高中 化学 必修一 高一 知识梳理 高一化学知识点归纳 高一化学复习资料

2008年01月06日 星期日 11:53

苏教版高中化学必修一知识梳理

专题一 化学家眼中的物质世界

第一单元 丰富多彩的化学世界

一、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 混合物 非均匀混合物

均匀混合物

纯净物 单质 非金属单质

金属单质

化合物 有机化合物

无机化合物 氧化物 金属氧化物

非金属氧化物

…

酸

碱

盐

…

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

化学反应 本质 氧化还原反应 化学反应 离子反应

非氧化还原反应 非离子反应

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

3.

氧化还原反应中电子转移的表示方法

1.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

2.单线桥法（从失→得）

还原剂 氧化剂

氧化还原反应和四种基本反应类型的关系

氧化还原反应中：化合价升高总数 = 化合价降低总数

元素失电子总数 = 元素得电子总数

离子反应（有离子参加的化学反应）

离子方程式的书写：

1.写

2.拆：（可简单认为 强酸、强碱、可溶性盐 拆 ）

3.删

4.查 （ 遵循： 电荷守恒、质量守恒 ）

二、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NA，单位mol－1。

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。

5.、

三、摩尔质量

1、定义：1mol任何物质的质量，称为该物质的摩尔质量。用符号：M表示，常用单位为g?mol－1

2、数学表达式：

四、物质的聚集状态

1、物质的聚集状态：气态、液态和固态

2、气体摩尔体积

单位物质的量的气体所占的体积。符号：Vm表达式：Vm= ；单位：L?mol-1

在标准状况下，1 mol任何气体的体积都约是22.4 L。

五、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：

（1）概念：分散质微粒直径大小在10-9~10-7m之间的分散系。

（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”，这是胶体的丁达尔现象。）

②凝聚作用（吸附水中的悬浮颗粒）

3．溶液：电解质溶液、非电解质溶液

4．化合物

电解质：在水溶液中或熔融的状态下能导电的化合物

非电解质：在水溶液中或熔融的状态下都不能导电的化合物

5．电离（电解质在水溶液中或熔融状态下产生自由移动的离子的过程）方程式

NaCl == Na+ + Cl- H2SO4 == 2H+ + SO42- NaOH == Na+ + OH-

第二单元 研究物质的实验方法

一、 物质的分离与提纯

分离和提纯的方法 分离的物质 应注意的事项 应用举例

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合物 防止液体暴沸，温度计水银球的位置，如石油的蒸馏中冷凝管中水的流向 如石油的蒸馏

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 用四氯化碳萃取溴水里的溴、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，使漏斗内外空气相通。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 如用四氯化碳萃取溴水里的溴、碘后再分液

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

二、 常见物质的检验

三、 溶液的配制及分析

1．物质的量的浓度 C（B）= n(B)/V(溶液)

2．物质的量的浓度的配制：计算、称量（或量取）、溶解、转移、洗涤、定容、摇匀、装瓶贴签

具体步骤：

（1）计算：固体物质计算所需质量，液体物质计算所需体积；

（2）称量（量取）：固体用天平，液体用量筒;

