第一篇：【人教版】高中化学必修1知识点总结：第二章化学物质及其变化
Fpg
第二章化學物質及其變化
課標要求
1.能根據物質の組成和性質對物質進行分類
2.知道根據分散質粒子の大小，把分散系分為溶液、膠體和濁液 3.知道用丁達爾效應區分溶液和膠體
4.知道酸、堿、鹽在溶液中能發生電離，能正確書寫強酸、強鹼和可溶性鹽の電離方程式。5.通過實驗事實認識離子反應の意義及其發生の條件，能正確書寫常見の離子方程式。6.能夠根據溶液中存在の離子判斷是否發生複分解反應，從而判斷溶液中離子能否大量共存。
7.瞭解Cl-、SO42-、CO32-等常見離子の檢驗方法。8.瞭解常見變化の分類方法。
9.根據實驗事實瞭解氧化還原反應の本質是電子の轉移。10.舉例說明生產、生活中常見の氧化還原反應。
11.熟記常見物質の化合價，能根據反應前後元素化合價有無變化，判斷反應是否為氧化還原反應。
12.能判斷氧化劑和還原劑。
要點精講
一、物質の分類
Fpg
Fpg
二、分散系相關概念
1.分散系：一種物質（或幾種物質）以粒子形式分散到另一種物質裏所形成の混合物，統稱為分散系。
2.分散質：分散系中分散成粒子の物質。3.分散劑：分散質分散在其中の物質。
4、分散系の分類：當分散劑是水或其他液體時，如果按照分散質粒子の大小來分類，可以把分散系分為：溶液、膠體和濁液。分散質粒子直徑小於1nmの分散系叫溶液，在1nm－100nm之間の分散系稱為膠體，而分散質粒子直徑大於100nmの分散系叫做濁液。
Fpg
Fpg 溶液 分散质粒子胶体：分子胶体分散系胶体分散剂胶气溶胶；液溶胶；固溶悬浊液浊液乳浊液下麵比較幾種分散系の不同：
注意：三種分散系の本質區別：分散質粒子の大小不同。
三、膠體
1、膠體の定義：分散質粒子直徑大小在10-9~10-7m之間の分散系。
2、膠體の分類：
①.根據分散質微粒組成の狀況分類：
如：Fe(OH)3膠體膠粒是由許多Fe(OH)3等小分子聚集一起形成の微粒，其直徑在1nm～100nm之間，這樣の膠體叫粒子膠體。又如：澱粉屬高分子化合物，其單個分子の直徑在1nm～100nm範圍之內，這樣の膠體叫分子膠體。
②.根據分散劑の狀態劃分：
如：煙、雲、霧等の分散劑為氣體，這樣の膠體叫做氣溶膠；AgI溶膠、Fe(OH)3溶膠、Al(OH)3溶膠，其分散劑為水，分散劑為液體の膠體叫做液溶膠；有色玻璃、煙水晶均以固體為分散劑，這樣の膠體叫做固溶膠。Fpg
Fpg
3、膠體の製備 A.物理方法
①機械法：利用機械磨碎法將固體顆粒直接磨成膠粒の大小
②溶解法：利用高分子化合物分散在合適の溶劑中形成膠體，如蛋白質溶於水，澱粉溶於水、聚乙烯熔於某有機溶劑等。
B.化學方法
①水解促進法：FeCl3+3H2O（沸）= Fe(OH)3（膠體）+3HCl ②複分解反應法：KI+AgNO3=AgI（膠體）+KNONa2SiO3+2HCl=H2SiO3（膠體）+2NaCl 思考：若上述兩種反應物の量均為大量，則可觀察到什麼現象？如何表達對應の兩個反應方程式？
提示：KI+AgNO3=AgI↓+KNO3（黃色↓）
Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓+2NaCl（白色↓）
4、膠體の性質：
①丁達爾效應——丁達爾效應是粒子對光散射作用の結果，是一種物理現象。丁達爾現象產生の原因，是因為膠體微粒直徑大小恰當，當光照射膠粒上時，膠粒將光從各個方面全部反射，膠粒即成一小光源（這一現象叫光の散射），故可明顯地看到由無數小光源形成の光亮“通路”。當光照在比較大或小の顆粒或微粒上則無此現象，只發生反射或將光全部吸收の現象，而以溶液和濁液無丁達爾現象，所以丁達爾效應常用於鑒別膠體和其他分散系。
②布朗運動——在膠體中，由於膠粒在各個方向所受の力不能相互平衡而產生の無規則の運動，稱為布朗運動。是膠體穩定の原因之一。
③電泳——在外加電場の作用下，膠體の微粒在分散劑裏向陰極（或陽極）作定向移動の現象。膠體具有穩定性の重要原因是同一種膠粒帶有同種電荷，相互排斥，另外，膠粒在分散力作用下作不停の無規則運動，使其受重力の影響有較大減弱，兩者都使其不易聚集，從而使膠體較穩定。
說明：A、電泳現象表明膠粒帶電荷，但膠體都是電中性の。膠粒帶電の原因：膠體中單個膠粒の體積小，因而膠體中膠粒の表面積大，因而具備吸附能力。有の膠體中の膠粒吸附溶液中の陽離子而帶正電；有の則吸附陰離子而帶負電膠體の提純，可採用滲析法來提純Fpg
Fpg 膠體。使分子或離子通過半透膜從膠體裏分離出去の操作方法叫滲析法。其原理是膠體粒子不能透過半透膜，而分子和離子可以透過半透膜。但膠體粒子可以透過濾紙，故不能用濾紙提純膠體。
B、在此要熟悉常見膠體の膠粒所帶電性，便於判斷和分析一些實際問題。帶正電の膠粒膠體：金屬氫氧化物如Al(OH)
3、Fe(OH)3膠體、金屬氧化物。帶負電の膠粒膠體：非金屬氧化物、金屬硫化物As2S3膠體、矽酸膠體、土壤膠體 特殊：AgI膠粒隨著AgNO3和KI相對量不同，而可帶正電或負電。若KI過量，則AgI膠粒吸附較多I而帶負電；若AgNO3過量，則因吸附較多Ag+而帶正電。當然，膠體中膠粒－帶電の電荷種類可能與其他因素有關。
C、同種膠體の膠粒帶相同の電荷。
D、固溶膠不發生電泳現象。凡是膠粒帶電荷の液溶膠，通常都可發生電泳現象。氣溶膠在高壓電の條件也能發生電泳現象。
膠體根據分散質微粒組成可分為粒子膠體（如Fe(OH)3膠體，AgI膠體等）和分子膠體[如澱粉溶液，蛋白質溶液（習慣仍稱其溶液，其實分散質微粒直徑已達膠體範圍），只有粒子膠體の膠粒帶電荷，故可產生電泳現象。整個膠體仍呈電中性，所以在外電場作用下作定向移動の是膠粒而非膠體。
④聚沉——膠體分散系中，分散系微粒相互聚集而下沉の現象稱為膠體の聚沉。能促使溶膠聚沉の外因有加電解質（酸、堿及鹽）、加熱、溶膠濃度增大、加膠粒帶相反電荷の膠體等。有時膠體在凝聚時，會連同分散劑一道凝結成凍狀物質，這種凍狀物質叫凝膠。
膠體穩定存在の原因：（1）膠粒小，可被溶劑分子衝擊不停地運動，不易下沉或上浮（2）膠粒帶同性電荷，同性排斥，不易聚大，因而不下沉或上浮
膠體凝聚の方法：
（1）加入電解質：電解質電離出の陰、陽離子與膠粒所帶の電荷發生電性中和，使膠粒間の排斥力下降，膠粒相互結合，導致顆粒直徑＞107m，從而沉降。
－能力：離子電荷數，離子半徑
陽離子使帶負電荷膠粒の膠體凝聚の能力順序為：Al3+＞Fe3+＞H+＞Mg2+＞Na+ 陰離子使帶正電荷膠粒の膠體凝聚の能力順序為：SO42＞NO3＞Cl
－
－
－（2）加入帶異性電荷膠粒の膠體：（3）加熱、光照或射線等：加熱可加快膠粒運動速率，增大膠粒之間の碰撞機會。如蛋白質溶液加熱，較長時間光照都可使其凝聚甚至變性。
5、膠體の應用
膠體の知識在生活、生產和科研等方面有著重要用途，如常見の有：
①鹽鹵點豆腐：將鹽鹵（MgCl22H2O）或石膏（CaSO42H2O）溶液加入豆漿中，使豆腐中の蛋白質和水等物質一起凝聚形成凝膠。
Fpg
Fpg ②肥皂の制取分離③明礬、Fe2(SO4)3溶液淨水④FeCl3溶液用於傷口止血⑤江河入海口形成の沙洲⑥水泥硬化⑦冶金廠大量煙塵用高壓電除去⑧土壤膠體中離子の吸附和交換過程，保肥作用
减压⑨矽膠の製備：Na2SiO32HClH2SiO32NaClH2SiO3SiO2H2O
300C含水4%のSiO2叫矽膠
⑩用同一鋼筆灌不同牌號墨水易發生堵塞
6、膠體の提純淨化
利用滲析の方法，將膠體中の雜質離子或小分子除去。①實驗步驟
（1）把10mL澱粉膠體和5mLNaCl溶液の混合液體，加入用半透膜製成の袋內，將此袋浸入蒸餾水中（如圖）（半透膜可用雞蛋殼膜、牛皮紙、膠棉薄膜、玻璃紙等製成，它有非常細小の孔，只能允許較小の離子、分子透過）。
（2）2min後，用兩支試管各取燒杯中の液體5mL，向其中一支試管裏滴加少量AgNO3溶液，向另一支試管裏滴加少量碘水，觀察現象。
②實驗現象：可以看到在加入AgNO3溶液の試管裏出現了白色沉澱；在加入碘水の試管裏並沒有發生變化。
③實驗結論：Cl能透過半透膜，從半透膜袋中擴散到了蒸餾水中，澱粉不能透過半透膜，沒有擴散到蒸餾水中。膠體分散質の粒子比溶液分散質の粒子大。
④注意事項：半透膜袋要經檢驗未破損，否則，澱粉粒子也會進入蒸餾水。不能用自來水代替蒸餾水，否則，實驗結論不可靠。一般要在2min以後再作Clの檢驗，否則，Cl出來の太少，現象不明顯。
四、離子反應
1、電離(ionization)
電離：電解質溶於水或受熱熔化時解離成自由離子の過程。
酸、堿、鹽の水溶液可以導電，說明他們可以電離出自由移動の離子。不僅如此，酸、堿、鹽等在熔融狀態下也能電離而導電，於是我們依據這個性質把能夠在水溶液裏或熔融狀態下能導電の化合物統稱為電解質。
2、電離方程式
H2SO4 = 2H+ + SO42-
HCl = H+ + Cl-
HNO3 = H+ + NO3-
硫酸在水中電離生成了兩個氫離子和一個硫酸根離子。鹽酸，電離出一個氫離子和一個氯離子。硝酸則電離出一個氫離子和一個硝酸根離子。電離時生成の陽離子全部都是氫離子の化合物我們就稱之為酸。從電離の角度，我們可以對酸の本質有一個新の認識。那堿還有鹽又應怎麼來定義呢？
