鲁教版高一化学必修一第二章知识点Word文档下载推荐.docx

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①酸性氧化物+水→含氧酸②酸性氧化物+碱→盐+水

③酸性氧化物+碱性氧化物→盐

④碱性氧化物+水→碱⑤碱性氧化物+酸→盐+水

说明：

能跟酸反应生成盐和水的氧化物叫碱性氧化物；

能跟碱反应生成盐和水的氧化物叫酸性氧化物。

（4）碱的化学通性：

①碱+酸碱指示剂：

使紫色石蕊试液变蓝色；

无色酚酞试液变红色

②碱+酸性氧化物→盐+水

③碱+酸→盐+水④盐→新碱+新盐

（5）盐的化学通性：

①盐+酸→新盐+新酸②盐+碱→新盐+新碱③盐+盐→新盐+新盐

（6）化学反应的分类

①根据反应形式分：

分解反应、化合反应、置换反应和复分解反应。

②根据反应中电子得失分：

氧化还原反应和非氧化还原反应。

③根据反应中化学粒子特征分：

分子反应和离子反应等。

三、胶体

1．分散系

定义：

由一种（或几种）物质分散到另一种物质里形成的混合物统称为分散系。

注意：

分散系由分散质（分散成粒子的物质）和分散剂（粒子分布在其中的物质）组成，依据分散质粒子粒度来分类，可分为溶液、浊液和胶体。

【辨析·

比较】

分散系

溶液

胶体

浊液

分散质粒度

＜1nm

1nm～100nm

＞100nm

外观

均一、透明

较均一、透明

不均一、不透明

分散质微粒

分子、离子

大量分子集合体、高分子

大量分子集合体

能否透过滤纸

能

不能

能否透过半透膜

稳定性

稳定

较稳定

不稳定

实例

食盐水、碘酒

肥皂水、氢氧化铁胶体、淀粉溶液

泥水

2．胶体的性质

（1）丁达尔效应

让光线照射胶体时，从垂直入射光线的方向可以观察到胶体里有一条光亮的“通路”，这种现象叫做丁达尔效应。

产生丁达尔效应的原因是胶体中的分散质粒子对光有散射作用，改变光的传播方向。

溶液没有丁达尔效应．因此，可用丁达尔效应来鉴别溶液和胶体（液溶胶）。

（2）电泳现象

胶体中的分散质粒子在电场的作用下，做定向移动的现象，叫做电泳现象。

电泳现象证明分散质粒子带有电荷．胶体中的分散质粒子吸附离子而带有电荷是胶体具有稳定性的主要原因．由于同种分散质粒子带同种电荷，在一般情况下，它们之间相互排斥使它们不容易聚集成大于100nm的大颗粒，故可以稳定存在较长时间。

（3）胶体的聚沉

胶体聚沉就是施加某些条件，使分散质粒子聚集成大于100nm的大颗粒而成为沉淀．施加条件就是破坏胶体的稳定存在，即克服分散质粒子之间的斥力．使胶体发生聚沉的方法有三种：

①加热给胶体加热，使胶体粒子的动能增大，胶体粒子之间的斥力被克服，胶体粒子发生聚集而成为沉淀。

②加入酸、碱或盐：

往某些胶体里加入少量酸、碱或盐，增大了胶体中离子的总浓度，有利于胶体粒子吸引相反电荷的离子，使原来胶体粒子所带的电荷减少或完全中和，胶体粒子就可因碰撞而结合，发生聚沉。

③加入带相反电荷的胶体把含有带正电荷胶体粒子的胶体与含有带负电荷胶体粒子的胶体混合，两种胶体粒子互相中和电荷，斥力消失，胶体粒子“同归于尽”，即发生聚集而成为沉淀。

