3Fe

3＋2+

＋2Fe 2+

Cu＋ 2Fe=Cu

S2－＋ 2Fe3＋ =S↓＋ 2Fe2+

2I－＋ 2Fe3＋ =I 2＋ 2Fe2+

（四） Fe3＋的检验

1.KSCN 法：加入 KSCN 呈血红色的是 Fe3+溶液，而 Fe2+的溶液无此现象，这是鉴别Fe2+

3+3＋

＋ 3SCN －

和 Fe 最常用、最灵敏的方法。Fe Fe（ SCN ）3（红色）

2.碱液法：可加入碱液， Fe3＋有红褐色沉淀生成， Fe2＋先生成白色沉淀，然后变成灰绿色，最后变成红褐色。

Fe3＋＋3OH－Fe（ OH）3↓（红褐色）

Fe2＋＋ 2OH －Fe（ OH）2↓（白色）

4 Fe（OH）2＋ O2＋2H 2O4Fe（ OH）3

（五）规律总结

三、钢铁的腐蚀

（一）金属腐蚀的本质：M － ne－ =M n+

（二）钢铁的腐蚀

1. 化学腐蚀：金属跟周围的物质接触直接发生化学反应而引起的腐蚀。（次要）

2.电化学腐蚀：钢铁不是纯净的铁，通常含有少量的碳杂质。金属在电解质溶液中发生原电池反应而引起的腐蚀，伴有电流。（主要）

2Fe2H 2O O22Fe(OH ) 2

4Fe(OH )22H 2O O24Fe(OH ) 3

Fe OH

)3Fe O H O Fe O

O即为铁

锈

)

2 ( 2

3 3 2(22

（三）金属的防护

（1）喷涂保护。

（2）改变结构。

（3）涂加更活泼的金属，通过牺牲涂加的金属来防护。

（4）连接电源负极，使铁不失去电子，这是最有效的保护。

第三单元含硅矿物与信息材料

一、硅

1.硅的存在

硅以化合态存在于自然界，硅元素主要存在于地壳的各种矿物和岩石里，硅有晶体硅和无定形硅两种同素异形体，含量丰富，居地壳元素第二位。

2.物理性质

晶体硅是灰黑色、有金属光泽、硬而脆的固体，熔点和沸点都很高，硬度也很大，晶体硅的

导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体。

3.化学性质

（1）很稳定，常温下不与O2、 Cl 2、浓 HNO 3、浓 H2SO4等反应。

（2）加热时表现出还原性：Si ＋O2SiO 2。

（3）常温时，和强碱溶液反应： Si＋ 2NaOH ＋ H2O= Na 2SiO 3＋ 2H2↑

（4）常温时，与 F2、 HF 反应

4.硅的重要用途

作为良好的半导体材料，硅可用来制集成电路、晶体管、硅整流器、太阳能电池等，主要用于电子工业。

5.高纯硅的工业制法

（1） 2C＋ SiO2高温

Si+2CO↑（制粗硅）

（2） Si＋ 2Cl 2高温

SiCl 4（液态）

（3） SiCl 4＋ 2H2高温

Si＋ 4HCl （精硅）

二、二氧化硅

1. SiO 2的存在

SiO2广泛存在于自然界中，与其他矿物共同构成了岩石，天然二氧化硅也叫硅石，是一种

坚硬难熔的固体。

2. 物理性质

硬度大、熔点高、不导电、不溶于水。天然的二氧化硅分为晶体和无定形两大类。

3. 化学性质

二氧化硅十分稳定，属于酸性氧化物，具有酸性氧化物的通性，能与碱性氧化物、碱或碳酸盐等发生反应，不与水、酸（除HF 外）发生反应，能耐高温、耐腐蚀。

（1）与强碱反应：

SiO2＋ 2NaOH= Na 2 SiO3+ H 2O

硅酸钠是极少溶于水的硅酸盐中的一种，硅酸钠的水溶液俗称“水玻璃”，是建筑行业经常使用的一种黏合剂，还可用作肥皂填料、木材防火剂及防腐剂等。

（2）与 HF 反应

SiO2＋ 4HF= SiF 4↑＋ 2H2O

由于玻璃中含有大量的SiO 2，SiO 2与 HF（溶液）反应很迅速，所以氢氟酸可用于雕刻玻璃。同时氢氟酸不用玻璃容器制备和贮存。

（3）与碱性氧化物反应

高温

CaO+SiO 2CaSiO 3（炼铁高炉的造渣反应）

（4）与碳酸盐反应

高温

Na2CO3+SiO 2Na2SiO 3+CO 2↑

高温

CaCO3+SiO 2CaSiO3+CO2↑

4.二氧化硅的结构：

二氧化硅晶体坚硬，耐磨，熔沸点高的原因是二氧化硅的结构是空间立体网状结构。该空间构形类似于金刚石，具有高硬度，高熔沸点特征。

天然产透明的二氧化硅晶体俗称水晶。水晶为无色透明的六棱柱状。由于水晶内部往往分散

有不同的杂质，使水晶带有一定的颜色，所以有烟水晶和紫水晶之分。

5.主要存在物质：

常见的以SiO2为主要成分的有：燧石、沙子、石英、硅藻土、玛瑙、水晶等。

6.二氧化硅的用途：

二氧化硅可用来做光导纤维；石英可用来做石英钟、石英表，耐高温的石英玻璃，水晶可以

用来制造电子工业中的重要部件、光学仪器、工艺品、眼镜等，含有有色杂质的石英，还可

以用于制造精密仪器轴承；耐磨器皿和装饰品等；还用于作建筑材料。

三、硅酸（ H 2SiO 3）

硅酸是一种比碳酸还弱的酸，它不溶于水，不能使指示剂变色，是一种白色粉末状的固体。

Na2SiO 3+CO 2＋ H2O= H 2SiO 3↓＋ Na2CO3

Na2SiO 3+2HCl=H 2SiO3↓＋ 2NaCl

四、硅酸盐工业

1.水泥

生产水泥的主要原料：黏土、石灰石

生产水泥的设备：水泥回转窑

加入石膏的作用：调节水泥的硬化速度

普通水泥的主要成分：硅酸三钙（3 CaO·SiO2）、硅酸二钙（ 2CaO·SiO2）、铝酸三钙（ 3 CaO·Al 2O3）。

2.玻璃

生产普通玻璃的主要原料：纯碱、石灰石、石英

生产设备：玻璃熔炉

生产条件：高温熔融

形成玻璃的过程中的主要化学变化：

高温

Na 2CO3+SiO 2Na2SiO 3+CO 2↑

高温

CaCO3+SiO 2CaSiO3+CO2↑

普通玻璃的主要成分： Na2SiO3、CaSiO3、SiO 2或 Na 2O· CaO· 6SiO2

种类：普通玻璃、钢化玻璃、有色玻璃、光学玻璃、防弹玻璃、铅玻璃等。

3.陶瓷

制造陶瓷的主要原料：黏土

陶瓷的优点：抗氧化、抗酸碱腐蚀、耐高温、绝缘、易成型等。

五、用氧化物的形式表示硅酸盐的组成

书写顺序为：金属氧化物（较活泼的金属氧化物→较不活泼的金属氧化物）→二氧化硅→水。如：硅酸钠 [Na 2SiO 3] ： Na2O· SiO2

镁橄榄石 [Mg 2SiO 4] ： 2MgO · SiO2

高岭土 [Al 2(Si 2O5)(OH) 4]： Al2O3·2SiO2·2H2O

正长石 [K 2Al 2Si 6O16] ： K 2O· Al 2O3·6SiO2

六、规律总结

专题 4硫、氮和可持续发展

第一单元硫及其化合物的“功”与“过”