Fpg
－
－－
Fpg 電離時生成の陰離子全部都是氫氧根離子の化合物叫做堿。
電離時生成の金屬陽離子（或NH4+）和酸根陰離子の化合物叫做鹽。書寫下列物質の電離方程式：KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCOKCl == K + Cl―
Na2SO4 == 2 Na +SO42― ＋
＋
AgNO3 ==Ag + NO3―
BaCl2 == Ba2 + 2Cl― ＋
＋
NaHSO4 == Na + H +SO42―
NaHCO3 == Na
+ HCO3― ＋
＋
＋這裏大家要特別注意，碳酸是一種弱酸，弱酸の酸式鹽如碳酸氫鈉在水溶液中主要是電離出鈉離子還有碳酸氫根離子；而硫酸是強酸，其酸式鹽就在水中則完全電離出鈉離子，氫離子還有硫酸根離子。
［小結］注意：
1、HCO3-、OH-、SO42-等原子團不能拆開
2、HSO4―在水溶液中拆開寫，在熔融狀態下不拆開寫。
3、電解質與非電解質
①電解質：在水溶液裏或熔化狀態下能夠導電の化合物，如酸、堿、鹽等。②非電解質：在水溶液裏和熔融狀態下都不導電の化合物，如蔗糖、酒精等。小結
（1）、能夠導電の物質不一定全是電解質。
（2）、電解質必須在水溶液裏或熔化狀態下才能有自由移動の離子。（3）、電解質和非電解質都是化合物，單質既不是電解也不是非電解質。（4）、溶於水或熔化狀態；注意：“或”字
（5）、溶於水和熔化狀態兩各條件只需滿足其中之一，溶於水不是指和水反應；（6）、化合物，電解質和非電解質，對於不是化合物の物質既不是電解質也不是非電解質。
4、電解質與電解質溶液の區別：
Fpg
Fpg 電解質是純淨物，電解質溶液是混合物。無論電解質還是非電解質の導電都是指本身，而不是說只要在水溶液或者是熔化能導電就是電解質。
注意事項：
①電解質和非電解質是對化合物の分類，單質既不是電解質也不是非電解質。電解質應是化合物（屬於純淨物）。而Cu則是單質（能導電の物質不一定是電解質，如石墨或金屬），K2SO4與NaCl溶液都是混合物。
②電解質應是一定條件下本身電離而導電の化合物。有些化合物の水溶液能導電，但溶液中離子不是它本身電離出來の，而是與水反應後生成の，因此也不是電解質。例如CO2能導電是因CO2與H2O反應生成了H2CO3，H2CO3能夠電離而非CO2本身電離。所以CO2不是電解質，是非電解質（如氨氣、二氧化硫、三氧化硫）。H2CO3 H2SO3NH3.H2O 是電解質
③酸、堿、鹽、金屬氧化物、水是電解質，蔗糖、酒精為非電解質。
④ BaSO4 AgCl 難溶於水，導電性差，但由於它們の溶解度太小，測不出（或難測）其水溶液の導電性，但它們溶解の部分是完全電離の，所以他們是電解質
⑤化合物在水溶液中或受熱熔化時本身能否發生電離是區別電解質與非電解質の理論依據，能否導電則是實驗依據。能導電の物質不一定是電解質，如石墨；電解質本身不一定能導電，如NaCl晶體。
⑥電解質包括離子化合物和共價化合物。離子化合物是水溶液還是熔融狀態下均可導電，如鹽和強鹼。共價化合物是只有在水溶液中能導電の物質，如HCl。
{補充：①溶液導電能力強弱與單位體積溶液中離子の多少和離子所帶電荷數有關；②在溶液の體積、濃度以及溶液中陰（或陽）離子所帶の電荷數都相同の情況下，導電能力強の溶液裏能夠自由移動の離子數目一定比導電能力弱の溶液裏能夠自由移動の離子數目多。③HCl、NaOH、NaCl在水溶液裏の電離程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中の電離程度大。據此可得出結論：電解質應有強弱之分。
5、強電解質：在水溶液裏全部電離成離子の電解質。
Fpg
Fpg
6、弱電解質：在水溶液裏只有一部分分子電離成離子の電解質。強、弱電解質對比
7、強電解質與弱電解質の注意點
①電解質の強弱與其在水溶液中の電離程度有關，與其溶解度の大小無關。
②電解質溶液の導電能力の強弱只與自由移動の離子濃度及離子所帶の電荷數有關，而與電解質の強弱沒有必然の聯繫。
③強電解質包括：強酸(如HCl、HN03、H2S04)、強鹼(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多數鹽(如NaCl、MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有の離子化合物和少數の共價化合物。
④弱電解質包括：弱酸(如CH3COOH)、弱鹼(如NH3·H20)、中強酸(如H3PO4)，注意：水也是弱電解質。
⑤共價化合物在水中才能電離，熔融狀態下不電離
8、離子方程式の書寫 第一步：寫（基礎）寫出正確の化學方程式 第二步：拆（關鍵）
把易溶、易電離の物質拆成離子形式（難溶、難電離の以及氣體等仍用化學式表示）第三步：刪（途徑）刪去兩邊不參加反應の離子 第四步：查（保證）檢查（品質守恆、電荷守恆）※離子方程式の書寫注意事項: 1.非電解質、弱電解質、難溶於水の物質，氣體在反應物、生成物中出現，均寫成化學式或分式。
2.固體間の反應，即使是電解質，也寫成化學式或分子式。3.氧化物在反應物中、生成物中均寫成化學式或分子式。4.濃H2SO4作為反應物和固體反應時，濃H2SO4寫成化學式。
Fpg
Fpg 5.H3PO4中強酸，在寫離子方程式時按弱酸處理，寫成化學式。6.金屬、非金屬單質，無論在反應物、生成物中均寫成化學式。
7.微溶物作為反應物時,處於澄清溶液中時寫成離子形式;處於濁液或固體時寫成化學式。微溶物作為生成物の一律寫化學式如條件是澄清石灰水，則應拆成離子；若給の是石灰乳或渾濁石灰水則不能拆，寫成化學式。
另加：
鹽酸硫酸硝酸為強酸醋酸碳酸為弱酸氫氧化鈉氫氧化鈣是強鹼酸————在水溶液中電離出の陽離子全部是氫離子の化合物。所謂強酸、弱酸是相對而言，酸溶於水能發生完全電離の，屬於強酸。如HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、酸溶於水不能發生完全電離の，屬於弱酸。如碳酸、H2S、HF、磷酸、乙酸（醋酸）等。堿————在水溶液中電離出の陰離子全部是氫氧根離子の化合物。所謂強鹼、弱鹼是相對而言，堿溶於水能發生完全電離の，屬於強鹼。如KOH、NaOH、Ba(OH)2堿溶於水不能發生完全電離の，屬於弱鹼。如一水和氨、氫氧化鈣（中強鹼）、氫氧化鋁、氫氧化鋅等。
9、離子共存問題
凡是能發生反應の離子之間或在水溶液中水解相互促進の離子之間不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般規律是：
1、凡相互結合生成難溶或微溶性鹽の離子（熟記常見の難溶、微溶鹽）；
2、與H+不能大量共存の離子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根離子： 氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-鹵族有：F-、ClO-
碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32-
3、與OH-不能大量共存の離子有：
NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸の酸式酸根離子以及弱鹼の簡單陽離子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）
4、能相互發生氧化還原反應の離子不能大量共存： 常見還原性較強の離子有:Fe3+、S2-、I-、SO32-。
氧化性較強の離子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-
10、氧化還原反應
①、氧化反應：元素化合價升高の反應 還原反應：元素化合價降低の反應
氧化還原反應：凡有元素化合價升降の化學反應就是 ②、氧化還原反應の判斷依據-----有元素化合價變化
失電子總數=化合價升高總數==得電子總數==化合價降低總數。
③、氧化還原反應の實質------電子の轉移(電子の得失或共用電子對の偏移
Fpg
Fpg 口訣：失電子，化合價升高，被氧化（氧化反應），還原劑； ．．．得電子，化合價降低，被還原（還原反應），氧化劑； ．．．④氧化劑和還原劑(反應物)氧化劑：得電子(或電子對偏向)の物質------氧化性 還原劑：失電子(或電子對偏離)の物質------還原性 氧化產物：氧化後の生成物 還原產物：還原後の生成物。⑤常見の氧化劑與還原劑 a、常見の氧化劑
(1)活潑の非金屬單質：O2、Cl2、Br2(2)含高價金屬陽離子の化合物：FeCl3
(3)含某些較高化合價元素の化合物：濃H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO2 b、常見の還原劑：
(1)活潑或或較活潑の金屬：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn(按金屬活動性順序，還原性遞減)(2)含低價金屬陽離子の化合物：Fe2
