高一化学必修一知识点总结及练习.docx
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高一化学必修一知识点总结及练习
第二章元素与物质世界
第一节元素与物质的分类
§2、物质的分类
分散系：
由一种或几种物质以粒子的形式分散到另一种物质里形成的体系叫做分散系。
溶液、胶体、浊液都属于分散系。
胶体性质
性质
现象
应用
布朗运动
胶粒在不停地作无规则运动
丁达尔现象
当可见光通过胶体时，在入射光侧面观察到时亮的光区
区别胶体和溶液
电泳
胶粒在电场的作用下发生定向移动
电镀
聚沉
破坏胶粒外层电荷，使分散质聚集成较大微粒因重力作用形成沉定析出
渗析
由于胶体的分散质微粒粒度介于1~100nm之间，这样的微粒能够透过滤纸，而不能穿过半透膜
分离精制胶体
（分离胶体和溶液）
第二节电解质
一、电解质
化合物
电解质
在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物称为电解质
非电解质
在水溶液里或熔融状态下都不能导电的化合物称为非电解质
注意：
电解质是本身在溶于水或熔融状态能导电，有些物质虽然溶于水后也能导电，但是已于水发生了化学反应。
如：
CO2、SO2、NH3等溶于水后形成H2CO3、H2SO3、NH3·H2O，虽然能导电，但并不是CO2、SO2、NH3本身能导电。
电解质
强电解质
在水深液中能完全电离的电解质。
如：
强酸、强碱、盐
弱电解质
在溶液中只有部分电离的电解质。
如：
弱酸、弱碱
二、电解质的电离
电离：
溶解于水或受热熔化时，离解成能够自由移动的离子的过程称为电离。
电离可用电离方程式表示：
（书写电离方程式时注意事项）
Na2SO4===2Na++SO42-
1、左边是化学式，右边为离子式。
2、满足质量守恒与电荷守恒。
3、有原子团的不能拆离4、完全电离的物质用“==”连接。
电解质
强电解质
在水溶液中完全电离的电解质称为强电解质
弱电解质
在水溶液中部分电离的电解质称为弱电解质
强电解质一般有：
强酸（H2SO4、HCl、HNO3等）强碱（NaOH、KOH、Ba（OH）2、Ca（OH）2等）。
所有盐都为强电解质。
弱电解质一般有：
弱酸（H2CO3、CH3COOH（乙酸）、HClO、H2S等）弱碱（NH3·H2O）
注：
弱电解质电离时使用可逆符号（）
二、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
反应实质：
是离子间的反应。
如：
稀硫酸与氢氧化钡溶液反应的实质是溶液中的H+与OH-结合生成水、Ba2+与SO42-结合生成硫酸钡沉淀。
Ba2++SO42-+2OH-+2H+==BaSO4↓+2H2O
离子反应：
有离子参加的化学反应称为离子反应。
电解质溶液之间发生的反应都是离子反应。
§2、离子方程式
离子方程式：
表述离子反应的式子。
现以NaOH与H2SO4反应为例子讲解离子方程式的写法，
通常分为四步：
一写；写出化学反应方程式。
2NaOH+H2SO4==Na2S04+2H2O
二改；改写化学方程式。
2Na++2OH-+2H++SO42-==2Na++SO42-+2H2O
注：
如果有难溶物质（沉淀）、难电离物质（弱电解质）、挥发性物质（气体）和非电解质，则用化学式表示，其余的则用离子符号表示。
三删；删除不参加反应的离子。
2Na++2OH-+2H++SO42-==2Na++SO42-+2H2O
OH-+H+==H2O
四查；检查是否符合质量守恒与电荷守恒定律。
注意：