一、硫酸型酸雨的形成与防治

（一）酸雨

正常的雨水 pH 约为 5.6(这是由于溶解了 CO2的缘故 ).酸雨是指 pH<5.6 的雨水 .通常可分为硫酸型酸雨和硝酸型酸雨两类。

1.形成

① 2SO2+O 2飘尘

SO3+H 2O= H 2SO4 2SO3

主要有两种形式

2. 危害

② SO2 +H2O H2SO32H2SO3+O2 = 2H 2SO4

①影响水生生物的生长和繁殖② 破坏农作物和树木生长

③ 腐蚀建筑物、雕塑、机器④ 危害人体健康等

3. 防治

① 研究开发替代化石燃料的新能源(氢能、太阳能、核能等 )

② 利用化学脱硫处理或尾气回收,如烟道气中 SO2回收的两种方法 (变废为宝 )

SO2+Ca(OH) 2=CaSO3+H 2O

石灰石 -石膏法

2CaSO3+O 2=2CaSO4 (CaSO4·2H 2O 为石膏 )

SO2+2NH 3+H 2O=(NH 4)2SO3

氨水法SO2+NH 3+H2O=NH 4HSO3

2(NH 4)2SO3+O2=2(NH 4)2SO4(一种肥料 )

（二）二氧化硫

是一种无色有刺激性气味、有毒的气体、易液化、易溶于水 (1 体积水能溶约40 体积 SO2)

1. 化学性质

①酸性氧化物

SO2+H 2O=H 2SO3

－

中强酸 (能使紫色石蕊试液变红色 ) H ++HSO3

SO2+Ca(OH) 2=CaSO3↓ +H 2O

CaSO3+SO2+H 2O=Ca(HSO 3)2

②还原性

H2O2+SO2 = H2SO4SO2+Br 2+2H 2O=2HBr+ H 2SO4此外 ,SO2还能使氯水、酸性KMnO 4溶液等褪色。

③氧化性

SO2+2H 2S=3S+2H2 O（SO2、H2S气体不能大量共存）

④漂白性

SO2能跟某些有色物质化合生成不稳定的无色化合物，如能漂白品红、纸浆、草编织

品等；但其漂白性有一定的局限，如不能使酸碱指示剂褪色等。

常见几中漂白剂比较

漂白剂漂白条件漂白原理漂白类型漂白产物稳定性

Ca(ClO) 2 (HClO)水Cl 2+H 2O=HCl+HClO强氧化性稳定

2HClO=2HCl+O 2↑

SO2(H 2SO3)水生成无色化合物化合不稳定

活性炭、 Al(OH) 3多孔 (表面积吸附物理变化不稳定胶体大 )

二、硫酸和硫酸盐

（一）硫酸的工业制法

1. 反应原理

①造气S+O 2SO2(或 4FeS2+11O22Fe2O3+8SO2)

催化剂

②接触氧化2SO2+O 22SO3

③SO3的吸收SO3+H2O=H 2SO4

2.流程图（见课本 P84 图 4-4）

（二）硫酸

一种无色粘稠状液体，难挥发、沸点高，比水重，溶于水时放出大量的热。

1.化学性质

+ 2 －

①酸性 :H 2SO4=2H +SO4

稀H2SO4具有 H＋的性质（酸的通性）及 SO42－的特性。

●热点链接

如何稀释浓 H2SO4在稀释浓H2SO4时 ,,应将浓 H 2SO4沿玻璃棒缓缓地倒入烧杯的水中,

并不断搅拌 ,使产生的热量迅速地扩散.(若将水倒入浓H2SO4中 ,浓 H2SO4密度比水大 ,溶解时的放热作用使水沸腾而使H2SO4溅出 )。

②难挥发性 : NaCl+ H 2SO4 (浓 )NaHSO4+HCl ↑ (高沸点酸制低沸点酸 )

③吸水性 : 浓 H 2SO4能跟水分子强烈结合成水合物.如浓 H 2SO4吸收水蒸汽在科学实验中作干燥剂；浓 H2 SO4能夺取结晶水合物中的结晶水等。

④脱水性 : 浓 H 2SO4按水的组成比夺取某些有机化合物中的氢、氧元素,形成水分子 .如 :

C12H22O1112C+11H 2O

该反应放热使水蒸气蒸发 ,使生成碳呈疏松多孔状。过量的浓H2SO4这时还能继续氧

化碳而产生SO2气体。

⑤强氧化性 : 利用浓H 2SO4的强氧化性 ,Al、Fe常温下遇浓H2SO4可发生钝化 (实际中有什么应用 ?);浓 H2SO4能与绝大部分金属发生氧化还原反应,也能与一些非金属反应。如 :

Cu+2 H 2SO4 (浓 )CuSO4+SO2↑ +2H 2O

C+2 H 2SO4 (浓 )CO2↑+SO2↑+2H 2O

浓 H2SO4的还原产物通常为 SO2。正是由于浓 H2SO4的氧化性，所以浓H 2SO4与金属反应均没有 H 2产生，也不能用浓 H2SO4制备（或干燥）一些还原性气体，如：HI 、H2S 等。

2.用途：化肥、医药、农药的生产，金属矿石的处理，金属材料的表面清洗以及科学实验上

的干燥剂，有机合成上的催化剂等。

（三）硫酸盐

1.SO42－的检验

检测液盐酸酸化滴 BaCl 2溶液

无现象有白色沉淀

几种重要的硫酸盐及其应用

①硫酸钙

利用上述反应制出各种模型及医疗上的石膏绷带。

②硫酸钡俗称重晶石，不溶于水、酸等，不易被 X 射线透过。医疗上作检查肠胃内服的药剂（钡餐）。

③硫酸亚铁FeSO4·7H 2O 俗称绿矾，是防治缺铁性贫血的药剂。

④硫酸铜CuSO4·5H 2O 俗称胆矾，可配制“波尔多液”（农药）。

此外，还有明矾〔KAl(SO 4)2·12H2O〕作净水剂；芒硝（Na 2SO4·10H2O）作缓泻剂等。

三、硫和含硫化合物的相互转化

（一）硫和一些含硫化合物

自然界中既有游离态的硫，又有化合态的硫存在，如火山喷口附近、地壳岩层、矿物煤和石油等。

1.硫

淡黄色的硫能与铁、铜、汞、H2、O2等化合。

2Cu S Cu 2S(黑色 )