＋(3)某些非金屬單質：C、H2
(4)含有較低化合價元素の化合物：HCl、H2S、HI、KI
⑥、氧化還原反應中電子轉移の表示方法(1)雙線橋法---表示電子得失結果
(2)單線橋——表示電子轉移情況
Fpg
Fpg 步驟：重點：
（1）單箭號（在反應物之間）；
（2）箭號起點為被氧化（失電子）元素，終點為被還原（得電子）元素；（3）只標轉移電子總數，不標得與失（氧化劑得電總數等於還原劑失電子總數）。⑦、氧化還原反應與四種基本反應類型の關係
⑧、氧化劑、還原劑之間反應規律
（1）對於氧化劑來說，同族元素の非金屬原子，它們の最外層電子數相同而電子層數不同時，電子層數越多，原子半徑越大，就越難得電子。因此，它們單質の氧化性就越弱。
（2）金屬單質の還原性強弱一般與金屬活動順序相一致。
（3）元素處於高價の物質具有氧化性，在一定條件下可與還原劑反應，在生成の新物質中該元素の化合價降低。
（4）元素處於低價の物質具有還原性，在一定條件下可與氧化劑反應，在生成の新物質中該元素の化合價升高。
（5）稀硫酸與活潑金屬單質反應時，是氧化劑，起氧化作用の是濃硫酸是強氧化劑，與還原劑反應時，起氧化作用の是，被還原生成H2，被還原後一般生成SO2。
（6）不論濃硝酸還是稀硝酸都是氧化性極強の強氧化劑，幾乎能與所有の金屬或非金屬發生氧化還原反應，反應時，主要是
得到電子被還原成NO2，NO等。一般來說濃硝酸常被還原為NO2，稀硝酸常被還原為NO。
（7）變價金屬元素，一般處於最高價時の氧化性最強，隨著化合價降低，其氧化性減弱，還原性增強。
氧化劑與還原劑在一定條件下反應時，一般是生成相對弱の還原劑和相對弱の氧化劑，即在適宜の條件下，可用氧化性強の物質制取氧化性弱の物質，也可用還原性強の物質制取還原性弱の物質。
⑨、判斷氧化劑或還原劑強弱の依據 i.根據方程式判斷
Fpg
Fpg
氧化性：氧化劑>氧化產物還原性：還原劑>還原產物 ii．根據反應條件判斷
當不同氧化劑作用於同一還原劑時，如氧化產物價態相同，可根據反應條件の難易來進行判斷，iii.由氧化產物の價態高價來判斷
當含變價元素の還原劑在相似の條件下作用於不同の氧化劑時，可由氧化產物相關元素價態の高低來判斷氧化劑氧化性の強弱。
iv.根據元素週期表判斷
（a）同主族元素（從上到下）：非金屬原子（或單質）氧化性逐漸減弱，對應陰離子還原性逐漸增強；金屬原子（或單質）還原性逐漸增強，對應陽離子氧化性逐漸減弱。
（b）同週期元素（從左到右）：原子或單質還原性逐漸減弱，氧化性逐漸增強。陽離子の氧化性逐漸增強，陰離子の還原性逐漸減弱。
⑩、氧化還原方程式の配平
(a)配平依據：在氧化還原反應中，得失電子總數相等或化合價升降總數相等。(b)配平步驟：“一標、二找、三定、四配、五查”，即標好價，找變化，定總數，配系數、再檢查。”
i、確定氧化劑、氧化產物、還原劑、還原產物の化合價 ii、用觀察法找出元素化合價の變化值
iii、用化合價升降總數相等の原則確定化學計量數。
iv、調整計量數，用觀察法確定化合價無變化の物質の計量數，同時將單線改成等號。v、檢查核實各元素原子個數在反應前後是否相等。對於用離子方程式表示の氧化還原方程式還必須核對反應前後離子の總電荷數是否相等。
(c)配平技法
i、奇數配偶法：此法適於物質種類少且分子組成簡單の氧化還原反應。
ii、逆向配平法：即先確定生成物の化學計量數，然後再確定反應物の化學計量數。iii、零價法：配平依據是還原劑中各元素化合價升高總數等於氧化劑中各元素化合價降低總數，此法適宜於還原劑中兩種元素價態難以確定但均屬於升高の氧化還原反應。
iv、1·n法(不用標價態の配平法)本法往往用於多元素且有氧元素時氧化還原反應方程式の配平，但不能普遍適用。其法是先把有氧元素の較複雜反應物の計量數設為1，較簡單の設為n。然後，a.丟掉氧，用觀察法來調整其他項の計量數。b.再由a得の係數根據氧原子數相等列出方程求出n值，c.將Fpg
Fpg n值代入有nの各計量數，再調整配平。
小結：
氧化還原反應の配平重點注意以下幾點： 1：“集合原子”應做到優先配平。
2：先拆後合の拆項配平法中，需要拆の項是那些在反應中化合價既升高又降低（既作氧化劑又作還原劑）の物質。
3：整體法配平法中，選擇把哪第個化合價升降過程“捆綁”作為一個過程是關鍵，選擇時一定要把在反應中存在固定物質の量之比の升降過程過程進行“捆綁”，不存在固定物質の量之比の升降過程就不能進行“捆綁”。
4：離子反應配平：關鍵在於能否充分利用“電荷守恆” 5：缺項配平
Fpg
第二篇：【人教版】高中化学必修1知识点总结：第二章化学物质及其变化
第二章
化学物质及其变化
课标要求
1.能根据物质的组成和性质对物质进行分类
2.知道根据分散质粒子的大小，把分散系分为溶液、胶体和浊液 3.知道用丁达尔效应区分溶液和胶体
4.知道酸、碱、盐在溶液中能发生电离，能正确书写强酸、强碱和可溶性盐的电离方程式。5.通过实验事实认识离子反应的意义及其发生的条件，能正确书写常见的离子方程式。6.能够根据溶液中存在的离子判断是否发生复分解反应，从而判断溶液中离子能否大量共存。
7.了解Cl-、SO42-、CO32-等常见离子的检验方法。8.了解常见变化的分类方法。
9.根据实验事实了解氧化还原反应的本质是电子的转移。10.举例说明生产、生活中常见的氧化还原反应。
11.熟记常见物质的化合价，能根据反应前后元素化合价有无变化，判断反应是否为氧化还原反应。
12.能判断氧化剂和还原剂。
要点精讲
一、物质的分类
二、分散系相关概念
1.分散系：一种物质（或几种物质）以粒子形式分散到另一种物质里所形成的混合物，统称为分散系。
2.分散质：分散系中分散成粒子的物质。
3.分散剂：分散质分散在其中的物质。
4、分散系的分类：当分散剂是水或其他液体时，如果按照分散质粒子的大小来分类，可以把分散系分为：溶液、胶体和浊液。分散质粒子直径小于1nm的分散系叫溶液，在1nm－100nm之间的分散系称为胶体，而分散质粒子直径大于100nm的分散系叫做浊液。
溶液 分散质粒子胶体：分子胶体分散系胶体分散剂气溶胶；液溶胶；固溶胶悬浊液浊液乳浊液下面比较几种分散系的不同：
注意：三种分散系的本质区别：分散质粒子的大小不同。
三、胶体
1、胶体的定义：分散质粒子直径大小在10-9~10-7m之间的分散系。
2、胶体的分类：
①.根据分散质微粒组成的状况分类：
如：Fe(OH)3胶体胶粒是由许多Fe(OH)3等小分子聚集一起形成的微粒，其直径在1nm～100nm之间，这样的胶体叫粒子胶体。又如：淀粉属高分子化合物，其单个分子的直径在1nm～100nm范围之内，这样的胶体叫分子胶体。
②.根据分散剂的状态划分：
如：烟、云、雾等的分散剂为气体，这样的胶体叫做气溶胶；AgI溶胶、Fe(OH)3溶胶、Al(OH)3溶胶，其分散剂为水，分散剂为液体的胶体叫做液溶胶；有色玻璃、烟水晶均以固体为分散剂，这样的胶体叫做固溶胶。
3、胶体的制备 A.物理方法
① 机械法：利用机械磨碎法将固体颗粒直接磨成胶粒的大小
② 溶解法：利用高分子化合物分散在合适的溶剂中形成胶体，如蛋白质溶于水，淀粉溶于水、聚乙烯熔于某有机溶剂等。
B.化学方法
① 水解促进法：FeCl3+3H2O（沸）= Fe(OH)3（胶体）+3HCl ② 复分解反应法：KI+AgNO3=AgI（胶体）+KNONa2SiO3+2HCl=H2SiO3（胶体）+2NaCl 思考：若上述两种反应物的量均为大量，则可观察到什么现象？如何表达对应的两个反应方程式？
提示：KI+AgNO3=AgI↓+KNO3（黄色↓）
Na2SiO3+2HCl=H2SiO3↓+2NaCl（白色↓）
4、胶体的性质：
① 丁达尔效应——丁达尔效应是粒子对光散射作用的结果，是一种物理现象。丁达尔现象产生的原因，是因为胶体微粒直径大小恰当，当光照射胶粒上时，胶粒将光从各个方面全部反射，胶粒即成一小光源（这一现象叫光的散射），故可明显地看到由无数小光源形成的光亮“通路”。当光照在比较大或小的颗粒或微粒上则无此现象，只发生反射或将光全部吸收的现象，而以溶液和浊液无丁达尔现象，所以丁达尔效应常用于鉴别胶体和其他分散系。
② 布朗运动——在胶体中，由于胶粒在各个方向所受的力不能相互平衡而产生的无规则的运动，称为布朗运动。是胶体稳定的原因之一。
③ 电泳——在外加电场的作用下，胶体的微粒在分散剂里向阴极（或阳极）作定向移动的现象。胶体具有稳定性的重要原因是同一种胶粒带有同种电荷，相互排斥，另外，胶粒在分散力作用下作不停的无规则运动，使其受重力的影响有较大减弱，两者都使其不易聚集，从而使胶体较稳定。
说明：A、电泳现象表明胶粒带电荷，但胶体都是电中性的。胶粒带电的原因：胶体中单个胶粒的体积小，因而胶体中胶粒的表面积大，因而具备吸附能力。有的胶体中的胶粒吸附溶液中的阳离子而带正电；有的则吸附阴离子而带负电胶体的提纯，可采用渗析法来提纯
胶体。使分子或离子通过半透膜从胶体里分离出去的操作方法叫渗析法。其原理是胶体粒子不能透过半透膜，而分子和离子可以透过半透膜。但胶体粒子可以透过滤纸，故不能用滤纸提纯胶体。
B、在此要熟悉常见胶体的胶粒所带电性，便于判断和分析一些实际问题。带正电的胶粒胶体：金属氢氧化物如Al(OH)