(3) 溶解（稀释）：将固体（溶液）转移至烧杯中，用适量的蒸馏水溶解（稀释），冷却到室温；

(4) 转移：将烧杯中的溶液有玻璃棒小心地引流到（适当规格的）容量瓶中：

(5) 洗涤：有蒸馏水洗涤烧杯内壁2~3次，并将每次洗涤的溶液都注入到容量瓶；

（6）定容：缓缓地将蒸馏水注入到容量瓶中，直到容量瓶中的液面接近容量瓶的刻度线1~2 cm处，改用胶头滴管滴加蒸馏水至溶液的凹液面正好与刻度线相切；

（7）摇匀：将容量瓶盖好，反复上下颠倒，摇匀；

（8）装瓶。

第三单元 人类对原子结构的认识

一、 原子结构模型的演变

近代原子结构模型的演变

模型 道尔顿 汤姆生 卢瑟福 玻尔 量子力学

年代 1803 1904 1911 1913 1926

依据 元素化合时的质量比例关系 发现电子 ɑ粒子散射 氢原子光谱 近代科学实验

主要内容 原子是不可再分的实心小球 葡萄干面包式 含核模型 行星轨道式原子模型 量子力学

1. 核外电子排布规律：

(1) 核外电子总是尽先排布在能量较低的电子层，然后由里向外，排布在能量较高的电子层

(2) 原子核外各电子层最多容纳2n2个电子（表示电子层数）。

(3) 原子最外野电子数目不能超过8个（第一层不能超过2个）

(4) 次外层电子数目不能超过18个(第一层为次外层时不能超过2个)，倒数第三层电子数目不能超过32个。

二、原子的构成

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）

(1) 原子：核电荷数（质子数）=核外电子数，

(2) 阳离子：核电荷数（质子数）>核外电子数，

(3) 阴离子：核电荷数（质子数）<核外电子数，

核素：具有一定质子数和一定中子数的一种原子。

同位素：质子数相同、质量数（中子数）不同的原子（核素）互为同位素

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

一、氯气的生产原理

2NaCl + 2H2O ==== 2NaOH + H2↑ + Cl2↑

负极 正极

二、氯气的性质

物理性质

1. 颜色：黄绿色2. 气味：刺激性气味3. 状态：气态4. 毒性：有毒5. 密度：比空气大

6. 溶解性：溶于水（1 : 2）

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

3. Cl2与碱的反应

氯气 + 碱 → 次氯酸盐 + 金属氯化物 + 水

氯水

成分 分子：H2O、Cl2、HClO 离子：H+、Cl-（还有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）

结论：溶液中有Cl-

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： 来水的消毒、农药的生产、药物的合成等

二、 溴、碘的提取

溴和碘的化学性质 元素非金属性（氧化性）强弱顺序：Cl ＞ Br ＞ I

实验 实验现象 化学方程式

氯水与溴化钾溶液的反应 溶液由无色变为橙黄色 2KBr+Cl2=2KCl+Br2

氯水与碘化钾溶液的反应 溶液由无色变为黄褐(黄)色 2KI +Cl2=2KCl+I2

溴水与碘化钾溶液的反应 溶液由无色变为黄褐(黄)色 2KI+Br2=2KBr+I2

单质的物理性质

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：Cl2溶于水，Br2和I2难溶于水；Br2和I2易溶于汽油、酒精、苯、CCl4等有机溶剂。

I2的检验：试剂：淀粉溶液 现象：溶液变蓝色

Br- 、I- 的检验：

试剂：AgNO3溶液和稀硝酸

现象：产生浅黄色沉淀（含Br-）；黄色沉淀（含I-）

例：NaBr + AgNO3 ＝ AgBr↓ + NaNO3

NaI + AgNO3 ＝ AgI↓+ NaNO3

第二单元 钠、镁及其化合物

一、 金属钠的性质与应用

钠的性质

物理性质

银白色固体、有金属光泽、密度比煤油大比水小、质软、熔点低、能导电导热。

化学性质

1、与O2、Cl2、S等非金属的反应

4Na + O2 === 2Na2O （白色）

2Na + O2 === Na2O2 (淡黄色固体)

2Na + Cl2 === 2NaCl （产生白烟）

2Na + S === Na2S （火星四射，甚至发生爆炸）

2、与水的反应

2Na + 2H2O === 2NaOH + H2↑ ( 浮、溶、游、红 )

二、 碳酸钠的性质与应用

Na2CO3的性质（水溶液呈碱性）

（1）与碱反应 Na2CO3 + Ca(OH)2 === CaCO3↓ + 2NaOH

（2）与盐反应 Na2CO3 + BaCl2 === BaCO3↓ + 2NaCl

（3）与CO2反应： Na2CO3 + CO2 + H2O ===2NaHCO3

Na2CO3与NaHCO3的性质比较

三、 镁的提取及应用

镁的提取

海水 母液 MgCl2

a 溶液

贝壳 石灰乳

CaCO3 === CaO + CO2↑

CaO + H2O ===Ca(OH)2（石灰乳)

Ca(OH)2 + MgCl2 ===Mg (OH)2↓+ CaCl2

Mg(OH)2 + 2HCl === MgCl2 + 2H2O

MgCl2 === Mg + Cl2↑

物理性质

镁是银白色金属，有金属光泽，密度较小，硬度较大，质地柔软，熔点较低，是热和电的良导体。

化学性质

1、与空气的反应

2Mg + O2 === 2MgO

3Mg + N2 ===2Mg2N3

2Mg + CO2 === 2MgO + C

2、与水的反应

Mg+2H2O === Mg(OH)2+H2↑

3、与酸的反应

Mg + H2SO4 === MgSO4 + H2↑

用途

1）镁合金的密度较小,但硬度和强度都较大,因此被用于制造火箭.导弹和飞机的部件

2）镁燃烧发出耀眼的白光,因此常用来制造通信导弹和焰火;