（ S具有较弱的氧化性）

Fe S FeS（黑色）

Hg+S=HgS（黑）( 常温下进行，可用于硫磺处理洒落的汞)

H2+S H2 S S+O2SO2

2.亚硫酸钠

亚硫酸钠同亚硫酸一样易氧化。2Na2SO3 +O2= 2Na2 SO4(亚硫酸盐要密封保存) Na2SO3+Cl 2+H 2O =Na2SO4+2HCl

（二）含硫物质的相互转化

FeS Na2 SO3Na 2SO4

H2S S SO2SO3H 2SO4

HgS H2SO3BaSO4

第二单元生产生活中的含氮化合物

一、氮氧化物的生产

（一）氮及其氧化物

1、氮气

无色无味的气体，难溶于水。

（1）与 O2的化合（放电或高温条件下）

N2O2放电2NO2NO O 22NO23NO 2H 2O 2HNO 3NO

（2）与 H2的化合

N2+3H 22NH 3

氮气主要有以下三方面的应用：化工原料（合成氨、制硝酸等）；保护气（填充灯泡、保鲜水果、粮食的保存等）；冷冻剂（超低温手术、超导材料的低温环境等）。

（二）氮氧化物对环境的污染与防治

1.形成

氮肥的生产、金属的冶炼和汽车等交通工具的使用等，产生大量的氮氧化物，火山爆发、雷

鸣电闪等也会将氮气转变为氮氧化物。

2.危害

（1）产生硝酸型酸雨（2）产生光化学烟雾

3.防治

①使用洁净能源，减少氮氧化物的排放

②为机动车辆安装尾气转化装置，将汽车尾气中的CO 和 NO 转化成 CO2和 N2

2CO 2NO催化剂 2CO2N 2

③对生产化肥、硝酸的工厂排放的废气进行处理

2NO22NaOH NaNO3NaNO2H 2 O

NO2NO 2NaOH 2NaNO2H 2 O

二、氮肥的生产和使用

（一）氨气

1.氨气的合成N 2+3H 22NH 3

(完整版)苏教版化学必修一知识点总结

苏教版化学必修1 专题知识点物质的分类及转化物质的分类（可按组成、状态、性能等来分类）物质的转化（反应）类型四种基本反应类型：化合反应，分解反应，置换反应，复分解反应氧化还原反应和四种基本反应类型的关系氧化还原反应 1.氧化还原反应：有电子转移的反应 2. 氧化还原反应实质：电子发生转移判断依据：元素化合价发生变化氧化还原反应中概念及其相互关系如下：失去电子——化合价升高——被氧化（发生氧化反应）——是还原剂（有还原性）得到电子——化合价降低——被还原（发生还原反应）——是氧化剂（有氧化性）氧化还原反应中电子转移的表示方法双线桥法表示电子转移的方向和数目注意：a.“e-”表示电子。 b.双线桥法表示时箭头从反应物指向生成物，箭头起止为同一种元素，应标出“得”与“失”及得失电子的总数。 c．失去电子的反应物是还原剂，得到电子的反应物是氧化剂 d．被氧化得到的产物是氧化产物，被还原得到的产物是还原产物氧化性、还原性强弱的判断（１）通过氧化还原反应比较：氧化剂+ 还原剂→ 氧化产物＋还原产物氧化性：氧化剂> 氧化产物

还原性：还原剂> 还原产物（2）从元素化合价考虑：最高价态——只有氧化性，如Fe3+、H2SO4、KMnO4等；中间价态——既具有氧化性又有还原性，如Fe2+、S、Cl2等；最低价态——只有还原性，如金属单质、Cl-、S2-等。（3）根据其活泼性判断： ①根据金属活泼性：对应单质的还原性逐渐减弱 K Ca Na Mg Al Zn Fe Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au 对应的阳离子氧化性逐渐增强 ②根据非金属活泼性: 对应单质的氧化性逐渐减弱 Cl2Br2I2S 对应的阴离子还原性逐渐增强 (4) 根据反应条件进行判断：不同氧化剂氧化同一还原剂，所需反应条件越低，表明氧化剂的氧化剂越强；不同还原剂还原同一氧化剂，所需反应条件越低，表明还原剂的还原性越强。如：2KMnO4 + 16HCl (浓) = 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2↑ + 8H2O MnO2 + 4HCl(浓) =△= MnCl2 + Cl2↑ + 2H2O 前者常温下反应，后者微热条件下反应，故物质氧化性：KMnO4 > MnO2 (5) 通过与同一物质反应的产物比较：如：2Fe + 3Cl2 = 2FeCl3Fe + S = FeS 可得氧化性Cl2 > S 离子反应（1）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。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：①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。②电解质的导电是有条件的：电解质必须在水溶液中或熔化状态下才能导电。③能导电的物质并不全部是电解质：如铜、铝、石墨等。④非金属氧化物（SO2、SO3、CO2）、大部分的有机物为非电解质。（2）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。离子方程式书写方法：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（3）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。 1、溶液的颜色如无色溶液应排除有色离子：Fe2＋、Fe3＋、Cu2＋、MnO4-

高一化学必修二第二章知识点总结

学点归纳一、化学键与化学反应中能量变化的关系 1、化学键的断裂和形成是化学反应中能量变化的主要原因； 2、能量是守恒的； 3、E（反应物的总能量）＞E（生成物的总能量）化学反应放出热量 E（反应物的总能量）＜E（生成物的总能量）化学反应吸收热量二、化学能与热能的相互转化放热反应：放出热量的化学反应吸热反应：吸收热量的化学反应三、中和热的测定四、能量的分类典例剖析【例1】下列有关化学反应中能量变化的理解，正确的是( ) A.凡是伴有能量的变化都是化学反应 B.在化学反应过程中，总是伴随着能量的变化 C.在确定的化学反应中，反应物的总能量一定不等于生成物的总能量 D.在确定的化学反应中，反应物的总能量总是高于生成物的总能量解析：在化学变化中，既有物质的变化，又有能量的变化；但有能量的变化不一定有化学变化，如NaOH固体溶于水中放出热量，NH4NO3晶体溶于水吸收热量，核反应的能量变化等。在确定的化学反应中，E (反应物总) ≠E (生成物总)，当E (反应物总) ＞E (生成物总)时，反应放出热量；当E (反应物总) ＜E (生成物总)时，反应吸收热量。B、C正确，A、D错误。【例2】在化学反应中，反应前与反应后相比较，肯定不变的是( ) ①元素的种类②原子的种类③分子数目④原子数目 ⑤反应前物质的质量总和与反应后物质的质量总和⑥如果在水溶液中反应，则反应前与反应后阳离子所带的正电荷总数⑦反应前反应物的总能量与反应后生成物的总能量 A. ①②③④ B. ①②⑤⑥ C. ①②④⑤ D. ②③⑤⑥