3、Fe(OH)3胶体、金属氧化物。带负电的胶粒胶体：非金属氧化物、金属硫化物As2S3胶体、硅酸胶体、土壤胶体 特殊：AgI胶粒随着AgNO3和KI相对量不同，而可带正电或负电。若KI过量，则AgI胶粒吸附较多I而带负电；若AgNO3过量，则因吸附较多Ag+而带正电。当然，胶体中胶粒－带电的电荷种类可能与其他因素有关。
C、同种胶体的胶粒带相同的电荷。
D、固溶胶不发生电泳现象。凡是胶粒带电荷的液溶胶，通常都可发生电泳现象。气溶胶在高压电的条件也能发生电泳现象。
胶体根据分散质微粒组成可分为粒子胶体（如Fe(OH)3胶体，AgI胶体等）和分子胶体[如淀粉溶液，蛋白质溶液（习惯仍称其溶液，其实分散质微粒直径已达胶体范围），只有粒子胶体的胶粒带电荷，故可产生电泳现象。整个胶体仍呈电中性，所以在外电场作用下作定向移动的是胶粒而非胶体。
④聚沉——胶体分散系中，分散系微粒相互聚集而下沉的现象称为胶体的聚沉。能促使溶胶聚沉的外因有加电解质（酸、碱及盐）、加热、溶胶浓度增大、加胶粒带相反电荷的胶体等。有时胶体在凝聚时，会连同分散剂一道凝结成冻状物质，这种冻状物质叫凝胶。
胶体稳定存在的原因：（1）胶粒小，可被溶剂分子冲击不停地运动，不易下沉或上浮（2）胶粒带同性电荷，同性排斥，不易聚大，因而不下沉或上浮
胶体凝聚的方法：
（1）加入电解质：电解质电离出的阴、阳离子与胶粒所带的电荷发生电性中和，使胶粒间的排斥力下降，胶粒相互结合，导致颗粒直径＞107m，从而沉降。
－能力：离子电荷数，离子半径
阳离子使带负电荷胶粒的胶体凝聚的能力顺序为：Al3+＞Fe3+＞H+＞Mg2+＞Na+ 阴离子使带正电荷胶粒的胶体凝聚的能力顺序为：SO42＞NO3＞Cl
－
－
－（2）加入带异性电荷胶粒的胶体：（3）加热、光照或射线等：加热可加快胶粒运动速率，增大胶粒之间的碰撞机会。如蛋白质溶液加热，较长时间光照都可使其凝聚甚至变性。
5、胶体的应用
胶体的知识在生活、生产和科研等方面有着重要用途，如常见的有：
① 盐卤点豆腐：将盐卤（MgCl22H2O）或石膏（CaSO42H2O）溶液加入豆浆中，使豆腐中的蛋白质和水等物质一起凝聚形成凝胶。
② 肥皂的制取分离
③ 明矾、Fe2(SO4)3溶液净水④ FeCl3溶液用于伤口止血
⑤ 江河入海口形成的沙洲⑥ 水泥硬化
⑦冶金厂大量烟尘用高压电除去⑧ 土壤胶体中离子的吸附和交换过程，保肥作用
⑨ 硅胶的制备：Na2SiO32HClH2SiO32NaCl
H2SiOSiO2H2O 3300C减压含水4%的SiO2叫硅胶
⑩ 用同一钢笔灌不同牌号墨水易发生堵塞
6、胶体的提纯净化
利用渗析的方法，将胶体中的杂质离子或小分子除去。
① 实验步骤
（1）把10mL淀粉胶体和5mLNaCl溶液的混合液体，加入用半透膜制成的袋内，将此袋浸入蒸馏水中（如图）（半透膜可用鸡蛋壳膜、牛皮纸、胶棉薄膜、玻璃纸等制成，它有非常细小的孔，只能允许较小的离子、分子透过）。
（2）2min后，用两支试管各取烧杯中的液体5mL，向其中一支试管里滴加少量AgNO3溶液，向另一支试管里滴加少量碘水，观察现象。
② 实验现象：可以看到在加入AgNO3溶液的试管里出现了白色沉淀；在加入碘水的试管里并没有发生变化。
③ 实验结论：Cl能透过半透膜，从半透膜袋中扩散到了蒸馏水中，淀粉不能透过半透膜，没有扩散到蒸馏水中。胶体分散质的粒子比溶液分散质的粒子大。
④注意事项：半透膜袋要经检验未破损，否则，淀粉粒子也会进入蒸馏水。不能用自来水代替蒸馏水，否则，实验结论不可靠。一般要在2min以后再作Cl的检验，否则，Cl出来的太少，现象不明显。
四、离子反应
1、电离(ionization)
电离：电解质溶于水或受热熔化时解离成自由离子的过程。
酸、碱、盐的水溶液可以导电，说明他们可以电离出自由移动的离子。不仅如此，酸、碱、盐等在熔融状态下也能电离而导电，于是我们依据这个性质把能够在水溶液里或熔融状态下能导电的化合物统称为电解质。
2、电离方程式
H2SO4 = 2H+ + SO42-
HCl = H+ + Cl-
HNO3 = H+ + NO3-
硫酸在水中电离生成了两个氢离子和一个硫酸根离子。盐酸，电离出一个氢离子和一个氯离子。硝酸则电离出一个氢离子和一个硝酸根离子。电离时生成的阳离子全部都是氢离子的化合物我们就称之为酸。从电离的角度，我们可以对酸的本质有一个新的认识。那碱还有
－
－－
盐又应怎么来定义呢？
电离时生成的阴离子全部都是氢氧根离子的化合物叫做碱。
电离时生成的金属阳离子（或NH4+）和酸根阴离子的化合物叫做盐。书写下列物质的电离方程式：KCl、Na2SO4、AgNO3、BaCl2、NaHSO4、NaHCO
3KCl == K + Cl―
Na2SO4 == 2 Na +SO42― ＋
＋
AgNO3 ==Ag + NO3―
BaCl2 == Ba2 + 2Cl― ＋
＋
NaHSO4 == Na + H +SO42―
NaHCO3 == Na
+ HCO3― ＋
＋
＋这里大家要特别注意，碳酸是一种弱酸，弱酸的酸式盐如碳酸氢钠在水溶液中主要是电离出钠离子还有碳酸氢根离子；而硫酸是强酸，其酸式盐就在水中则完全电离出钠离子，氢离子还有硫酸根离子。
［小结］注意：
1、HCO3-、OH-、SO42-等原子团不能拆开
2、HSO4―在水溶液中拆开写，在熔融状态下不拆开写。
3、电解质与非电解质
①电解质：在水溶液里或熔化状态下能够导电的化合物，如酸、碱、盐等。②非电解质：在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物，如蔗糖、酒精等。小结
（1）、能够导电的物质不一定全是电解质。
（2）、电解质必须在水溶液里或熔化状态下才能有自由移动的离子。（3）、电解质和非电解质都是化合物，单质既不是电解也不是非电解质。（4）、溶于水或熔化状态；注意：“或”字
（5）、溶于水和熔化状态两各条件只需满足其中之一，溶于水不是指和水反应；（6）、化合物，电解质和非电解质，对于不是化合物的物质既不是电解质也不是非电解质。
4、电解质与电解质溶液的区别：
电解质是纯净物，电解质溶液是混合物。无论电解质还是非电解质的导电都是指本身，而不是说只要在水溶液或者是熔化能导电就是电解质。
注意事项：
① 电解质和非电解质是对化合物的分类，单质既不是电解质也不是非电解质。电解质应是化合物（属于纯净物）。而Cu则是单质（能导电的物质不一定是电解质，如石墨或金属），K2SO4与NaCl溶液都是混合物。
② 电解质应是一定条件下本身电离而导电的化合物。有些化合物的水溶液能导电，但溶液中离子不是它本身电离出来的，而是与水反应后生成的，因此也不是电解质。例如CO2能导电是因CO2与H2O反应生成了H2CO3，H2CO3能够电离而非CO2本身电离。所以CO2不是电解质，是非电解质（如氨气、二氧化硫、三氧化硫）。H2CO3 H2SO3NH3.H2O 是电解质
③ 酸、碱、盐、金属氧化物、水是电解质，蔗糖、酒精为非电解质。
④ BaSO4 AgCl 难溶于水，导电性差，但由于它们的溶解度太小，测不出（或难测）其水溶液的导电性，但它们溶解的部分是完全电离的，所以他们是电解质
⑤ 化合物在水溶液中或受热熔化时本身能否发生电离是区别电解质与非电解质的理论依据，能否导电则是实验依据。能导电的物质不一定是电解质，如石墨；电解质本身不一定能导电，如NaCl晶体。
⑥ 电解质包括离子化合物和共价化合物。离子化合物是水溶液还是熔融状态下均可导电，如盐和强碱。共价化合物是只有在水溶液中能导电的物质，如HCl。
{补充：①溶液导电能力强弱与单位体积溶液中离子的多少和离子所带电荷数有关；②在溶液的体积、浓度以及溶液中阴（或阳）离子所带的电荷数都相同的情况下，导电能力强的溶液里能够自由移动的离子数目一定比导电能力弱的溶液里能够自由移动的离子数目多。③HCl、NaOH、NaCl在水溶液里的电离程度比CH3COOH、NH3·H2O在水溶液中的电离程度大。据此可得出结论：电解质应有强弱之分。
5、强电解质：在水溶液里全部电离成离子的电解质。
6、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。强、弱电解质对比
7、强电解质与弱电解质的注意点
①电解质的强弱与其在水溶液中的电离程度有关，与其溶解度的大小无关。
②电解质溶液的导电能力的强弱只与自由移动的离子浓度及离子所带的电荷数有关，而与电解质的强弱没有必然的联系。
③强电解质包括：强酸(如HCl、HN03、H2S04)、强碱(如NaOH、KOH、Ba(OH)2)和大多数盐(如NaCl、MgCl2、K2S04、NH4C1)及所有的离子化合物和少数的共价化合物。
④弱电解质包括：弱酸(如CH3COOH)、弱碱(如NH3·H20)、中强酸(如H3PO4)，注意：水也是弱电解质。
⑤共价化合物在水中才能电离，熔融状态下不电离
8、离子方程式的书写 第一步：写（基础）
写出正确的化学方程式
第二步：拆（关键）
把易溶、易电离的物质拆成离子形式（难溶、难电离的以及气体等仍用化学式表示）