3．胶体的净化——渗析

胶体分散质粒子粒度介于1～100nm，能透过滤纸，但不能透过半透膜。

半透膜具有比滤纸更细小的孔隙，只有分子、离子能够透过，因而可以用它将胶体粒子和分子或离子分开。

利用半透膜分离胶体中的杂质分子或离子，提纯、精制胶体的操作称为渗析。

渗析的原理在微电子材料制造、化学工程、生物工程、环境工程、海水淡化等方面都有重要应用。

四、电解质

1电解质的电离

1．酸、碱、盐的电离

（1）电离的概念：

物质溶解于水或熔化时，离解成自由移动的离子的过程称为电离。

电离的条件是在水的作用下或受热熔化，绝不能认为是通电。

（2）酸、碱、盐

电离时生成的阳离子全部是H＋的化合物称为酸；

电离时生成的阴离子全部是OH－的化合物称为碱；

电离时生成的阳离子是金属阳离子（或NH4+离子）、阴离子全部是酸根离子的化合物称为盐。

（3）电离方程式：

用离子符号和化学式来表示电解质电离的式子。

如：

H2SO4＝2H+＋SO42－；

NaOH＝Na+＋OH－；

NaHCO3＝Na+＋HCO3－

电离的条件是在水溶液中或融化状态下，并不是在通电的条件下。

2．酸、碱、盐是电解质

（1）电解质与非电解质

在水溶液或熔化状态下能导电的化合物称为电解质；

在水溶液和熔化状态下都不能导电的化合物称为非电解质。

①电解质和非电解质都是化合物，单质既不属于电解质，也不属于非电解质。

②电离是电解质溶液导电的前提。

③能导电的物质不一定是电解质，如石墨等；

电解质本身不一定能导电，如食盐晶体。

④有些化合物的水溶液能导电，但因为这些化合物在水中或熔化状态下本身不能电离，故也不是电解质．如SO2、SO3、NH3、CO2等，它们的水溶液都能导电，是因为跟水反应生成了电解质，它们本身都不是电解质。