答案： C 解析：依据能量守恒定律可知：①②④⑤正确，但化学变化中物质的分子数会变化，且一定伴随着能量的变化【例3】下列说法不正确的是( ) A.任何化学反应都伴随有能量变化 B.化学反应中能量的变化都变现为热量的变化 C.反应物的总能量高于生成物的总能量时，发生放热反应 D.反应物的总能量低于生成物的总能量时，发生吸热反应解析：化学反应中能量变化通常变现为热量的变化，也可变现为光能、动能等能量形成，B是错误的；A从能量变化角度去认识化学反应，正确；C、D都是关于化学反应中能量变化的正确描述，反应物总能量大于生成物总能量，多余的能量以热能释放出来就是放热反应，当反应物总能量小于生成物总能量，所差能量通过吸收热量来完成，表现为吸热反应。答案： B 【例4】下列说法不正确的是( ) A.在化学反应中，随着物质的变化，既有化学键的断裂，又有化学键的形成，还有化学能的变化 B.化学反应过程中是放出热量还有吸收热量，取决于反应物的总能量与生成物的总能量的相对大小 C.需要加热才能发生的化学反应，则该反应进行后一定是吸收热量的 D.物质具有的能量越低，其稳定性越大，反应越难以发生；物质具有的能量越高，其稳定性越小，反应越容易发生答案： C 解析：需要加热才能发生的反应，反应后不一定是吸收能量的，如碳在空气中燃烧时需要加热才能进行，但反应后放出大量的热量。ABD都是正确的。【例5】已知反应X＋Y＝M＋N为吸热反应，关于这个反应的下列说法中正确的是( ) A.X的能量一定低于M的，Y的能量一定低于N的 B.因为该反应为吸热反应，故一定要加热反应才能进行 C.破坏反应物中的化学键所吸收的能量小于形成生成物中的化学键所放出的能量 D.X、Y的总能量一定低于M、N的总能量解析：根据能量守恒定律，该反应为吸热反应，则X、Y总能量一定小于M、N的总

高中化学必修一知识点整理【史上最全】

高一化学1知识点综合第一章从实验学化学一、常见物质的分离、提纯和鉴别 1．常用的物理方法——根据物质的物理性质上差异来分离。混合物的物理分离方法

i、蒸发和结晶蒸发是将溶液浓缩、溶剂气化或溶质以晶体析出的方法。结晶是溶质从溶液中析出晶体的过程，可以用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物。结晶的原理是根据混合物中各成分在某种溶剂里的溶解度的不同，通过蒸发减少溶剂或降低温度使溶解度变小，从而使晶体析出。加热蒸发皿使溶液蒸发时、要用玻璃棒不断搅动溶液，防止由于局部温度过高，造成液滴飞溅。当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热，例如用结晶的方法分离NaCl 和KNO 混合物。 3 ii、蒸馏蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。操作时要注意： ①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸。 ②温度计水银球的位置应与支管底口下缘位于同一水平线上。 ③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于l/3。 ④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。 ⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。iii、分液和萃取分液是把两种互不相溶、密度也不相同的液体分离开的方法。萃取是利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，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的方法。选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶；对溶质的溶解度要远大于原溶剂，并且溶剂易挥发。在萃取过程中要注意： ①将要萃取的溶液和萃取溶剂依次从上口倒入分液漏斗，其量不能超过漏斗容积的2/3，塞好塞子进行振荡。

高中化学必修2知识点总结归纳

高中化学必修2知识点总结归纳高中化学必修2知识点总结归纳 ★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布： H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则： ①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数＝原子的电子层数） ③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下

排成一纵行。主族序数＝原子最外层电子数第ⅠA族碱金属元素：Li Na K Rb Cs Fr （Fr是金属性最强的元素，位于周期表左下方）第ⅦA族卤族元素：F Cl Br I At （F是非金属性最强的元素，位于周期表右上方） ★判断元素金属性和非金属性强弱的方法：（1）金属性强（弱）——①单质与水或酸反应生成氢气容易（难）； ②氢氧化物碱性强（弱）；③相互置换反应（强制弱）Fe＋CuSO4＝FeSO4＋Cu。（2）非金属性强（弱）——①单质与氢气易（难）反应；②生成的氢化物稳定（不稳定）；③最高价氧化物的水化物（含氧酸）酸性强（弱）；④相互置换反应（强制弱）2NaBr＋Cl2＝2NaCl＋Br2。相互连接的电极插入电解质溶液构成闭合回路。（4）电极名称及发生的反应：负极：较活泼的金属作负极，负极发生氧化反应，电极反应式：较活泼金属－ne－＝金属阳离子负极现象：负极溶解，负极质量减少。正极：较不活泼的金属或石墨作正极，正极发生还原反应，电极反应式：溶液中阳离子＋ne－＝单质正极的现象：一般有气体放出或正极质量增加。（5）原电池正负极的判断方法：

高中化学必修二有机化合物知识点总结

高中化学必修二有机化合物知识点总结
绝大多数含碳的化合物称为有机化合物，简称有机物。像 CO、CO2、碳酸、碳酸盐等少数化合物，由于它们的组成和性质跟无机化合物相似，因而一向把它们作为无机化合物。
有机物
烷烃：甲烷
烯烃：乙烯
主要化学性质
①氧化反应（燃烧） CH4+2O2――→CO2+2H2O（淡蓝色火焰，无黑烟） ②取代反应（注意光是反应发生的主要原因，产物有 5 种） CH4+Cl2―→CH3Cl+HCl CH3Cl +Cl2―→CH2Cl2+HCl CH2Cl2+Cl2―→CHCl3+HCl CHCl3+Cl2―→CCl4+HCl
在光照条件下甲烷还可以跟溴蒸气发生取代反应，甲烷不能使酸性 KMnO4 溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。
①氧化反应（ⅰ）燃烧 C2H4+3O2――→2CO2+2H2O（火焰明亮，有黑烟）（ⅱ）被酸性 KMnO4 溶液氧化，能使酸性 KMnO4 溶液褪色。