在书写离子方程式时，难溶物质、难电离物质（弱电解质）、挥发性的物质（气体）书写化学式表示。
第三节氧化剂和还原剂
§1、氧化还原反应
我们根据化学反应中元素是否有化合价的变化，将反应分所化还原反应和非氧化还原反应。
氧化反应和还原反应是两个相反应的过程，它们统一于一个氧化还原反应中，是一个整体。
化学反应
氧化还原反应
在反应过程中有元素化合价变化的化学反应
氧化反应：
反应物所含元素化合价升高
还原反应：
反应物所含元素化合价降低
非氧化还原反应
在反应过程中无元素化合价变化的化学反应
2e-
失去2×e-化合价升高
氧化还原反应的实质：
电子的转移，如：
H2+CuO==Cu+H2OZn+CuSO4==Cu+ZnSO4
得到2×e-化合价降低
§2氧化剂还原剂
在氧化还原反应中，所含元素的化合价降低的反应物，称为氧化剂；所今元素的化合价升高的反应物，称为还原剂。
一般可记为“升还降氧”
失电子化合价升高为还原剂（被氧化）
得电子化合价降低为氧化剂（被还原）
在氧化还原反应中，氧化剂和还原剂都是反应物中的物质。
其产物一般称作氧化产物和还原产物（在氧化还原反应中，被氧化而生成的物质为氧化产物，被还原而生成的物质为还原产物）如：
还原产物
氧化产物
氧化剂
被还原
还原剂
被氧化
Fe+4HNO3（稀）===Fe（NO3）3+2H2O+NO↑……………………※
★补充说明：
氧化性和还原性强弱的比较：
一种物质在氧化还原反应中是做氧化剂还是还原剂，要通过具体化学反应具体分析。
但是不同的氧化剂或还原剂，因其得失电子的能力不同，其氧化能力或还原能力不同。
我们可以借助氧化还原反应的相关性质加以比较。
如：
1、在同一个氧化还原反应中；氧化性：
氧化剂＞氧化产物；还原性：
还原剂＞还原产物
如上述反应中，Fe的还原性比NO要强，HNO3的氧化性比Fe（NO3）3要强。
2、对同一种元素来说，一般情况下是逐着化合价的升高，氧化性越强，化合价降低，还原性增强。
如：
Fe（还原性）Fe2+（既有还原性又有氧化性）Fe3+（氧化性）
3、金属活泼性；金属单质越活泼，其单质还原性越强；反应其离子的氧化性越强。
如：
Fe比Cu活泼，Fe的还原性比Cu强；反应Cu2+的氧化性比Fe2+强。
△
4、氧化还原反应的条件。
与同种物质反应生成的氧化产物或还原产物相同时，条件越溶易，其还原性或氧化性就越强。
如：
2KMnO4+16HCl（浓）==2MnCl2+2KCl+5Cl2+8H2OMnO2+4HCl（浓）==MnCl2+Cl2+2H2O
因KMnO4与浓盐酸反应比MnO2与浓盐酸反应条件较为溶易，固其氧化性是：
KMnO4＞MnO2
§3、铁及其化合物的氧化性和还原性：
单质铁的物理性质：
铁，元素符号为Fe，有银白色金属光泽的金属单质、质硬、密硬较大、有良好的导电、导热能力和良好的延展性。
1、Fe2+和Fe3+的鉴别：
Fe3+的
鉴别
在Fe3+溶液中滴加KSCN溶液，如显血红色，说明存在Fe3+
滴入NaOH溶液，出现红褐色的沉淀，说明溶液中存在Fe3+
Fe2+的
鉴别
滴入NaOH溶液，先生成白色的Fe（OH）2沉淀，随后变为灰绿色，最后变成红褐色
先滴入KSCN溶液，无血红色。
再加入HNO3后滴入KSCN溶液，显血红色
含Fe3+的溶液一般为黄色，含Fe2+的溶液一般为浅绿色。
Fe、Fe2+、Fe3+的氧化性与还原性
化学方程式
离子方程式
Fe的还原性
Fe+2HCl==FeCl2+H2↑
Fe+2H+==Fe2++H2↑
Fe+H2SO4===FeSO4+H2↑
Fe+2H+==Fe2++H2↑
Fe+4HNO3==Fe（NO3）3+2H2O+NO↑