3）氧化镁的熔点很高,是优质的耐高温材料

专题3 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

①溶解：Al2O3+2NaOH === 2NaAlO2+H2O

②过滤：除去杂质

③酸化：NaAlO2+CO2+2H2O === Al(OH)3↓+NaHCO3

④过滤：保留氢氧化铝

⑤灼烧：2Al(OH)3 ======= 4Al+3O2↑

铝合金特点：1、密度小2、强度高3、塑性好4、制造工艺简单5、成本低6、抗腐蚀力强

四、 铝的化学性质

（1） 与酸的反应：2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2↑

（2） 与碱的反应：2Al+2NaOH+2H2O=2NaAlO2+3H2↑

第一步：2Al+6H2O= 2Al(OH)3+3H2↑

第二步：Al(OH)3+NaOH=NaAlO2+2H2O

★ 总方程式： 2Al+2NaOH+6H2O=2NaAlO2+ 4H2O +3H2↑

（3） 钝化：在常温下，铝与浓硝酸、浓硫酸时会在表面生成致密的氧化膜而发生钝化，不与浓硝酸、浓硫酸进一步发生反应。

（4） 铝热反应：

2Al + Fe2O3 === 2Fe + Al2O3

铝热剂：铝粉和某些金属氧化物（Fe2O3、FeO、Fe3O4、V2O5、Cr2O3、MnO2）组成的混合物。

三、 铝的氢氧化物（两性）

（1） 与酸的反应：Al(OH)3 + 3HCl = AlCl3 + 3H2O

（2） 与碱的反应：Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O

Al(OH)3的制备：

H2O

铝盐( AlCl3 ) Al(OH)3↓ 偏铝酸盐( NaAlO2 )

往AlCl3溶液中滴入NaOH溶液：先有白色沉淀产生，后消失；

往NaOH溶液中滴入AlCl3溶液：先无明显现象，后有沉淀产生。

第二单元 铁、铜及其化合物的应用

一、 从自然界中获取铁和铜

高炉炼铁 （1）制取CO：C+O2 === CO2，CO2+C ===CO

（2）还原（炼铁原理）：Fe2O3 + 3CO === 2Fe + 3CO2

（3） 除SiO2：CaCO3===CaO+CO2↑，CaO+SiO2===CaSiO3

炼铜：1.高温冶炼黄铜矿→电解精制；2.湿法炼铜：Fe + CuSO4 = FeSO4 + Cu；3.生物炼铜

二、 铁、铜及其化合物的应用

铁的化学性质：铁是较活泼的金属（或中等活泼金属）表现为还原性。

铁 铜

（1）与非金属反应

①铁生锈（铁在潮湿空气中被腐蚀生成Fe2O3）

②2Fe+3Cl2 === 2FeCl3

③2Fe+3Br2 === 2FeBr3 还原性：Fe2+>Br

④3Fe+2O2 === Fe3O4(2价Fe占 ，2价Fe占2／3)

Cu +O2 === 2CuO

Cu + Cl2=== CuCl2

2Cu + S === Cu2S

（2）与酸反应 ①非强氧性的酸：Fe + 2H+ == Fe2+ + H2↑

②强氧性的酸（浓H2SO4、HNO3）:

a.常温下钝化(浓H2SO4、浓HNO3用铁制容器盛装)

b.一定条件下反应生成Fe（Ⅲ） ①非强氧性的酸: 不反应

②强氧性的酸（浓H2SO4、HNO3）：在一定条件下生成Cu(Ⅱ)

（3）与盐溶液反应 (1) Fe + Cu2+ == Fe2+ + Cu

(2) Fe + 2Fe3+ == 3Fe2+

Cu + 2Ag+=2Ag + Cu2+

Cu + 2Fe3+=2Fe2+ + Cu2+（实验现象：铜粉溶解，溶液颜色发生变化。）

Fe2+与Fe3+的相互转化：

Fe3+的检验：(黄棕色)