②加成反应 CH2＝CH2＋Br2－→CH2Br－CH2Br（能使溴水或溴的四氯化碳溶液褪色）
在一定条件下，乙烯还可以与 H2、Cl2、HCl、H2O 等发生加成反应 CH2＝CH2＋H2――→CH3CH3
CH2＝CH2＋HCl－→CH3CH2Cl（氯乙烷） CH2＝CH2＋H2O――→CH3CH2OH（制乙醇） ③加聚反应 nCH2＝CH2――→－CH2－CH2－n（聚乙烯）乙烯能使酸性 KMnO4 溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。常利用该反应鉴别烷烃和烯烃，
如鉴别甲烷和乙烯。
①氧化反应（燃烧）
2C6H6＋15O2―→12CO2＋6H2O（火焰明亮，有浓烟）
②取代反应
苯环上的氢原子被溴原子、硝基取代。
苯
＋Br2――→ ＋HBr
＋HNO3――→ ＋H2O
③加成反应
＋3H2――→
苯不能使酸性 KMnO4 溶液、溴水或溴的四氯化碳溶液褪色。
、同系物、同分异构体、同素异形体、同位素比较。
概念
同系物
同分异构体
同素异形体
同位素
定义
结构相似，在分子组成上分子式相同而结
相差一个或若干个 CH2 原构式不同的化合
子团的物质
物的互称
质子数相同而中子数不由同种元素组成的不
同的同一元素的不同原同单质的互称
子的互称
分子式
不同
相同
元素符号表示相同，分子式可不同
——
结构
相似
不同
不同
——
研究对象
化合物
化合物
单质
原子
6、烷烃的命名：
（1）普通命名法：把烷烃泛称为“某烷”，某是指烷烃中碳原子的数目。1－10 用甲，乙，
丙，丁，戊，已，庚，辛，壬，癸；11 起汉文数字表示。区别同分异构体，用“正”，“异”，
“新”。
正丁烷，异丁烷；正戊烷，异戊烷，新戊烷。
（2）系统命名法：
①命名步骤：(1)找主链－最长的碳链(确定母体名称)；(2)编号－靠近支链（小、多）的一端；
(3)写名称－先简后繁,相同基请合并.
②名称组成：取代基位置－取代基名称母体名称
③阿拉伯数字表示取代基位置，汉字数字表示相同取代基的个数
CH3－CH－CH2－CH3
CH3－CH－CH－CH3

高中化学必修一知识点总结汇总

必修1全册基本容梳理第一章从实验学化学一、化学实验安全 1、（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）浓酸撒在实验台上，先用Na2CO3 （或NaHCO3）中和，后用水冲擦干净。浓酸沾在皮肤上，立即用大量水冲洗，再涂上3%~5%的NaHCO3溶液。浓酸溅在眼中应先用稀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（或硼酸）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，应迅速用湿抹布扑盖。（7）若水银温度计破裂，应在汞珠上撒上硫粉。二．混合物的分离和提纯分离和提纯的方法过滤用于固液混合的分离一贴、二低、三靠。如粗盐的提纯蒸发和结晶用来分离和提纯几种可溶性固体的混合物加热蒸发皿使溶液蒸发时，要用玻璃棒不断搅动溶液；当蒸发皿中出现较多的固体时，即停止加热分离NaCl和KNO3混合物

蒸馏提纯或分离沸点不同的液体混合物。防止液体暴沸，应在底部加一些沸石或碎瓷片。水冷凝管中进水应下进上出。萃取利用溶质在互不相溶的溶剂里的溶解度不同，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的方法选择的萃取剂应符合下列要求：和原溶液中的溶剂互不相溶；对溶质的溶解度要远大于原溶剂如用四氯化碳或萃取碘水里的碘。分液分离互不相溶的液体打开上端活塞或使活塞上的凹槽与漏斗上的水孔，使漏斗外空气相通。打开活塞，使下层液体慢慢流出，及时关闭活塞，上层液体由上端倒出如用四氯化碳萃取碘水里的碘后再分液三、离子检验（1）Cl-离子的检验：待测溶液+AgNO3生成白色沉淀+少量稀HNO3沉淀不溶解：则证明有Cl-（2）SO42-的检验：待测溶液+稀HCl无明显现象+BaCl2溶液生成白色沉淀：则证明含有SO42-四.除杂注意事项：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。例：粗盐提纯加入试剂顺序氯化钡（除去硫酸盐）→氢氧化钠（除去氯化镁）→碳酸钠（除去氯化钙、氯化钡）→过滤→盐酸（中和氢氧化钠、碳酸钠）五、物质的量的单位――摩尔

高中化学必修2知识点归纳总结大全

高中化学必修2知识点归纳总结大全第一章物质结构元素周期律一、原子结构 1. 原子（A z X ）原子核质子（Z 个）中子（ N 个）核外电子（ Z 个）注意：质量数 (A) ＝质子数 (Z) ＋中子数 (N) 原子序数 = 核电荷数 = 质子数 = 原子的核外电子数 ★熟背前 20 号元素，熟悉 1 ～ 20 号元素原子核外电子的排布： H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2. 原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里； ②各电子层最多容纳的电子数是 2n2 ；③最外层电子数不超过 8 个（ K 层为最外层不超过 2 个），次外层不超过 18 个，倒数第三层电子数不超过 32 个。电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q 3. 元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。 ( 对于原子来说 ) 二、元素周期表 1. 编排原则：①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同的各元素从左到右排成一横行。（周期序数＝原子的电子层数） ③把最外层电子数相同的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行。主族序数＝原子最外层电子数 2. 结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2 种元素短周期第二周期 2 8 种元素周期第三周期 3 8 种元素元（ 7 个横行、第四周期 4 18 种元素

高中化学必修二知识点归纳总结大全

高中化学必修二知识点归纳总结第一章物质结构元素周期律一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.）原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子数核外电子（Z个） ★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布： H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2； ③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则： ①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同．．．．．．的各元素从左到右排成一横行．．。（周期序数＝原子的电子层数） ③把最外层电子数相同．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行．．。主族序数＝原子最外层电子数 2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）第五周期 5 18种元素周长周期第六周期 6 32种元素期第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律 1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电子排布的周期性变化．．．．．．．．．．．．．．．．．．．的必然结果。