⑤电解质溶液中，阳离子所带正电荷总数与阴离子所带负电荷总数是相等的，故显电中性，称电荷守恒。

（2）强电解质与弱电解质

根据电解质在水溶液里电离能力的大小又可将电解质分为强电解质和弱电解质．

能完全电离的电解质叫做强电解质，如强酸、强碱和绝大多数盐，

只能部分电离的电解质叫做弱电解质，如弱酸、弱碱和水等。

（3）常见的电解质

①强电解质

强酸：

H2SO4、HCl、HNO3、HClO4、HBr、HI。

强碱；

NaOH、KOH、Ca（OH）2、Ba（OH）2。

大多数盐：

NaNO3、NH4Cl、MgSO4等

②弱电解质

弱酸：

H2CO3、HF、CH3COOH、HClO、H2SO3、H2S、H3PO4等；

弱碱：

NH3·

H2O、Cu（OH）2、Fe（OH）3、Mg（OH）2等；

水：

H2O

五、电解质在水溶液中的反应

1、电解质在水溶液中反应的实质

（1）离子反应：

有离子参加的化学反应称为离子反应。

如酸、碱、盐、氧化物之间的复分解反应、溶液中的置换反应等属于离子反应。

（2）实质：

电解质在水溶液中的反应实质上都是离子反应。

（3）酸、碱、盐在溶液中发生复分解反应发生的条件：

有难溶性物质生成，或有难电离的物质生成，或有易挥发性物质生成。

总之，这类反应的特点就是向着降低某些离子的浓度或数目的方向进行。

2、离子方程式

（1）概念：

用实际参加反应的离子的符号来表示离子反应的式子。

（2）意义：

①表示化学反应的实质；

②表示同一类型的离子反应。

（3）特征：

①方程式中出现离子符号；

②等号两边电荷总数相等（即电荷守恒）。

（4）离子方程式的书写方法：

①“写”：

写出正确的化学方程式。

②“拆”：

把易溶且易电离的物质拆写成离子形式，凡是难溶、难电离，以及气体物质均写成化学式。

③“删”：

删去反应前后不参加反应的离子。

④“查”：

检查离子方程式两边的原子个数是否相等，电荷总数是否相等。

此方法的关键是第二步拆，能否可拆取决于该物质是否是电解质，是否符合电离的条件，是否完全电离，在体系中是否以离子形态大量存在。

注意事项：

①合事实：

离子反应要符合客观事实，不可臆造产物及反应。

②式正确：

化学式与离子符号使用正确合理。

③号实际：

“↑”“↓”等符号符合实际。

④两守恒：

两边原子数、电荷数必须守恒（氧化还原反应离子方程式中氧化剂得电子总数与还原剂失电子总数要相等）。

⑤明类型：

依据离子反应原理，分清类型，总结方法技巧。

⑥检查细：

结合书写离子方程式过程中易出现的错误，细心检查。

3、几种重要离子的检验

离子

检验方法

H+

能使紫色石蕊试液或橙色的甲基橙试液变为红色。

Ba2+

能使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。

OH－

能使无色酚酞、紫色石蕊、橙色的甲基橙等指示剂分别变为红色、蓝色、黄色。

Cl－

能与硝酸银反应，生成白色的AgCl沉淀，沉淀不溶于稀硝酸。

SO42－

能与含Ba2+溶液反应，生成白色BaSO4沉淀，不溶于硝酸。

CO32－

能与BaCl2溶液反应，生成白色的BaCO3沉淀，该沉淀溶于硝酸（或盐酸），生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的CO2气体。