Fe+4H++NO3—==Fe3++2H2O+NO↑
在以上反应中，Fe元素的化合价升高，在反应中做还原剂，表现为还原性
Fe2+的还原性
6FeSO4+3Cl2==2Fe2（SO4）3+2FeCl3
6Fe2++3Cl2==6Fe3++6Cl—
2FeCl2+Cl2==2FeCl3
2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl—
3FeSO4+4HNO3==Fe2（SO4）3+Fe（NO3）3+2H2O+NO↑
在以上反应中，Fe元素的化合价由+2升到+3，Fe2+表现为还原性
Fe2+的氧化性
FeO+H2==Fe+H2O
Zn+FeSO4==ZnSO4+Fe
Zn+Fe2+==Zn2++Fe
在以上反应中，Fe元素的化合价由+2降到0，Fe2+表现为氧化性
Fe3+的氧化性
2FeCl3+Cu==2FeCl2+CuCl2
2Fe3++Cu==2Fe2++Cu2+
2FeCl3+Fe==3FeCl2
2Fe3++Fe==3Fe2+
2FeCl3+2HI==2FeCl2+2HCl+I2
2Fe3++2I—==2Fe3++I2
在以上反应中，Fe元素的化合价降低，Fe3+表现为氧化性
根据以上关系绘制铁三角关系图：
（不同价态铁元素之间的转换请同学们自己完成）
例题：
第三章自然界中的元素
第1节、碳的多样性
§1、多种多样的碳单质
金刚石：
是硬度极高，无色透明晶体；在金刚石中，每个碳原子都与相邻的四个碳原子以强的相互作用直接连接，形成四面体结构。
石墨：
是一种深灰色、质软、不透明、易导电的片状固体；在石墨中，碳原子呈层状排列；第一层上的碳原子以强的作用形成平面六边形结构；层与层之间的相互作用较弱，容易发生相对滑动。
C60：
是灰黑色固体；C60分子是由60个碳原子构成的分子，形似足球，碳原子位于球的表面，呈正六边形和正五边形排列，球内是空的。
利用金刚石的硬做切割刀、钻头等。
利用石墨的导电性作电极或导体、滑动性作润滑剂，等些材料。
由同一种元素组成的性质不同的几种单质，叫做该元素的同素异形体。
如：
O2与O3、红磷与白磷
§2、广泛存在的含碳化合物
尽管碳元素有多种同素异形体，但它在自然界中主以化合物的形式存在的；有无机含碳物和有机物。
现以碳酸钠和碳酸氢钠为例子介绍无机含碳化合物。
物
理
性
质
名称
碳酸钠（Na2CO3）
碳酸氢钠（NaHCO3）
俗名
苏打
小苏打
色态
白色固体
水溶性
都易溶于水但溶解度S碳酸钠＞S碳酸氢钠
Na2CO3与NaHCO3的化学性质比较
实验内容
实验现象
结论
与酸（H+）的反应
产生气泡
CO32-+2H+=CO2↑+H2O
HCO3-+H+=CO2↑+H2O
与碱（OH-）的反应
无明显现象
Na2CO3不反应
HCO3-+OH-=CO32-+H2O
与Ca（OH）2反应
产生白色沉淀
CO32-+Ca2+=CaCO3↓
Ca2++HCO3-+OH-=CaCO3↓+H2O
与CaCl2反应
Na2CO3产生白色沉淀
NaHCO3无明显现象
CO32-+Ca2+=CaCO3↓
NaHCO3不反应
加热
Na2CO3无明显现象
NaHCO3分解产生CO2
Na2CO3不分解
2NaHCO3===Na2CO3+CO2↑+H2O
Na2CO3与NaHCO3的相互转变
1.Na2CO3转变成NaHCO3Na2CO3+CO2+H2O=2NaHCO3
⒉NaHCO3转变成Na2CO32NaHCO3===Na2CO3+CO2↑+H2O2NaHCO3+NaOH=Na2CO3+H2O
碳酸
加热、加碱
碳酸盐碳酸氢盐