实验①：向FeCl3 溶液中加入几滴KSCN溶液，溶液显血红色，

Fe3＋＋3SCN－ Fe(SCN)3

实验②：向FeCl3溶液加入NaOH溶液，有红褐色沉淀。

Fe3＋＋2OH－ Fe(OH)3↓

Fe2+的检验：(浅绿色)

实验：向FeCl2溶液加入NaOH溶液。

Fe2＋＋2OH－ Fe(OH)2↓（白色/浅绿色）4Fe(OH)2＋O2＋2H2O 4Fe(OH)3（红褐色）

三、 钢铁的腐蚀

第三单元 含硅矿物与信息材料

一、硅酸盐矿物、硅酸盐产品（传统材料）和信息材料的介绍

1．硅在自然界的存在：地壳中含量仅次于氧，居第二位。（约占地壳质量的四分之一）；无游离态，化合态主要存在形式是硅酸盐和二氧化硅，

2．硅酸盐的结构：

（1）硅酸盐的结构复杂，常用氧化物的形式表示比较方便。硅酸盐结构稳定，在自然界中稳定存在。

（2）氧化物形式书写的规律：

①各元素写成相应的氧化物，元素的价态保持不变。

②顺序按先金属后非金属,金属元素中按金属活动顺序表依次排列，中间用“?”间隔。

③注意改写后应与原来化学式中的原子个数比不变。

3．Na2SiO3的性质：Na2SiO3易溶于水，水溶液俗称“水玻璃”，是建筑行业的黏合剂，也用于木材的防腐和防火。

化学性质主要表现如下：

（1）水溶液呈碱性（用PH试纸测），通CO2有白色沉淀：Na2SiO3 + CO2 + H2O == Na2CO3 + H2SiO3↓（白色胶状沉淀），离子方程式：SiO32－ ＋ CO2 + H2O ＝＝ CO32－ ＋ H2SiO3↓。

硅酸受热分解：H2SiO3 H2O + SiO2 ，

原硅酸和硅酸都是难溶于水的弱酸，酸性：H2CO3强于H4SiO4或H2SiO3。

(2)硅酸钠溶液中滴加稀盐酸有白色沉淀：

Na2SiO3 + 2HCl == 2NaCl + H2SiO3↓，离子方程式：SiO32－ ＋ 2H+ == H2SiO3↓.

(3)硅酸和氢氧化钠反应：H2SiO3 + 2NaOH == Na2SiO3 + 2H2O.

离子方程式：H2SiO3 ＋ 2OH－ ＝＝SiO32－ ＋2H2O 。

4．硅酸盐产品（传统材料）

主要原料 产品主要成分

普通玻璃 石英、纯碱、石灰石 Na2SiO3、CaSiO3、SiO2(物质的量比为1:1:4)

普通水泥 黏土、石灰石、少量石膏 2CaO?SiO2、3CaO?SiO2、3CaO?Al2O3

陶瓷 黏土、石英沙 成分复杂主要是硅酸盐

制玻璃的主要反应：SiO2 + Na2CO3 Na2SiO3 + CO2↑,SiO2 + CaCO3 CaSiO3 + CO2↑.

二、硅单质

1．性质：（1）物理性质：晶体硅是灰黑色有金属光泽，硬而脆的固体；导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体材料，熔沸点高，硬度大，难溶于溶剂。

（2）化学性质：常温只与单质氟、氢氟酸和强碱溶液反应。性质稳定。

Si +2F2 == SiF4（气态）, Si + 4HF == SiF4 +2 H2,

Si +2NaOH + H2O == Na2SiO3 +2H2↑,（Si +2NaOH + 4H2O == Na2SiO3 +2H2↑+ 3H2O.）

3.硅的用途：（1）用于制造硅芯片、集成电路、晶体管、硅整流器等半导体器件；（2）制造太阳能；（3）制造合金，如含硅4％（质量分数）的钢导磁性好制造变压器的铁芯；含硅15%(质量分数)的钢有良好的耐酸性等。

4．工业生产硅：

制粗硅：SiO2 + 2C Si + 2CO

制纯硅：Si + 2Cl2 SiCl4(液态)

SiCl4 + 2H2 Si + 4HCl

三、二氧化硅的结构和性质：

1．SiO2在自然界中有较纯的水晶、含有少量杂质的石英和普遍存在的沙。自然界的二氧化硅又称硅石。

2．SiO2物理性质：硬度大，熔点高，难溶于溶剂(水)的固体。

3．SiO2化学性质：常温下，性质稳定，只与单质氟、氢氟酸和强碱溶液反应。

SiO2 + 2F2 == SiF4 + O2 , SiO2 + 4HF == SiF4 + 2H2O （雕刻玻璃的反应),

SiO2 + 2NaOH == Na2SiO3 + H2O （实验室装碱试剂瓶不能用玻璃塞的原因）.