第三步：删（途径）删去两边不参加反应的离子 第四步：查（保证）检查（质量守恒、电荷守恒）※离子方程式的书写注意事项: 1.非电解质、弱电解质、难溶于水的物质，气体在反应物、生成物中出现，均写成化学式或分式。
2.固体间的反应，即使是电解质，也写成化学式或分子式。3.氧化物在反应物中、生成物中均写成化学式或分子式。4.浓H2SO4作为反应物和固体反应时，浓H2SO4写成化学式。
5.H3PO4中强酸，在写离子方程式时按弱酸处理，写成化学式。6.金属、非金属单质，无论在反应物、生成物中均写成化学式。
7.微溶物作为反应物时,处于澄清溶液中时写成离子形式;处于浊液或固体时写成化学式。微溶物作为生成物的一律写化学式 如条件是澄清石灰水，则应拆成离子；若给的是石灰乳或浑浊石灰水则不能拆，写成化学式。
另加：
盐酸 硫酸 硝酸为强酸 醋酸 碳酸为弱酸 氢氧化钠 氢氧化钙 是强碱酸————在水溶液中电离出的阳离子全部是氢离子的化合物。所谓强酸、弱酸是相对而言，酸溶于水能发生完全电离的，属于强酸。如HCl、H2SO4、HNO3、HBr、HI、酸溶于水不能发生完全电离的，属于弱酸。如碳酸、H2S、HF、磷酸、乙酸（醋酸）等。碱————在水溶液中电离出的阴离子全部是氢氧根离子的化合物。所谓强碱、弱碱是相对而言，碱溶于水能发生完全电离的，属于强碱。如KOH、NaOH、Ba(OH)2 碱溶于水不能发生完全电离的，属于弱碱。如一水和氨、氢氧化钙（中强碱）、氢氧化铝、氢氧化锌等。
9、离子共存问题
凡是能发生反应的离子之间或在水溶液中水解相互促进的离子之间不能大量共存（注意不是完全不能共存，而是不能大量共存）一般规律是：
1、凡相互结合生成难溶或微溶性盐的离子（熟记常见的难溶、微溶盐）；
2、与H+不能大量共存的离子（生成水或弱）酸及酸式弱酸根离子：
氧族有：OH-、S2-、HS-、SO32-、HSO3-
卤族有：F-、ClO-
碳族有：CH3COO-、CO32-、HCO32-、SiO32-
3、与OH-不能大量共存的离子有：
NH42+和HS-、HSO3-、HCO3-等弱酸的酸式酸根离子以及弱碱的简单阳离子（比如：Cu2+、Al3+、Fe3+、Fe2+、Mg2+等等）
4、能相互发生氧化还原反应的离子不能大量共存：
常见还原性较强的离子有:Fe3+、S2-、I-、SO32-。
氧化性较强的离子有：Fe3+、ClO-、MnO4-、Cr2O72-、NO3-
10、氧化还原反应
①、氧化反应：元素化合价升高的反应
还原反应：元素化合价降低的反应
氧化还原反应：凡有元素化合价升降的化学反应就是 ②、氧化还原反应的判断依据-----有元素化合价变化
失电子总数=化合价升高总数==得电子总数==化合价降低总数。
③、氧化还原反应的实质------电子的转移(电子的得失或共用电子对的偏移
口诀：失电子，化合价升高，被氧化（氧化反应），还原剂； ．．．
得电子，化合价降低，被还原（还原反应），氧化剂； ．．．④氧化剂和还原剂(反应物)氧化剂：得电子(或电子对偏向)的物质------氧化性 还原剂：失电子(或电子对偏离)的物质------还原性 氧化产物：氧化后的生成物 还原产物：还原后的生成物。⑤常见的氧化剂与还原剂 a、常见的氧化剂
(1)活泼的非金属单质：O2、Cl2、Br
2(2)含高价金属阳离子的化合物：FeCl3
(3)含某些较高化合价元素的化合物：浓H2SO4、HNO3、KMnO4、MnO
2b、常见的还原剂：
(1)活泼或或较活泼的金属：K、Ca、Na、Al、Mg、Zn(按金属活动性顺序，还原性递减)(2)含低价金属阳离子的化合物：Fe2
＋(3)某些非金属单质：C、H2
(4)含有较低化合价元素的化合物：HCl、H2S、HI、KI
⑥、氧化还原反应中电子转移的表示方法(1)双线桥法---表示电子得失结果
(2)单线桥——表示电子转移情况
步骤：重点：
（1）单箭号（在反应物之间）；
（2）箭号起点为被氧化（失电子）元素，终点为被还原（得电子）元素；（3）只标转移电子总数，不标得与失（氧化剂得电总数等于还原剂失电子总数）。⑦、氧化还原反应与四种基本反应类型的关系
⑧、氧化剂、还原剂之间反应规律
（1）对于氧化剂来说，同族元素的非金属原子，它们的最外层电子数相同而电子层数不同时，电子层数越多，原子半径越大，就越难得电子。因此，它们单质的氧化性就越弱。
（2）金属单质的还原性强弱一般与金属活动顺序相一致。
（3）元素处于高价的物质具有氧化性，在一定条件下可与还原剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价降低。
（4）元素处于低价的物质具有还原性，在一定条件下可与氧化剂反应，在生成的新物质中该元素的化合价升高。
（5）稀硫酸与活泼金属单质反应时，是氧化剂，起氧化作用的是浓硫酸是强氧化剂，与还原剂反应时，起氧化作用的是，被还原生成H2，被还原后一般生成SO2。
（6）不论浓硝酸还是稀硝酸都是氧化性极强的强氧化剂，几乎能与所有的金属或非金属发生氧化还原反应，反应时，主要是
得到电子被还原成NO2，NO等。一般来说浓硝酸常被还原为NO2，稀硝酸常被还原为NO。
（7）变价金属元素，一般处于最高价时的氧化性最强，随着化合价降低，其氧化性减弱，还原性增强。
氧化剂与还原剂在一定条件下反应时，一般是生成相对弱的还原剂和相对弱的氧化剂，即在适宜的条件下，可用氧化性强的物质制取氧化性弱的物质，也可用还原性强的物质制取还原性弱的物质。
⑨、判断氧化剂或还原剂强弱的依据 i.根据方程式判断
氧化性：氧化剂>氧化产物
还原性：还原剂>还原产物 ii． 根据反应条件判断
当不同氧化剂作用于同一还原剂时，如氧化产物价态相同，可根据反应条件的难易来进行判断，iii.由氧化产物的价态高价来判断
当含变价元素的还原剂在相似的条件下作用于不同的氧化剂时，可由氧化产物相关元素价态的高低来判断氧化剂氧化性的强弱。
iv.根据元素周期表判断
（a）同主族元素（从上到下）：非金属原子（或单质）氧化性逐渐减弱，对应阴离子还原性逐渐增强；金属原子（或单质）还原性逐渐增强，对应阳离子氧化性逐渐减弱。
（b）同周期元素（从左到右）：原子或单质还原性逐渐减弱，氧化性逐渐增强。阳离子的氧化性逐渐增强，阴离子的还原性逐渐减弱。
⑩、氧化还原方程式的配平
(a)配平依据：在氧化还原反应中，得失电子总数相等或化合价升降总数相等。(b)配平步骤：“一标、二找、三定、四配、五查”，即标好价，找变化，定总数，配系数、再检查。”
i、确定氧化剂、氧化产物、还原剂、还原产物的化合价 ii、用观察法找出元素化合价的变化值
iii、用化合价升降总数相等的原则确定化学计量数。
iv、调整计量数，用观察法确定化合价无变化的物质的计量数，同时将单线改成等号。v、检查核实各元素原子个数在反应前后是否相等。对于用离子方程式表示的氧化还原方程式还必须核对反应前后离子的总电荷数是否相等。
(c)配平技法
i、奇数配偶法：此法适于物质种类少且分子组成简单的氧化还原反应。
ii、逆向配平法：即先确定生成物的化学计量数，然后再确定反应物的化学计量数。iii、零价法：配平依据是还原剂中各元素化合价升高总数等于氧化剂中各元素化合价降低总数，此法适宜于还原剂中两种元素价态难以确定但均属于升高的氧化还原反应。
iv、1·n法(不用标价态的配平法)本法往往用于多元素且有氧元素时氧化还原反应方程式的配平，但不能普遍适用。其法是先把有氧元素的较复杂反应物的计量数设为1，较简单的设为n。然后，a.丢掉氧，用观察法来调整其它项的计量数。b.再由a得的系数根据氧原子数相等列出方程求出n值，c.将
n值代入有n的各计量数，再调整配平。
小结：
氧化还原反应的配平重点注意以下几点： 1：“集合原子”应做到优先配平。
2：先拆后合的拆项配平法中，需要拆的项是那些在反应中化合价既升高又降低（既作氧化剂又作还原剂）的物质。
3：整体法配平法中，选择把哪第个化合价升降过程“捆绑”作为一个过程是关键，选择时一定要把在反应中存在固定物质的量之比的升降过程过程进行“捆绑”，不存在固定物质的量之比的升降过程就不能进行“捆绑”。
4：离子反应配平：关键在于能否充分利用“电荷守恒” 5：缺项配平
第三篇：高中化学必修一知识点总结
必修1全册基本内容梳理
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。
（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。二．混合物的分离和提纯
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
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↓ SO4 稀HCl、BaCl2 白色沉淀 SO4+Ba=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 ×10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 X10mol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·mol
3-1232-2-2＋－
－