1、如何鉴别Na2CO3与NaHCO3？
如是溶液则加入CaCl2溶液；如是固体则加热
2、如何除去Na2CO3中少量的NaHCO3？
加热则可。
一定条件时也可加入适当的NaOH溶液。
3、如何除去NaHCO3中少量的Na2CO3？
通入中量CO2
§3、碳及其化合物间的转化
自然界中碳及其化合物间的转化；在自然界中，碳及其化合物间进物着永不停息的转化，这些转化是非常重要的。
也是非常美妙的。
详情请阅读课本第63～64页，现以溶洞的形成为例假以说明；
△
石灰岩里不溶性的碳酸钙受水和二氧化碳的作用转化为微溶性的碳酸氢钙。
（CaCO3+CO2+H2O==Ca（HCO3）2）.溶有碳酸氢钙的水,当从洞顶向洞底滴落时,水分的蒸发、压强的减小及温度的升高都会使其析出碳酸钙沉淀。
（Ca（HCO3）2===CaCO3↓+CO2↑+H2O）
实验内容
实验现象
结论
向澄清石灰水中
续通入CO2
开时出现白色沉淀
当CO2过量时，沉淀开始溶解
Ca2++2OH-+CO2=CaCO3↓+H2O
△
CaCO3+CO2+H2O=Ca2++2HCO3-
澄清溶液加热
出现白色沉淀
Ca2++2HCO3-===
CaCO3↓+CO2+H2O
生活生产中碳及其化合物间的转化；以“碳三角”的形式以例。
第二节、氮的循环
§1、氮在自然界中的循环
氮是地球含量丰富的一种元素。
除了以单质的形式存在于大气中外，氮元素也以化合态的形式存在于自然界中的各个地方。
氮在自然界中的循环的重要性。
详情见课本第70～71页。
§2、氮循环中的重要物质及其变化
（1）氮气与氮的固定
在通常状况下，氮气的化学性质不活泼，很难与其他物质发生反应。
密度比空气小，不溶于水。
放电
使空气中游离态的氮转化为含氮的化合物的方法叫做氮的固定
高能固氮：
N2+O2====2NO
自然固氮
高温高压
氮的固定生物固氮：
微生物种群将空气的氮气通过生物化学过程转化为含氮化合物。
催化剂
人工固氮：
N2+3H22NH3（了解可逆符号）
放电
N2+O2====2NO（氮气与氧气可以直接化合生成无色、难溶于水易氧化的一氧化氮气体，有剧毒。
）
2NO+O2====2NO2（一氧化氮易氧化生成红棕色、有刺激性气味的有毒气体二氧化氮，能与水反应）
3NO2+H2O===2HNO3+NO（二氧化氮溶于水时与水发生反应生成硝酸和一氧化氮。
）
4NO+3O2+2H2O===4HNO34NO2+O2+2H2O===4HNO3
（2）氨及其铵盐的性质
氨（NH3）无颜色、有刺激性气味的气体，在标准状况下，密度比空气小，极易溶于水。
氨
的
性
质
实验
实验现象
结论
1
喷泉实验，在烧瓶内看到喷泉现象
溶液显红色（烧杯中的水有酚酞）
NH3+H2ONH3·H2ONH4++OH-
氨气极易溶于水，且与水发生反应显碱性
2
迅速反应、出现大量白烟
△
NH3+HCl===NH4Cl能与酸反应
3
实验室氨气的制取
2NH4Cl+Ca（OH）2====2NH3↑+CaCl2+2H2O
如何检验、验满？
大多数铵盐都易分解，生成氨气。
铵
盐
性
质
实验
实验现象
△
结论
1
试管底部的固体分解
有白色固体附在试管内壁上
NH4Cl====NH3↑+HCl↑
△
NH3+HCl===NH4Cl（白色固体颗粒）
2
白色固体分解，生成无色气体
使湿润的红色石蕊试纸变蓝、
石灰水变浑浊
NH4HCO3=====NH3↑+CO2↑+H2O
有NH3产生
△
CO2+Ca（OH）2====CaCO3↓+H2O
3
试管内有气泡冒出、有刺激性气体产生
把湿润的红色石蕊试纸放在试管口，变蓝