HCO3－

取含HCO3－盐溶液煮沸，放出无色无味CO2气体，气体能使澄清石灰水变浑浊。

或向HCO3－盐酸溶液里加入稀MgSO4溶液，无现象，加热煮沸，有白色沉淀MgCO3生成，同时放出CO2气体。

六、氧化剂和还原剂

化学反应的四种基本类型：

化合反应：

两种或两种以上的物质相互作用，生成一种物质的反应。

分解反应：

一种物质经过反应后生成两种或两种以上物质的反应。

置换反应：

一种单质与一种化合物反应，生成另一种单质和另一种化合物的反应。

复分解反应：

两种化合物相互交换成分，生成另外两种化合物的反应。

（一）氧化还原反应

1．元素化合价在化学反应中的变化

（1）化合价：

化合价是认识氧化还原的前提与基础。

①规则：

①在化合物中，正负化合价的代数和为零；

②单质中，元素的化合价为零。

②本质：

a化合价的正与负：

失去电子或共用电子对偏离呈正价；

得到电子或共用电子对偏向呈负价。

b化合价的数值：

化合价的数值等于得、失电子（或共用电子对）的数目。

c化合价的变动：

元素在氧化还原反应中，得到电子，化合价降低；

失去电子，化合价升高。

③有关规律：

a金属元素一般没有负化合价，除零价外，只显正价，因为在反应中只能失去电子。

b非金属元素（除氧、氟外）在反应中既可得到电子，亦可失去电子，故既可呈正价，也能显负价。

c氧、氟的非金属性很强，在反应中一般不失去电子，故一般没有正化合价。

d显最高化合价的元素，在反应中只能得电子而不能失电子，故发生氧化还原反应化合价只能降低。

相反，显最低化合价的元素，在反应中化合价只能升高。

（2）基本概念

①氧化反应和还原反应：

反应物所含元素化合价升高（或者说是物质失去电子）的反应称为氧化反应；

反应物所含元素化合价降低（或者说是物质得到电子）的反应称为还原反应。

②氧化还原反应：

凡是反应过程中有元素化合价变化（或电子转移）的化学反应叫做氧化还原反应。

氧化反应和还原反应是一对对立的反应，而又统一存在于一个反应中，不能分割，所以人们把这两种同时存在的一个化学反应叫做氧化还原反应。

2．氧化还原反应的实质

研究表明，所有的氧化还原反应中都存在着电子的转移，电子的转移是氧化还原反应的实质。

“转移”包含两方面内容：

电子的得到、失去和电子的偏离、偏向。

电子的偏离和偏向又统称电子的偏移。

（二）氧化剂和还原剂

1．基本概念

（1）氧化剂和还原剂：

在氧化还原反应中，所含元素的化合价降低（或说得到电子）的反应物叫做氧化剂；

而所含元素化合价升高（或说失去电子）的反应物，叫做还原剂。

（2）氧化产物和还原产物：

还原剂失去电子被氧化所得的产物叫氧化产物；

氧化剂得到电子被还原所得的产物叫还原产物。

氧化剂（具有氧化性）——得电子——被还原——发生还原反应——还原产物；

还原剂（具有还原性）——失电子——被氧化——发生氧化反应——氧化产物。

2．常见的氧化剂和还原剂

常见的氧化剂：

（1）非金属单质X2、O2、S等；

（2）高价金属阳离子Cu2+、Fe3+；

高价或较高价含氧化合物H2SO4（浓）、MnO2、HClO、KMnO4、K2Cr2O7、HNO3、HClO3等。

常见的还原剂：

（1）活泼或较活泼的金属K、Na、Mg、Al、Zn、Fe等；

2）低价金属阳离子Fe2+；

（3）非金属阴离子Cl－、Br－、I－、S2－等；

（4）含较低价元素的化合物CO、SO2、H2SO3、Na2SO3、NH3等。

3．氧化还原反应中各个基本概念间的关系

4、氧化还原反应：

①特征：

化合价升降；

②实质：

电子的转移。

③基本规律：

守恒律：

化合价升高和降低总数相等，电子得失总数相等。

强弱律：

氧化性：

氧化剂强于氧化产物；

还原性：

还原剂强于还原产物。

价态律：

元素处于最高价，只有氧化性，元素处于最低价，只有还原性，中间价态的元素既有氧化性又有还原性。

转化律：

邻价转化最易。

化合价只靠拢，不交错。

（三）探究铁及其化合物的氧化性和还原性

1、铁元素的存在形态：

游离态：

陨铁

化合态：

铁主要以＋2价和＋3价的化合态存在。

在地壳中的质量分数为4.65％，处于第四位，仅次于氧、硅和铝。

2、按不同标准给铁及其化合物分类

（1）按单质、氧化物、酸、碱、盐给上述物质分类。

单质：

铁；

氧化物：

FeO、Fe2O3、Fe3O4；

碱：

Fe（OH）2、Fe（OH）3；

盐：

FeCl2、FeCl3、FeSO4、Fe2（SO4）3

（2）按铁元素的化合价给上述物质分类。

0价：

Fe；

+2价：

FeO、FeCl2、FeSO4、Fe（OH）2；

+3价：

Fe2O3、FeCl3、Fe2（SO4）3、Fe（OH）3

3、铁在氧化物——FeO、Fe2O3、Fe3O4性质的比较

FeO

Fe2O3

Fe3O4

俗名

——

铁红