高中化学必修一重要知识点网络化总结【精品】

第一章从实验学化学一、化学计量 ①物质的量定义：表示一定数目微粒的集合体符号n 单位摩尔符号 mol 阿伏加德罗常数：0.012kgC-12中所含有的碳原子数。用NA表示。约为6.02x1023 微粒与物质的量 N 公式：n= NA ②摩尔质量：单位物质的量的物质所具有的质量用M表示单位：g/mol 数值上等于该物质的分子量质量与物质的量 m 公式：n= M ③物质的体积决定：①微粒的数目②微粒的大小③微粒间的距离微粒的数目一定固体液体主要决定②微粒的大小气体主要决定③微粒间的距离体积与物质的量 V 公式：n= Vm 标准状况下，1mol任何气体的体积都约为22.4L ④阿伏加德罗定律：同温同压下，相同体积的任何气体都含有相同的分子数 ⑤物质的量浓度：单位体积溶液中所含溶质B的物质的量。符号CB 单位：mol/l 公式：C B=n B/V n B=C B×V V=n B/C B 溶液稀释规律 C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀） ⑥溶液的配置（l）配制溶质质量分数一定的溶液计算：算出所需溶质和水的质量。把水的质量换算成体积。如溶质是液体时，要算出液体的体积。称量：用天平称取固体溶质的质量；用量简量取所需液体、水的体积。溶解：将固体或液体溶质倒入烧杯里,加入所需的水,用玻璃棒搅拌使溶质完全溶解. （2）配制一定物质的量浓度的溶液（配制前要检查容量瓶是否漏水）计算：算出固体溶质的质量或液体溶质的体积。称量：用托盘天平称取固体溶质质量，用量简量取所需液体溶质的体积。溶解：将固体或液体溶质倒入烧杯中，加入适量的蒸馏水（约为所配溶液体积的1/6），用玻璃棒搅拌使之溶解，冷却到室温后，将溶液引流注入容量瓶里。洗涤（转移）：用适量蒸馏水将烧杯及玻璃棒洗涤2－3次，将洗涤液注入容量瓶。振荡，使溶液混合均匀。定容：继续往容量瓶中小心地加水，直到液面接近刻度2－3mm处，改用胶头滴管加水，使溶液凹面恰好与刻度相切。把容量瓶盖紧，再振荡摇匀。 5、过滤过滤是除去溶液里混有不溶于溶剂的杂质的方法。过滤时应注意：①一贴：将滤纸折叠好放入漏斗，加少量蒸馏水润湿，使滤纸紧贴漏斗内壁。

高中化学必修2知识点归纳总结41796

高中化学必修2知识点归纳总结第一单元原子核外电子排布与元素周期律一、原子结构质子（Z个）原子核注意：中子（N个）质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N) 1.X 原子序数=核电荷数=质子数=原子的核外电子核外电子（Z个） ★熟背前20号元素，熟悉1～20号元素原子核外电子的排布： H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca 2.原子核外电子的排布规律：①电子总是尽先排布在能量最低的电子层里；②各电子层最多容纳的电子数是2n2；③最外层电子数不超过8个（K层为最外层不超过2个），次外层不超过18个，倒数第三层电子数不超过32个。电子层：一（能量最低）二三四五六七对应表示符号： K L M N O P Q 3.元素、核素、同位素元素：具有相同核电荷数的同一类原子的总称。核素：具有一定数目的质子和一定数目的中子的一种原子。同位素：质子数相同而中子数不同的同一元素的不同原子互称为同位素。(对于原子来说) 二、元素周期表 1.编排原则： ①按原子序数递增的顺序从左到右排列 ②将电子层数相同．．。（周期序数＝原子的电子层数）．．．．．．的各元素从左到右排成一横行 ③把最外层电子数相同．．。．．．．．．．．的元素按电子层数递增的顺序从上到下排成一纵行主族序数＝原子最外层电子数 2.结构特点：核外电子层数元素种类第一周期 1 2种元素短周期第二周期 2 8种元素周期第三周期 3 8种元素元（7个横行）第四周期 4 18种元素素（7个周期）第五周期 5 18种元素周长周期第六周期 6 32种元素期第七周期 7 未填满（已有26种元素）表主族：ⅠA～ⅦA共7个主族族副族：ⅢB～ⅦB、ⅠB～ⅡB，共7个副族（18个纵行）第Ⅷ族：三个纵行，位于ⅦB和ⅠB之间（16个族）零族：稀有气体三、元素周期律 1.元素周期律：元素的性质（核外电子排布、原子半径、主要化合价、金属性、非金属性）随着核电荷数的递增而呈周期性变化的规律。元素性质的周期性变化实质是元素原子核外电．．．．．．．．．．子排布的周期性变化．．．．．．．．．的必然结果。 2.同周期元素性质递变规律

苏教版高中化学必修一教案

高一化学必修I 第1章第1节《走进化学科学》【教学目标】 1.知识与技能目标 1．使学生知道化学是在分子层次上认识物质和制备新物质的一门科学。 2．让学生了解20世纪化学发展的基本特征和21世纪化学发展的趋势，明确现代化学作为中心学科在科学技术中的地位。 3．让学生了解现代化学科学的主要分支以及在高中阶段将要进行哪些化学模块的学习，以及这些课程模块所包含的内容。 4．使学生了解进行化学科学探究的基本方法和必要技能，让学生了解高中化学的学习方法。 2.过程与方法目标 1．培养学生的自学能力和查阅相关资料进行分析概括的能力。 2．通过探究课例培养学生学会运用观察、实验、比较、分类、归纳、概括等方法对获取的信息进行加工，同时训练学生的口头表达能力和交流能力。 3．通过对案例的探究，激发学生学习的主动性和创新意识，从而悟出学好化学的科学方法。 3.情感态度与价值观目标 1．通过化学史的教学，使学生认识并欣赏化学科学对提高人类生活质量和促进社会发展的重要作用。 2．通过化学高科技产品及技术介绍，激发学生的科学审美感和对微观世界的联想，激励学生培养自己的化学审美创造力。 3．介绍我国科学家在化学科学的贡献和成就，激发学生的爱国主义情感。 4．培养学生实事求是的科学态度，引导学生思考“化学与社会”、“化学与职业”等问题，激发学生的社会责任感，关注与化学有关地社会问题，引领学生进入高中化学的学习。【重点、难点】使学生知道化学是在原子、分子层次上研究物质的。【教学过程】 [电脑展示] Chemistry ----- What? Where? How? [引言] 通过初中化学课程的学习，我们已经了解了一些化学知识，面对生机勃勃、变化无穷的大自然，我们不仅要问：是什么物质构成了如此丰富多彩的自然界?物质是怎样形成的?物质是如何变化的？怎样才能把普通的物质转化成更有价值的物质?或许你也在思考，那就让我们一起来学习吧，相信通过今天的学习，你对化学会有一个全新的认识。情景一：溶洞景观图片（其它图片可以自己收集补充）