NH4Cl+NaOH=====NaCl+NH3↑+H2O
有NH3产生用这种方法检验NH4+
点燃
高温高压
催化剂
由于氨中氮元素的化合价处于低价，因此氨具有还原性，能与某些氧化性物质发生反应。
4NH3+5O2========4NO+6H2O4NH3+3O2（纯）======2N2+6H2O（氨气能在纯氧中燃烧）
氮肥的介绍
（3）硝酸及其应用
硝酸的物理性质：
纯硝酸是无色、易挥发、有刺激性气味，能以任意比溶于水的液体
硝酸的化学性质：
酸
性
显色反应
遇酚酞不变色、遇石蕊变红色
与碱反应
NaOH+HNO3===NaNO3+H2O
与金属反应
在氧化性性质里面做详细介绍
与金属氧化物
CuO+2HNO3===Cu（NO3）2+H2O
3FeO+10HNO3（稀）===3Fe（NO3）3+NO↑+5H2O（酸性、氧化性）
受热、见光
与盐的反应
CaCO3+HNO3====Ca（NO3）2+CO2↑+H2O
不稳定性：
4HNO3=======2H2O+4NO2↑+O2↑
氧
化
性
金
属
Fe+4HNO3（稀）===Fe（NO3）3+NO↑+2H2O（铁溶解，有气体放出，溶液显黄色）
3Cu+8HNO3（稀）===3Cu（NO3）2+2NO↑+4H2O（铜溶解，有气体放出，溶液显蓝色）
Cu+4HNO3（浓）===Cu（NO3）2+2NO2↑+2H2O（铜溶解，有红棕色气体放出，溶液显蓝色）
注：
冷、浓HNO3使Fe、Al纯化。
即常温下，浓硝酸可使铁、铝表面形成致密的氧化膜而纯化
△
保护内部的金属不再与酸反应，所以可以用铝质或铁质容器盛浓硝酸。
非
金
属
4HNO3（浓）+C====CO2↑+4NO2↑+2H2O
S+2HNO3（浓）====2NO2↑+SO2↑+H2O
氧
化
物
3FeO+10HNO3（稀）===3Fe（NO3）3+NO↑+5H2O
3Cu2O+14HNO3====6Cu（NO3）2+2NO+7H2O
SO2+2HNO3（浓）===H2SO4+2NO2
特别注意：
硝酸与金属反应产生的是氮氧化物而硫酸与活泼金属反应产生的气体是氢气。
§3、人类活动对自然界氮循环和环境的影响
光化学烟雾
酸雨
光化学烟雾和酸雨的危害，大家可以参照课本第77～78页。
第三节硫的转化
§1、自然界中的硫
自然界中不同价态硫元素间的转化
游离态：
单质硫（S）俗称硫黄，为黄色或淡黄色固体；很脆，易研成粉末；不溶于水，微溶于酒精，易溶于二硫化碳（CS2）；熔沸点都不高。
有同素异形体（斜方硫、单斜硫）
化合态：
主要有氧化物、硫化氢和地下矿物。
同种元素：
随着化合价升高，氧化性越强
还原性既有还原性既有还原性氧化性
又有氧化性又有氧化生
硫黄具有广泛的用途，主要用于制造硫酸、化肥、火柴及杀虫剂等，还用于制造火药、烟花爆竹等。
化
学
性
质
实验
现象
点燃
结论
1
硫燃烧，发光、发热生成有刺激性气味气体
在空气中为淡蓝色，在纯氧中为蓝紫色火焰
S+O2=====SO2硫元素化合价升高，还原性
2
剧烈燃烧发光、发热，生成黑色固体
Fe+S=====FeS硫元素化合价降低，氧化性
§2、实验室研究不同价态硫元素间的转化
本小节主要以介绍含硫化合物的性质来介绍在实验室含硫化合物间的转化。
H2S
的
性
质
点燃
点燃
物理性质：
无色有臭鸡蛋气味的有剧毒气体。
密度比空气略大，稍溶于水，其水溶液叫氢硫酸
可燃性
2H2S+3O2====2H2O+2SO2（氧气充足）2H2S+O2====2H2O+2S（氧气不足）
还原性
2H2S+SO2===3S↓+2H2O（有黄色小颗粒生成）
H2S+Cl2==2HCl+S↓（氯水退色,有黄色沉淀生成）