＋(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=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)
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+CD=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，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。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。
A、结合生成难溶物质的离子不能大量共存:如Ba和SO4、Ag和Cl、Ca和CO3、Mg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CO3HCO3,SO3，OH和NH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：Fe，Fe、Cu、MnO
4＋
-2＋
3＋
2＋
---＋
---2--4＋
＋
2-，2-2＋-2＋
2-＋
-2＋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）。（4）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）
3、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）
金属及其化合物
一、金属活动性Na＞Mg＞Al＞Fe。
二、金属一般比较活泼，容易与O2反应而生成氧化物，可以与酸溶液反应而生成H2，特别活泼的如Na等可以与H2O发生反应置换出H2，特殊金属如Al可以与碱溶液反应而得到H2。
三、A12O3为两性氧化物，Al（OH）3为两性氢氧化物，都既可以与强酸反应生成盐和水，也可以与强碱反应生成盐和水。
四、五、Na2CO3和NaHCO3比较 碳酸钠 碳酸氢钠 俗名 纯碱或苏打 小苏打 色态 白色晶体 细小白色晶体
水溶性 易溶于水，溶液呈碱性使酚酞变红 易溶于水（但比Na2CO3溶解度小）溶液呈碱性（酚酞变浅红）
热稳定性 较稳定，受热难分解 受热易分解 2NaHCO3 Na2CO3＋CO2↑＋H2O 与酸反应 CO3＋H＋ HCO3 HCO3＋H＋ CO2↑＋H2O HCO3＋H＋ CO2↑＋H2O 相同条件下放出CO2的速度NaHCO3比Na2CO3快 与碱反应 Na2CO3＋Ca（OH）2 CaCO3↓＋2NaOH 反应实质：CO3与金属阳离子的复分解反应 NaHCO3＋NaOH Na2CO3＋H2O 反应实质：HCO3＋OH H2O＋CO3
与H2O和CO2的反应 Na2CO3＋CO2＋H2O 2NaHCO3 CO3＋H2O＋CO2 HCO3 不反应
与盐反应 CaCl2＋Na2CO3 CaCO3↓＋2NaCl Ca＋CO3 CaCO3↓ 不反应
主要用途 玻璃、造纸、制皂、洗涤 发酵、医药、灭火器 转化关系
六、合金：两种或两种以上的金属（或金属与非金属）熔合在一起而形成的具有金属特性的物质。
合金的特点；硬度一般比成分金属大而熔点比成分金属低，用途比纯金属要广泛。
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ⅣA族碳的下方。2＋2—2———
－
2—2———2—
—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，是酸性氧化物，在一定的条件下能与碱性氧化物反应 SiO2＋4HF == SiF4 ↑＋2H2O SiO2＋CaO ===(高温)CaSiO3 SiO2＋2NaOH == Na2SiO3＋H2O 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。Na2SiO3＋2HCl == H2SiO3↓＋2NaCl 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
四、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。是良好的半导体，应用：半导体晶体管及芯片、光电池、五、氯元素：位于第三周期第ⅦA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。
六、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:MnO2＋4HCl(浓)MnCl2＋2H2O＋Cl2
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：
2Na＋Cl2 ===(点燃)2NaCl 2Fe＋3Cl2===(点燃)2FeCl3 Cu＋Cl2===(点燃)CuCl2
Cl2＋H2 ===(点燃)2HCl 现象：发出苍白色火焰，生成大量白雾。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：
①自来水杀菌消毒Cl2＋H2O == HCl＋HClO 2HClO ===(光照)2HCl＋O2 ↑ 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。②制漂白液、漂白粉和漂粉精
制漂白液 Cl2＋2NaOH=NaCl＋NaClO＋H2O，其有效成分NaClO比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70％)2Cl2＋2Ca(OH)2=CaCl2＋Ca(ClO)2＋2H2O ③与有机物反应，是重要的化学工业物质。④用于提纯Si、Ge、Ti等半导体和钛
⑤有机化工：合成塑料、橡胶、人造纤维、农药、染料和药品
七、氯离子的检验
使用硝酸银溶液，并用稀硝酸排除干扰离子（CO3、SO3）HCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋HNO3 NaCl＋AgNO3 == AgCl ↓＋NaNO3 Na2CO3＋2AgNO3 ==Ag2CO?3 ↓＋2NaNO3 Ag2CO?3＋2HNO3 == 2AgNO3＋CO2 ↑＋H2O Cl＋Ag == AgCl ↓ 八、二氧化硫
制法（形成）：硫黄或含硫的燃料燃烧得到（硫俗称硫磺，是黄色粉末）S＋O2 ===(点燃)SO2
物理性质：无色、刺激性气味、容易液化，易溶于水（1：40体积比）化学性质：有毒，溶于水与水反应生成亚硫酸H2SO3，形成的溶液酸性，有漂白作用，遇热会变回原来颜色。这是因为H2SO3不稳定，会分解回水和SO2 SO2＋H2O =H2SO3 因此这个化合和分解的过程可以同时进行，为可逆反应。可逆反应——在同一条件下，既可以往正反应方向发生，又可以向逆反应方向发生的化学反应称作可逆反应，用可逆箭头符号 连接。－＋
2－
2－
九、一氧化氮和二氧化氮
一氧化氮在自然界形成条件为高温或放电：N2＋O2 ====(高温或放电)2NO，生成的一氧化氮很不稳定，在常温下遇氧气即化合生成二氧化氮： 2NO＋O2 == 2NO2 一氧化氮的介绍：无色气体，是空气中的污染物，少量NO可以治疗心血管疾病。
二氧化氮的介绍：红棕色气体、刺激性气味、有毒、易液化、易溶于水，并与水反应：
3NO2＋H2O == 2HNO3＋NO 这是工业制硝酸的方法。
十、大气污染
SO2、NO2溶于雨水形成酸雨。防治措施： ① 从燃料燃烧入手。② 从立法管理入手。③从能源利用和开发入手。
④从废气回收利用，化害为利入手。(2SO2＋O2 2SO3 SO3＋H2O= H2SO4)
十一、硫酸
物理性质：无色粘稠油状液体，不挥发，沸点高，密度比水大。化学性质：具有酸的通性，浓硫酸具有脱水性、吸水性和强氧化性。是强氧化剂。
C12H22O11 ======(浓H2SO4)12C＋11H2O放热 2H2SO4(浓)＋C CO2 ↑＋2H2O＋SO2 ↑ 还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。2 H2SO4(浓)＋Cu CuSO4＋2H2O＋SO2 ↑ 稀硫酸：与活泼金属反应放出H2，使酸碱指示剂紫色石蕊变红，与某些盐反应，与碱性氧化物反应，与碱中和
十二、硝酸
物理性质：无色液体，易挥发，沸点较低，密度比水大。
化学性质：具有一般酸的通性，浓硝酸和稀硝酸都是强氧化剂。还能氧化排在氢后面的金属，但不放出氢气。4HNO3(浓)＋Cu == Cu(NO3)2＋2NO2 ↑＋4H2O 8HNO3(稀)＋3Cu 3Cu(NO3)2＋2NO ↑＋4H2O 反应条件不同，硝酸被还原得到的产物不同，可以有以下产物:N(+4)O2,HN(+3)O2,N(+2)O,N(+1)2O,N(0)2, N(-3)H3△硫酸和硝酸：浓硫酸和浓硝酸都能钝化某些金属（如铁和铝）使表面生成一层致密的氧化保护膜，隔绝内层金属与酸，阻止反应进一步发生。因此，铁铝容器可以盛装冷的浓硫酸和浓硝酸。硝酸和硫酸都是重要的化工原料和实验室必备的重要试剂。可用于制化肥、农药、炸药、染料、盐类等。硫酸还用于精炼石油、金属加工前的酸洗及制取各种挥发性酸。