(完整word版)人教版高中化学必修2知识点总结全册

必修2 第一章物质结构元素周期律一、元素周期表 1、元素周期表是俄国科学家门捷列夫发明的 2、写出1~18号元素的原子结构示意图 3、元素周期表的结构 7个周期（三短、三长、一个不完全），周期数=电子层数 7个主族、7个副族、一个零族、一个Ⅷ族，主族序数＝最外层电子数 4、碱金属元素（1）碱金属元素的结构特点：Li 、Na 、K 、Rb 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。（2）Na 与K 分别与水、氧气反应的情况分别与出K 、Na 与水反应的化学方程式（3）从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律（4）同族元素性质的相似性 5、卤族元素（1）卤族元素的结构特点：F 、Cl 、Br 、I 的最外层电子数、原子半径对其性质的影响。（2）单质与氢气发生反应的条件与生成气态氢化物的稳定性（3）卤素间的置换反应（4）从上到下随着核电荷数的增加性质的递变规律（5）同族元素性质的相似性结论：同主族元素从上到下，元素的金属性逐渐增强，非金属性逐渐减弱。 3、核素（1）核素的定义： A P X （2）同位素： 1 1H 、 2 1H 、 3 1H （3）原子的构成：二个关系式：质子数 = 核电荷数 = 核外电子数质量数A = 质子数P + 中子数N （3）几种同位素的应用： 126C 、146C 、 2 1H 、 3 1H 、238 92U

二、元素周期律 1、原子核外电子的排布（1）原子核外电子是分层排布的，能量高的在离核远的区域运动，能量低的在离核近的区域运动（2）电子总是先从内层排起，一层充满后再排入下一层，依次是K、L、M、N （3）每个电子层最多只能容纳2n2个电子。最外层最多只能容纳8个电子（氦原子是2 个）；次外层最多只能容纳18 个电子；倒数第三层最多只能容纳32 个电子。 2、元素周期律随着原子序数的递增，元素的性质呈周期性变化的规律原子的电子层排布的周期性变化原子半径的周期性变化主要化合价的周期性变化 3、第三周期元素化学性质变化的规律金属性的递变规律（1）钠镁与水反应现象，比较钠镁与水反应的难易（方程式书写）（2）镁铝与盐酸反应的难易（现象，方程式）（3）比较钠镁铝最高价氧化物对应水化物的碱性强弱非金属性的递变规律（1）比较硅、磷、硫、氯与氢气反应的难易以及气态氢化物的稳定性（2）比较它们的最高价氧化物对应的水化物的酸性强弱（3）向硫化氢水溶液中滴入氯水的现象结论：同一周期从左到右，元素的金属性逐渐减弱，非金属性逐渐增强。 4、元素的化合价与元素在周期表中位置的关系 5、在周期表中一定区域可以寻找到一定用途的元素（1）寻找半导体材料（2）寻找用于制造农药的材料（3）寻找催化剂、耐高温、耐腐蚀的合合金材料 6、推测钫（与K同一主族在K的下面）的性质推测铍的性质推测量114号元素的位置与性质三、化学键

高一化学必修一知识点总结

高中化学必修一知识点总结与习题必修１全册基本内容梳理第一章：从实验学化学一、化学实验安全 1、(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)浓酸撒在实验台上，先用Ｎa２CO３（或NaHＣＯ３)中和，后用水冲擦干净。浓酸沾在皮肤上，宜先用干抹布拭去，再用水冲净。浓酸溅在眼中应先用稀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。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Cｌ－＋Ag＋＝ＡgＣl↓ SO42－稀ＨＣl、BaCl2白色沉淀SO４２-+ Ｂａ２+= ＢaＳＯ4↓?四.除杂注意事项：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。

五、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6．0２×10２3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6.０2×1023moｌ-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/ＮA5?.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.ｍol－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)?六、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?2.物质的量=气体的体积／气体摩尔体积n=V/Vm ３.标准状况下，Vm ＝22．4 Ｌ/moｌ?七、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(3)物质的量浓度＝溶质的物质的量／溶液的体积CＢ= n B/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,用有关物质的量浓度计算的方法，求出所需溶质的质量或体积,在容器内将溶质用溶剂稀释为规定的体积,就得欲配制得溶液．?(2）主要操作 a.检验是否漏水.ｂ.配制溶液１计算.2称量.3溶解.4转移.5洗涤.6定容．7摇匀８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1―2ｃｍ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（稀溶液) 第二章:化学物质及其变化一、物质的分类?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 1 均匀、透明、稳定能没有NaCl、蔗糖溶液?胶体在1—１０0之间均匀、有的透明、较稳定能有Fe(OH)3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。?(1）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＝AB）B、分解反应（AB=A+B)?C、置换反应（A+BC=AC+B）?Ｄ、复分解反应（ＡB+C Ｄ=AD+CＢ）?（2)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）?（3）根据反应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?（1)、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。在水溶液中或熔化状态下都不能导电的化合物,

高中化学(苏教版必修一)方程式及离子方程式汇总

高中化学（苏教版必修一）方程式及离子方程式汇总从海水中获得的化学物质 (1)工业制氯气（氯碱工业）—电解饱和食盐水： 2NaCl + 2H 2O 2NaOH+H 2↑+Cl 2↑ 2Cl - +2H 2O 2OH - +H 2↑+Cl 2↑ (2)实验室制氯气：MnO 2+4HCl (浓) MnCl 2+Cl 2↑+2H 2O MnO 2+4H + +2Cl -Mn 2+ +Cl 2↑+2H 2O (3)铁与氯气的反应：2Fe + 3Cl 2 2FeCl 3 （棕褐色的烟） (4)* 铜与氯气的反应：Cu + Cl 2 CuCl 2 （棕黄色的烟） (5)* 钠与氯气的反应：2Na + Cl 2 2NaCl （白烟） (6)氢气与氯气的反应：H 2 + Cl 2 2HCl (苍白色火焰) H 2 + Cl 2 2HCl (7) 氯气溶于水：Cl 2 +H 2O HCl +HClO Cl 2 + H 2O H + + Cl - + HClO (8)次氯酸见光分解： 2HClO 2HCl + O 2↑ (9)氯气的尾气处理：Cl 2+2NaOH ＝NaCl+NaClO+H 2O Cl 2 + 2OH - ＝ Cl - + ClO - +H 2O (10)漂白粉的生产原理：2Ca(OH)2 + 2Cl 2 == Ca(ClO)2 + CaCl 2 + 2H 2O Cl 2 + 2OH - ＝Cl - +ClO - +H 2O (11)漂白粉消毒原理：Ca(ClO)2+2HCl ＝CaCl 2+2HClO ClO - + H + = HClO Ca(ClO)2 +CO 2 +H 2O == CaCO 3 ↓+ 2HClO Ca 2+ +2ClO - +CO 2 + H 2O= CaCO 3↓+2HClO (12)氯、溴、碘之间的置换反应：Cl 2 + 2KBr == Br 2 + 2KCl Cl 2 + 2Br - == Br 2 + 2Cl – （Cl 2使湿润的淀粉KI 试纸变蓝）：Cl 2 + 2KI == I 2 + 2KCl Cl 2 + 2I - == I 2 + 2Cl – Br 2 + 2KI == I 2 + 2KBr Br 2 + 2I - == I 2 + 2Br – (13)氯、溴、碘离子的检验： KCl+AgNO 3 == AgCl↓+KNO 3 Ag + +Cl - ==AgCl↓(白色沉淀) NaBr+AgNO 3==AgBr↓+NaNO 3 Ag + +Br - == AgBr↓（淡黄色沉淀） NaI + AgNO 3 == AgI↓+ NaNO 3 Ag + + I - == AgI↓（黄色沉淀） (14)钠放置在空气中被氧化(常温)：4Na + O 2 == 2Na 2O （氧化钠，白色固体） (15)钠在空气中燃烧：2Na + O 2 Na 2O 2 （过氧化钠，淡黄色固体） (16)钠与水的反应：2Na + 2H 2O == 2NaOH + H 2↑ 2Na + 2H 2O == 2Na + + 2OH - +H 2↑ (17)钠与四氯化钛的反应：TiCl 4 + 4Na Ti + 4NaCl (18)钠的工业制法：2NaCl(熔融) 2Na + Cl 2↑ (19)氧化钠和水反应：Na 2O+H 2O ==2NaOH Na 2O+H 2O ==2Na + + 2OH - (20)氧化钠是碱性氧化物：Na 2O+CO 2＝Na 2CO 3 (21)过氧化钠与二氧化碳的反应：2Na 2O 2 + 2CO 2 == 2Na 2CO 3 +O 2 (22) 过氧化钠与水的反应：2Na 2O 2 + 2H 2O == 4NaOH + O 2↑ (23)碳酸钠与氢氧化钙的反应：Na 2CO 3+Ca(OH)2==CaCO 3↓+2NaOH Ca 2++CO 32-==CaCO 3↓ (24)碳酸钠与氯化钡的反应：Na 2CO 3+BaCl 2==BaCO 3↓+2NaCl Ba 2+ + CO 32- ==BaCO 3↓ (25)碳酸钠溶液中通入CO 2：Na 2CO 3+CO 2+H 2O==2NaHCO 3 CO 32- + CO 2 + H 2O==2HCO 3 – (26)NaHCO 3与NaOH 溶液反应：NaHCO 3+NaOH==Na 2CO 3+H 2O HCO 3 - +OH -==CO 32- +H 2O (27)少量 NaHCO 3与Ca(OH)2溶液反应：NaHCO 3+ Ca(OH)2==CaCO 3↓+NaOH +H 2O 通电通电点燃点燃光照点燃点燃光照点燃 700～800℃ 通电 Na 2O 2既是氧化剂又是还原剂