加热高温：SiO2 + 2C Si +2 CO, SiO2 + Na2CO3 Na2SiO3 + CO2↑

SiO2 + CaCO3 CaSiO3 + CO2↑，SiO2 + CaO CaSiO3 .

4．SiO2的用途：制石英玻璃，是光导纤维的主要原料；制钟表部件；可制耐磨材料；用于玻璃的生产；在光学仪器、电子工业等方面广泛应用。

专题四 硫、氮和可持续发展

第一单元 含硫化合物的性质和应用

一、硫酸型酸雨的成因和防治 ：

1．含硫燃料（化石燃料）的大量燃烧

涉及到的反应有：

2SO2 + O2 2SO3 SO3 + H2O = H2SO4

SO2 + H2O H2SO3 2H2SO3 + O2 = 2H2SO4

2．防治措施：

①从根本上防治酸雨—开发、使用能代替化石燃料的绿色能源（氢能、核能、太阳能）

②对含硫燃料进行脱硫处理（如煤的液化和煤的气化）

③提高环保意识，加强国际合作

二、SO2的性质及其应用

1．物理性质：无色、有刺激性气味、有毒的气体，易溶于水

* 大气污染物通常包括：SO2、CO、氮的氧化物、烃、固体颗粒物（飘尘）等

2．SO2的化学性质及其应用

⑴SO2是酸性氧化物

SO2 + H2O H2SO3

SO2 + Ca(OH)2 ＝ CaSO3↓+ H2O；CaSO3 + SO2 + H2O ＝ Ca(HSO3)2

SO2 + 2NaOH ＝ Na2SO3 + H2O（实验室用NaOH溶液来吸收SO2尾气）

* 减少燃煤过程中SO2的排放（钙基固硫法）

CaCO3 CaO + CO2↑；CaO + SO2 ＝ CaSO3

SO2 + Ca(OH)2 ＝ CaSO3 + H2O

2CaSO3 + O2 ＝ 2CaSO4

⑵SO2具有漂白性：常用于实验室对SO2气体的检验

漂白原理类型

①吸附型：活性炭漂白——活性炭吸附色素（包括胶体）

②强氧化型：HClO、O3、H2、Na2O2等强氧化剂漂白——将有色物质氧化，不可逆

③化合型：SO2漂白——与有色物质化合，可逆

⑶SO2具有还原性

2SO2 + O2 2SO3

SO2 + X2 + 2H2O ＝ 2HX + H2SO4

三、接触法制硫酸

流程 设备 反应

生成二氧化硫 沸腾炉 S + O2 SO2 或4FeS2 + 11O2 2Fe2O3 + 8SO2

SO2接触氧化 接触室 2SO2 + O2 2SO3

SO3的吸收 吸收塔 SO3 + H2O ＝ H2SO4

* 为了防止形成酸雾，提高SO3的吸收率，常用浓硫酸来吸收SO3得到发烟硫酸

四、硫酸的性质及其应用

1．硫酸的酸性：硫酸是二元强酸 H2SO4 ＝ 2H+ + SO42－ （具有酸的5点通性）

如：Fe2O3 + 3H2SO4 ＝ Fe2(SO4)3 + 3H2O 硫酸用于酸洗除锈

2．浓硫酸的吸水性：浓硫酸具有吸水性，通常可用作干燥剂

3．浓硫酸的脱水性：浓硫酸将H、O按照2∶1的比例从物质中夺取出来，浓硫酸用作许多有机反应的脱水剂和催化剂。

4．浓硫酸的强氧化性：

Cu + 2H2SO4(浓) CuS O4 + SO2↑+ 2H2O

浓硫酸可以将许多金属氧化：金属 + 浓硫酸 → 硫酸盐 + SO2↑+ H2O

浓硫酸的氧化性比稀硫酸强：浓硫酸的强氧化性由+6价的S引起，而稀硫酸的氧化性由H+引起（只能氧化金属活动顺序表中H前面的金属）。

C + 2H2SO4(浓) CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O

二、硫及其化合物的相互转化

1.不同价态的硫的化