磁性氧化铁

色态

黑色粉末

红棕色粉末

黑色晶体

水溶性

难溶

化合价

＋2

＋3

＋2、＋3

与CO、H2反应

FeO＋CO

Fe＋CO2

FeO＋H2

Fe＋H2O

Fe2O3＋3CO

2Fe＋3CO2

Fe2O3＋3H2

2Fe＋3H2O

Fe3O4＋4CO

3Fe＋4CO2

Fe3O4＋4H2

3Fe＋4H2O

与稀硫酸反应

FeO＋H2SO4＝FeSO4＋H2O

Fe2O3＋3H2SO4＝Fe2（SO4）3＋3H2O

Fe3O4＋4H2SO4＝Fe2（SO4）3＋FeSO4＋4H2O

4．铁的氢氧化物——4Fe（OH）2和4Fe（OH）3性质的比较

（1）氢氧化亚铁：

制备：

FeCl2＋2NaOH＝Fe（OH）2↓＋2NaCl

物理性质：

白色难溶的弱碱

化学性质：

①与强酸反应

②还原性：

易被氧化剂所氧化。

4Fe（OH）2＋O2＋2H2O＝4Fe（OH）3

（2）氢氧化铁：

FeCl3＋3NaOH＝Fe（OH）3↓＋3NaCl

红褐色难溶固体

与强酸反应。

Fe（OH）3＋3H2SO4＝Fe2（SO4）3＋3H2O

Fe2+与Fe3+的鉴别

（1）直接观察颜色：

Fe2+的溶液呈浅绿色，Fe3+的溶液呈棕黄色。

（2）利用显色反应：

Fe2+的溶液＋KSCN或NH4SCN溶液，溶液不呈红色；

Fe3+的溶液+KSCN或NH4SCN溶液，溶液呈血红色。

有关离子方程式：

Fe3+＋SCN－＝［Fe（SCN）］2+

（3）利用铁化合物沉淀的颜色：

Fe2+的溶液＋NaOH溶液，出现白色沉淀，迅速变为灰绿色，最后变为红褐色；

Fe3+的溶液＋NaOH溶液，出现红褐色沉淀。

有关反应式：

Fe2+＋2OH－＝Fe（OH）2↓、4Fe（OH）2＋2H2O＋O2＝4Fe（OH）3；

Fe3+＋3OH－＝Fe（OH）3↓

（4）利用Fe3+的氧化性：

①Fe2+的溶液＋Cu片，无明显现象；

Fe3+的溶液＋Cu片，铜被腐蚀，溶液变为蓝绿色。

2Fe3+＋Cu＝2Fe2+＝Cu2+

②Fe2+的溶液＋淀粉KI试纸，试纸不变蓝；

Fe3+的溶液＋淀粉KI试纸，试纸变蓝。

2Fe3+＋2I－＝2Fe2+＋I2

（5）利用Fe2+的还原性：

①Fe2+的溶液＋酸性KMnO4溶液，KMnO4溶液紫色褪去；

Fe3+的溶液＋酸性KMnO4溶液，KMnO4溶液紫色不褪。

②Fe2+的溶液＋氯水，溶液变为棕黄色；

Fe3+的溶液＋氯水，无明显现象。

有关离子反应式：

2Fe2+＋Cl2＝2Fe3+＋2Cl－

以上方法以KSCN溶液鉴别最常用。

全章知识总结

1基础知识

（1）物质的分类

①按物质是否由同种物质（分子）组成，将物质分为纯净物和混合物。

②按组成物质的元素的种类把纯净物分为单质和化合物。

③化合物的分类方法很多，如按化合物的性质分类，又把化合物分为酸、碱、盐、氧化物等；

④按混合物中分散质粒子的直径大小可将混合物分类，分为溶液、胶体和浊液等。

根据研究的需要，我们可以从多种不同的角度对物质进行分类，得到不同的分类结果。

例如：

（2）化学反应的分类

（3）胶体

①本质特征：

胶体粒子粒度在1nm～100nm之间。

②重要性质：

丁达尔现象、电泳、聚沉。

③胶体的提纯与精制：

渗析。

（4）离子方程式的书写

方法：

写、改、删、查；

（5）氧化还原反应：

2基本概念

胶体：

分散质粒度介于1~100nm之间的分散系，叫做胶体。

电解质和非电解质：

在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物叫电解质；

在水溶液或熔融状态下都不导电的化合物叫非电解质。

酸、碱、盐：

电离时，生成的阳离子全部是H+的化合物是酸；

生成的阴离子全部是OH－的化合物是碱；

能生成金属阳离子和酸根阴离子的化合物称为盐。

离子反应：

有离子参加的反应。

电离方程式：

用来表示电解质在水溶液中电离情况的式子。

离子方程式：

氧化剂和还原剂：

反应中得到电子的反应物是氧化剂；

反应中失去电子的反应物是还原剂。

氧化反应和还原反应：

物质失去电子的反应叫做氧化反应；

物质得到电子的反应叫做还原反应。

氧化性和还原性：

氧化剂在反应中获得电子的性质，叫做氧化性；

还原剂在反应中失去电子的性质，叫做还原性。

氧化产物和还原产物：

还原剂发生氧化反应后的生成物，叫做氧化产物；

氧化剂发生还原反应后的生成物，叫做还原产物。

3基本关系

（1）元素与物质的关系：

元素是物质的基本组成成分，物质都是由元素构成的。

（2）酸、碱、盐与电解质的关系：

酸、碱、盐属于电解质，电解质包含酸、碱、盐。

（3）单质、氧化物、酸、碱、盐之间的相互关系：

（4）氧化还原反应中各个概念间的关系（同一反应中）：

（5）铁及其化合物的转化关系：