十三、氨气及铵盐
氨气的性质：无色气体，刺激性气味、密度小于空气、极易溶于水（且快）1：700体积比。溶于水发生以下反应使水溶液呈碱性：NH3＋H2O NH3?H2O NH4＋＋OH 可作红色喷泉实验。生成的一水合氨NH3?H2O是一种弱碱，很不稳定，－会分解，受热更不稳定：NH3?H2O ===(△)NH3 ↑＋H2O 浓氨水易挥发除氨气，有刺激难闻的气味。
氨气能跟酸反应生成铵盐：NH3＋HCl == NH4Cl(晶体)氨是重要的化工产品，氮肥工业、有机合成工业及制造硝酸、铵盐和纯碱都离不开它。氨气容易液化为液氨，液氨气化时吸收大量的热，因此还可以用 作制冷剂。
铵盐的性质：易溶于水（很多化肥都是铵盐），受热易分解，放出氨气： NH4Cl NH3 ↑＋HCl ↑
NH4HCO3 NH3 ↑＋H2O ↑＋CO2 ↑
可以用于实验室制取氨气：（干燥铵盐与和碱固体混合加热）NH4NO3＋NaOH Na NO3＋H2O＋NH3 ↑
2NH4Cl＋Ca(OH)2 CaCl2＋2H2O＋2NH3 ↑ 用向下排空气法收集，红色石蕊试纸检验是否收集满。
11、金属的通性：导电、导热性，具有金属光泽，延展性，一般情况下除Hg外都是固态
12、金属冶炼的一般原理：
①热分解法：适用于不活泼金属，如Hg、Ag ②热还原法：适用于较活泼金属，如Fe、Sn、Pb等
③电解法：适用于活泼金属，如K、Na、Al等(K、Ca、Na、Mg都是电解氯化物，Al是电解Al2O3)
13、铝及其化合物
Ⅰ、铝
①物理性质：银白色，较软的固体，导电、导热，延展性 ②化学性质：Al—3e-==Al
a、与非金属：4Al+3O2==2Al2O3，2Al+3S==Al2S3，2Al+3Cl2==2AlCl3 b、与酸：2Al+6HCl==2AlCl3+3H2↑，2Al+3H2SO4==Al2(SO4)3+3H2↑
常温常压下，铝遇浓硫酸或浓硝酸会发生钝化，所以可用铝制容器盛装浓硫酸或浓硝酸c、与强碱：2Al+2NaOH+2H2O==2NaAlO2(偏铝酸钠)+3H2↑(2Al+2OH-+2H2O==2AlO2+3H2↑)大多数金属不与碱反应，但铝却可以
-3+d、铝热反应：2Al+Fe2O3===2Fe+Al2O3，铝具有较强的还原性，可以还原一些金属氧化物 Ⅱ、铝的化合物
①Al2O3(典型的两性氧化物)a、与酸：Al2O3+6H==2Al+3H2O b、与碱：Al2O3+2OH-==2AlO2+H2O ②Al(OH)3(典型的两性氢氧化物)：白色不溶于水的胶状物质，具有吸附作用 a、实验室制备：AlCl3+3NH3•H2O==Al(OH)3↓+3NH4Cl，Al+3NH3•H2O==Al(OH)3↓+3NH4
b、与酸、碱反应：与酸 Al(OH)3+3H==Al+3H2O 与碱 Al(OH)3+OH==AlO2+2H2O ③KAl(SO4)2(硫酸铝钾)KAl(SO4)2•12H2O，十二水和硫酸铝钾，俗名：明矾
KAl(SO4)2==K++Al+2SO4，Al会水解：Al+3H2O Al(OH)3+3H
因为Al(OH)3具有很强的吸附型，所以明矾可以做净水剂
14、铁Fe ①物理性质：银白色光泽，密度大，熔沸点高，延展性，导电导热性较好，能被磁铁吸引。铁在地壳中的含量仅次于氧、硅、铝，排第四。②化学性质：
a、与非金属：Fe+S==FeS，3Fe+2O2===Fe3O4，2Fe+3Cl2===2FeCl3 b、与水：3Fe+4H2O(g)===Fe3O4+4H2
c、与酸(非氧化性酸)：Fe+2H==Fe+H2 与氧化性酸，如硝酸、浓硫酸，会被氧化成三价铁
d、与盐：如CuCl2、CuSO4等，Fe+Cu==Fe+Cu Fe和Fe离子的检验： ①溶液是浅绿色的 2+3+
2+
2+
+
2+3+
2-3+
3+
+--+
3+3+
+
+
3+
-Fe ②与KSCN溶液作用不显红色，再滴氯水则变红
③加NaOH溶液现象：白色 灰绿色 红褐色 Fe ①与无色KSCN溶液作用显红色 ②溶液显黄色或棕黄色
③加入NaOH溶液产生红褐色沉淀
15、硅及其化合物 Ⅰ、硅
硅是一种亲氧元素，自然界中总是与氧结合，以熔点很高的氧化物及硅酸盐的形式存在。硅有晶体和无定型两种。晶体硅是带有金属光泽的灰黑色固体，熔点高、硬度大、有脆性，常温下不活泼。晶体硅的导电性介于导体和绝缘体之间，是良好的半导体材料，可制成光电池等能源。
Ⅱ、硅的化合物
①二氧化硅
a、物理性质：二氧化硅具有晶体和无定形两种。熔点高，硬度大。b、化学性质：酸性氧化物，是H2SiO3的酸酐，但不溶于水 SiO2+CaO===CaSiO3，SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O，SiO2+4HF==SiF4↑+2H2O c、用途：是制造光导纤维德主要原料；石英制作石英玻璃、石英电子表、石英钟等；水晶常用来制造电子工业的重要部件、光学仪器、工艺品等；石英砂常用作制玻璃和建筑材料。
②硅酸钠：硅酸钠固体俗称泡花碱，水溶液俗称水玻璃，是无色粘稠的液体，常作粘合剂、防腐剂、耐火材料。放置在空气中会变质：Na2SiO3+CO2+H2O==H2SiO3↓+Na2CO3。实验室可以用可溶性硅酸盐与盐酸反应制备硅酸：Na2SiO3+2HCl==2NaCl+H2SiO3↓ 3+2+③硅酸盐：
a、是构成地壳岩石的主要成分，种类多，结构复杂，常用氧化物的形式来表示组成。其表示方式
活泼金属氧化物•较活泼金属氧化物•二氧化硅•水。如：滑石Mg3(Si4O10)(OH)2可表示为3MgO•4SiO2•H2O b、硅酸盐工业简介：以含硅物质为原料，经加工制得硅酸盐产品的工业成硅酸盐工业，主要包括陶瓷工业、水泥工业和玻璃工业，其反应包含复杂的物理变化和化学变化。
水泥的原料是黏土和石灰石；玻璃的原料是纯碱、石灰石和石英，成份是Na2SiO3•CaSiO3•4SiO2；陶瓷的原料是黏土。注意：三大传统硅酸盐产品的制备原料中，只有陶瓷没有用到石灰石。
16、氯及其化合物
①物理性质：通常是黄绿色、密度比空气大、有刺激性气味气体，能溶于水，有毒。
②化学性质：氯原子易得电子，使活泼的非金属元素。氯气与金属、非金属等发生氧化还原反应，一般作氧化剂。与水、碱溶液则发生自身氧化还原反应，既作氧化剂又作还原剂。
拓展
1、氯水：氯水为黄绿色，所含Cl2有少量与水反应(Cl2+H2O==HCl+HClO)，大部分仍以分子形
式存在，其主要溶质是Cl2。新制氯水含Cl2、H2O、HClO、H、Cl、ClO、OH等微粒
拓展
2、次氯酸：次氯酸(HClO)是比H2CO3还弱的酸，溶液中主要以HClO分子形式存在。是一种具有强氧化性(能杀菌、消毒、漂白)的易分解(分解变成HCl和O2)的弱酸。
+
---拓展
3、漂白粉：次氯酸盐比次氯酸稳定，容易保存，工业上以Cl2和石灰乳为原料制取漂白粉，其主要成分是CaCl2和Ca(ClO)2，有效成分是Ca(ClO)2，须和酸(或空气中CO2)作用产生次氯酸，才能发挥漂白作用。
17、溴、碘的性质和用途
溴 碘
物理性质 深红棕色，密度比水大，液体，强烈刺激性气味，易挥发，强腐蚀性 紫黑色固体，易升华。气态碘在空气中显深紫红色，有刺激性气味
在水中溶解度很小，易溶于酒精、四氯化碳等有机溶剂
化学性质 能与氯气反应的金属、非金属一般也能与溴、碘反应，只是反应活性不如氯气。氯、溴、碘的氧化性强弱：Cl2＞Br2＞I2
18、二氧化硫
①物理性质：无色，刺激性气味，气体，有毒，易液化，易溶于水(1：40)，密度比空气大 ②化学性质：
a、酸性氧化物：可与水反应生成相应的酸——亚硫酸(中强酸)：SO2+H2O H2SO3
可与碱反应生成盐和水：SO2+2NaOH==Na2SO3+H2O，SO2+Na2SO3+H2O==2NaHSO3 b、具有漂白性：可使品红溶液褪色，但是是一种暂时性的漂白 c、具有还原性：SO2+Cl2+2H2O==H2SO4+2HCl
18、硫酸
①物理性质：无色、油状液体，沸点高，密度大，能与水以任意比互溶，溶解时放出大量的热
②化学性质：酸酐是SO3，其在标准状况下是固态 物质组成性质 浓硫酸 稀硫酸 电离情况H2SO4==2H+SO4 主要微粒 H2SO4 H、SO4、(H2O)颜色、状态 无色粘稠油状液体 无色液体 性质 四大特性 酸的通性 浓硫酸的三大特性
a、吸水性：将物质中含有的水分子夺去(可用作气体的干燥剂)b、脱水性：将别的物质中的H、O按原子个数比2：1脱出生成水 c、强氧化性：
ⅰ、冷的浓硫酸使Fe、Al等金属表面生成一层致密的氧化物薄膜而钝化
ⅱ、活泼性在H以后的金属也能与之反应(Pt、Au除外)：Cu+2H2SO4(浓)===CuSO4+SO2↑+2H2O ⅲ、与非金属反应：C+2H2SO4(浓硫酸)===CO2↑+2SO2↑+2H2O ⅳ、与较活泼金属反应，但不产生H2