H2S+H2SO4（浓）==S↓+SO2+2H2O3H2S+2HNO3（稀）==3S↓+2NO+4H2O（注意现象）
制法
FeS+2HCl==FeCl2+H2S↑FeS+H2SO4==FeSO4+H2S↑（可用醋酸铅试纸检验）
SO2
的
性
质
物理性质
俗称亚硫酸酐、在通常情况下，SO2是没有颜色有刺激性气味的有毒气体，易溶于水
与水反应
SO2+H2OH2SO3（SO2不仅易溶于水，还能与水反应，生成亚硫酸，但不稳定）
氧化性
2H2S+SO2===3S↓+2H2O（有黄色小颗粒生成）
还原性
2SO2+O2
2SO3
2KMnO4+5SO2+2H2O===K2SO4+2MnSO4+2H2SO4（高锰酸钾溶液褪色）
Cl2+2H2O+SO2===2HCl+H2SO4（氯水褪色）
2HNO3+SO2===H2SO4+2NO2（有红棕色气体生成）
漂白性
SO2于水生成的亚硫酸能与有色物质结合，生成一种无色且不稳定的化合物。
制法
Na2SO3+H2SO4===Na2SO4+SO2↑+H2O（常用亚硫酸盐跟硫酸起反应应制得二氧化硫）
CO2、SO2都能使澄清石灰水变浑浊，故在鉴别时采用气味和漂白性（如与品红反应）。
SO3
的
性
质
物理性质
俗称硫酸酐、是一种没有颜色易挥发的晶体，有一定的刺激性气味
与水反应
SO3+H2O===H2SO4三氧化硫遇水剧烈反应，放出大量的热。
氧化性
2H2SO4（浓）+Cu====CuSO4+2H2O+SO2↑
2H2SO4（浓）+C====CO2+2H2O+2SO2↑
高温
硫酸的工业制法:
4FeS2+11O2====2Fe2O3+8SO22SO2+O2
2SO3
SO3+H2O===H2SO4（工业上不用水或稀硫酸作为吸收剂吸收SO3，因为用水吸收容易酸雾，吸收收速率慢，常用98.3%的硫酸来吸收SO3。
）
§3、酸雨及其防治
除氮氧化物外，硫的氧化物也是形成酸雨的主要物质。
二氧化硫进入空气中的主要反应：
2SO2+O2
2SO3SO3+H2O===H2SO4SO2+H2OH2SO32H2SO3+O2===2H2SO4
酸雨的灾害：
严重威胁着生态环境。
酸雨会使湖泊的水质变酸，导致水生物死亡；酸雨浸渍土壤，会使土壤变得贫瘠；长期的酸雨侵蚀会造成森林大面积死亡；酸雨对人体健康也有直接影响。
酸雨的防治：
一、从实际情况出发，对酸性物质的排放加以控制；二、改变能源结构，开发利用氢能、风能、太阳能等清洁能源，从根本上解决问题。
补充：
对煤然烧产生的废气进行常温脱硫处理的基本流程图。
化学反应：
SO2+CaCO3==CaSO3+CO22CaSO3+O2==2CaSO4
第四节海水中的化学元素
§1海水——化学元素的宝库
元素周期表列出的110多种元素，有80多种能在海水中找到。
可见海水中含元素种类之多。
世界平均每年由陆地和大气进入海洋的物质（除水外）总量约为2.5×1010吨。
（海水含量之多）
其中氯、钠、镁、硫、钙、钾、碳、锶、溴、硼、氟这11种元素称为海水中的常量元素。
但海水中所含元素大部分以盐的形式存在。
※氯碱工业
通电
工业上用电解饱和食盐水的方法制取氢氧化钠、氯气和氢气，其反应原理为：
2NaCl+2H2O=====2NaOH+H2↑+Cl2↑
氢氧化钠、氯气和氢气都是重要的化工原料，可用于制取多种代工产品，这样，就形成了一个重要的化学工业分支——氯碱工业。
从海水中提炼碘，碘可用于制药。
在食盐中必须加入一定量的碘酸钾（
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