人教版高一化学必修一知识点超全总结

化学必修1知识点第一章从实验学化学一、常见物质的分离、提纯和鉴别混合物的物理分离方法

ii、蒸馏蒸馏是提纯或分离沸点不同的液体混合物的方法。用蒸馏原理进行多种混合液体的分离，叫分馏。操作时要注意： ①在蒸馏烧瓶中放少量碎瓷片，防止液体暴沸。 ②温度计水银球的位置应与支管底口下缘位于同一水平线上。 ③蒸馏烧瓶中所盛放液体不能超过其容积的2/3，也不能少于l/3。 ④冷凝管中冷却水从下口进，从上口出。 ⑤加热温度不能超过混合物中沸点最高物质的沸点，例如用分馏的方法进行石油的分馏。常见物质除杂方法

①常见气体的检验

②几种重要阳离子的检验（l）H+能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。（2）K+用焰色反应来检验时，它的火焰呈浅紫色（通过钴玻片）。（3）Ba2+能使用稀硫酸或可溶性硫酸盐溶液产生白色BaSO4沉淀，且沉淀不溶于稀硝酸。（4）Al3+能与适量的NaOH溶液反应生成白色Al(OH)3絮状沉淀，该沉淀能溶于盐酸或过量的NaOH溶液。（5）Ag+能与稀盐酸或可溶性盐酸盐反应，生成白色AgCl沉淀，不溶于稀HNO3，但溶于氨水，生成［Ag(NH3)2］（6）NH4+铵盐（或浓溶液）与NaOH浓溶液反应，并加热，放出使湿润的红色石蓝试纸变蓝的有刺激性气味NH3气体。（7）Fe2+能与少量NaOH溶液反应，先生成白色Fe(OH)2沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色Fe(OH)3沉淀。或向亚铁盐的溶液里加入KSCN溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，

高中化学必修一苏教版知识点整理

高中化学必修一（苏教版）知识点整理 1．物理变化与化学变化的区别与联系【知识点的认识】（1）物理变化和化学变化的联系：物质发生化学变化的同时一定伴随物理变化，但发生物理变化不一定发生化学变化．（2）物理变化和化学变化的区别：物理变化没有新物质生成，化学变化有新物质生成，常表现为生成气体，颜色改变，生成沉淀等，而且伴随能量变化，常表现为吸热、放热、发光等．常见的物理变化和化学变化：物理变化：物态变化，形状变化等．化学变化：物质的燃烧、钢铁锈蚀、火药爆炸，牛奶变质等．【命题的方向】本考点主要考察常见的物理变化和化学变化．题型：物理变化和化学变化的判断典例1：下列变化中，不属于化学变化的是（） A．二氧化硫使品红溶液褪色B．氯水使有色布条褪色 C．活性炭使红墨水褪色D．漂白粉使某些染料褪色分析：化学变化是指在原子核不变的情况下，有新物质生成的变化，物理变化是指没有新物质生成的变化．化学变化和物理变化的本质区别在于是否有新物质生成．解答：A．二氧化硫使品红溶液褪色原理是二氧化硫与品红结合成无色物质，属于化学变化，故A错误； B．氯水使有色布条褪色原理是氯水有强氧化性能将有色布条氧化为无色物质，属于化学变化，故B错误； C．活性炭使红墨水褪色的过程中没有新物质生成，属于物理变化，故C正确； D．漂白粉有强氧化性将染料氧化为无色物质，属于化学变化，故D错误．故选C．点评：本题考查溶液的褪色，解答本题要分析变化过程中是否有新物质生成，如果没有新物质生成就属于物理变化，如果有新物质生成就属于化学变化．【解题思路点拔】物理变化和化学变化的本质区别就是否有新物质生成，化学变化有新物质生成． 2．核素【知识点的认识】 1、核素：核素是指具有一定数目质子和一定数目中子的一种原子．很多元素有质子数相同而中子数不同的几种原子．例如，氢有、、3种原子，就是3种核素，它们的原子核中分别有0、1、2个中子．这3种核素互称为同位素．例如，原子核里有6个质子和6个中子的碳原子，质量数是12，称为C﹣12核素，或写成12C核素．原子核里有6个质子和7个中子的碳原子，质量数为13，称13C核素．氧元素有16O，17O，18O三种核素．具有多种核素的元素称多核素元素．核素常用表示，X是元素符号，Z是原子序数，A是质量数， A﹣，N是该核素中的中子数．【命题方向】本考点主要考察核素的概念，属于高中化学的重要概念．