d、不挥发性：浓硫酸不挥发，可制备挥发性酸，如HCl：NaCl+H2SO4(浓)==NaHSO4+HCl 三大强酸中，盐酸和硝酸是挥发性酸，硫酸是不挥发性酸
③酸雨的形成与防治
pH小于5.6的雨水称为酸雨，包括雨、雪、雾等降水过程，是由大量硫和氮的氧化物被雨水吸收而形成。硫酸型酸雨的形成原因是化石燃料及其产品的燃烧、含硫金属矿石的冶炼和硫酸的生产等产生的废气中含有二氧化硫：SO2、H2SO3、H2SO4。在防治时可以开发新能源，对含硫燃料进行脱硫处理，提高环境保护意识。
19、氮及其化合物 Ⅰ、氮气(N2)+
2-+2-a、物理性质：无色、无味、难溶于水、密度略小于空气，在空气中体积分数约为78% b、分子结构：分子式——N2，电子式——，结构式——N≡N c、化学性质：结构决定性质，氮氮三键结合非常牢固，难以破坏，所以但其性质非常稳定。
①与H2反应：N2+3H2 2NH3
②与氧气反应：N2+O2========2NO(无色、不溶于水的气体，有毒)2NO+O2===2NO2(红棕色、刺激性气味、溶于水气体，有毒)3NO2+H2O===2HNO3+NO，所以可以用水除去NO中的NO
2两条关系式：4NO+3O2+2H2O==4HNO3，4NO2+O2+2H2O==4HNO
3Ⅱ、氨气(NH3)a、物理性质：无色、刺激性气味，密度小于空气，极易溶于水(1∶700)，易液化，汽化时吸收大量的热，所以常用作制冷剂 b、分子结构：分子式——NH3，电子式——，结构式——H—N—H c、化学性质：
①与水反应：NH3+H2O NH3•H2O(一水合氨)NH4++OH，所以氨水溶液显碱性 ②与氯化氢反应：NH3+HCl==NH4Cl，现象：产生白烟 d、氨气制备：原理：铵盐和碱共热产生氨气 方程式：2NH4Cl+Ca(OH)2===2NH3↑+2H2O+CaCl2 装置：和氧气的制备装置一样
收集：向下排空气法(不能用排水法，因为氨气极易溶于水)(注意：收集试管口有一团棉花，防止空气对流，减缓排气速度，收集较纯净氨气)验证氨气是否收集满：用湿润的红色石蕊试纸靠近试管口，若试纸变蓝说明收集满
-干燥：碱石灰(CaO和NaOH的混合物)Ⅲ、铵盐
a、定义：铵根离子(NH4)和酸根离子(如Cl、SO4、CO3)形成的化合物，如NH4Cl，NH4HCO3等
b、物理性质：都是晶体，都易溶于水 c、化学性质：
①加热分解：NH4Cl===NH3↑+HCl↑，NH4HCO3===NH3↑+CO2↑+H2O ②与碱反应：铵盐与碱共热可产生刺激性气味并能使湿润红色石蕊试纸变蓝的气体即氨气，故可以用来检验铵根离子的存在，如：NH4NO3+NaOH===NH3↑+H2O+NaCl,，离子方程式为：NH4+OH===NH3↑+H2O，是实验室检验铵根离子的原理。
d、NH4的检验：NH4+OH===NH3↑+H2O。操作方法是向溶液中加入氢氧化钠溶液并加热，用湿润的红色石蕊试纸靠近试管口，观察是否变蓝，如若变蓝则说明有铵根离子的存在。20、硝酸
①物理性质：无色、易挥发、刺激性气味的液体。浓硝酸因为挥发HNO3产生“发烟”现象，故叫做发烟硝酸
②化学性质：a、酸的通性：和碱，和碱性氧化物反应生成盐和水 b、不稳定性：4HNO3=== 4NO2↑+2H2O+O2↑，由于HNO3分解产生的NO2溶于水，所以久置的硝酸会显黄色，只需向其中通入空气即可消除黄色 +
+
-+
-+
-2-2-c、强氧化性：ⅰ、与金属反应：3Cu+8HNO3(稀)===3Cu(NO3)2+2NO↑+4H2O Cu+4HNO3(浓)===Cu(NO3)2+2NO2↑+2H2O 常温下Al、Fe遇浓硝酸会发生钝化，所以可以用铝制或铁制的容器储存浓硝酸 ⅱ、与非金属反应：C+4HNO3(浓)===CO2↑+4NO2↑+2H2O d、王水：浓盐酸和浓硝酸按照体积比3：1混合而成，可以溶解一些不能溶解在硝酸中的金属如Pt、Au等
21、元素周期表和元素周期律 ①原子组成：
原子核 中子 原子不带电：中子不带电，质子带正电荷，电子带负电荷 原子组成 质子 质子数==原子序数==核电荷数==核外电子数
核外电子 相对原子质量==质量数 ②原子表示方法：
A：质量数 Z：质子数 N：中子数 A=Z+N 决定元素种类的因素是质子数多少，确定了质子数就可以确定它是什么元素 ③同位素：质子数相同而中子数不同的原子互称为同位素，如：16O和18O，12C和14C，35Cl和37Cl ④电子数和质子数关系：不带电微粒：电子数==质子数
带正电微粒：电子数==质子数—电荷
带负电微粒：电子数==质子数+电荷数 ⑤1—18号元素(请按下图表示记忆)H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar ⑥元素周期表结构
短周期(第1、2、3周期，元素种类分别为2、8、8)元周期(7个横行)长周期(第4、5、6周期，元素种类分别为18、18、32)素
不完全周期(第7周期，元素种类为26，若排满为32)周 主族(7个)(ⅠA—ⅦA)期 族(18个纵行，16个族)副族(7个)(ⅠB—ⅦB)表 0族(稀有气体族：He、Ne、Ar、Kr、Xe、Rn)Ⅷ族(3列)⑦元素在周期表中的位置：周期数==电子层数，主族族序数==最外层电子数==最高正化合价 ⑧元素周期律：
从左到右：原子序数逐渐增加，原子半径逐渐减小，得电子能力逐渐增强(失电子能力逐渐减弱)，非金属性逐渐增强(金属性逐渐减弱)从上到下：原子序数逐渐增加，原子半径逐渐增大，失电子能力逐渐增强(得电子能力逐渐减弱)，金属性逐渐增强(非金属性逐渐减弱)所以在周期表中，非金属性最强的是F，金属性最强的是Fr(自然界中是Cs，因为Fr是放射性元素)判断金属性强弱的四条依据：
a、与酸或水反应的剧烈程度以及释放出氢气的难易程度，越剧烈则越容易释放出H2，金属性越强
b、最高价氧化物对应水化物的碱性强弱，碱性越强，金属性越强 c、金属单质间的相互置换(如：Fe+CuSO4==FeSO4+Cu)d、原电池的正负极（负极活泼性＞正极）判断非金属性强弱的三条依据：
a、与H2结合的难易程度以及生成气态氢化物的稳定性，越易结合则越稳定，非金属性越强
b、最高价氧化物对应水化物的酸性强弱，酸性越强，非金属性越强 c、非金属单质间的相互置换(如：Cl2+H2S==2HCl+S↓)注意：“相互证明”——由依据可以证明强弱，由强弱可以推出依据 ⑨化学键：原子之间强烈的相互作用
共价键 极性键 化学键 非极性键
离子键
共价键：原子之间通过共用电子对的形式形成的化学键，一般由非金属元素与非金属元素间形成。
非极性键：相同的非金属原子之间，A—A型，如：H2，Cl2，O2，N2中存在非极性键
极性键：不同的非金属原子之间，A—B型，如：NH3，HCl，H2O，CO2中存在极性键
离子键：原子之间通过得失电子形成的化学键，一般由活泼的金属(ⅠA、ⅡA)与活泼的非金属元素(ⅥA、ⅦA)间形成，如：NaCl，MgO，KOH，Na2O2，NaNO3中存在离子键
注：有NH4+离子的一定是形成了离子键；AlCl3中没有离子键，是典型的共价键
共价化合物：仅仅由共价键形成的化合物，如：HCl，H2SO4，CO2，H2O等
离子化合物：存在离子键的化合物，如：NaCl，Mg(NO3)2，KBr，NaOH，NH4Cl
22、化学反应速率
①定义：单位时间内反应物浓度的减少量或生成物浓度的增加量，v==△C/△t ②影响化学反应速率的因素：
浓度：浓度增大，速率增大 温度：温度升高，速率增大
压强：压强增大，速率增大(仅对气体参加的反应有影响)催化剂：改变化学反应速率 其他：反应物颗粒大小，溶剂的性质
23、原电池
负极(Zn)：Zn—2e-==Zn2+ 正极(Cu)：2H++2e-==H2↑
①定义：将化学能转化为电能的装置 ②构成原电池的条件：
a、有活泼性不同的金属(或者其中一个为碳棒)做电极，其中较活泼金属 做负极，较不活泼金属做正极
b、有电解质溶液 c、形成闭合回路
24、烃
①有机物
a、概念：含碳的化合物，除CO、CO2、碳酸盐等无机物外
b、结构特点：ⅰ、碳原子最外层有4个电子，一定形成四根共价键 ⅱ、碳原子可以和碳原子结合形成碳链，还可以和其他原子结合 ⅲ、碳碳之间可以形成单键，还可以形成双键、三键 ⅳ、碳碳可以形成链状，也可以形成环状
c、一般性质：ⅰ、绝大部分有机物都可以燃烧(除了CCl4不仅布燃烧，还可以用来灭火)ⅱ、绝大部分有机物都不溶于水(乙醇、乙酸、葡萄糖等可以)②烃：仅含碳、氢两种元素的化合物(甲烷、乙烯、苯的性质见表)③烷烃：
a、定义：碳碳之间以单键结合，其余的价键全部与氢结合所形成的链状烃称之为烷烃。因为碳的所有价键都已经充分利用，所以又称之为饱和烃 b、通式：CnH2n+2，如甲烷(CH4)，乙烷(C2H6)，丁烷(C4H10)c、物理性质：随着碳原子数目增加，状态由气态(1—4)变为液态(5—16)再变为固态(17及以上)d、化学性质(氧化反应)：能够燃烧，但不能使酸性高锰酸钾溶液褪色，同甲烷 CnH2n+2+(3n+1)/2O2 nCO2+(n+1)H2O e、命名(习惯命名法)：碳原子在10个以内的，用甲、乙、丙、丁、戊、己、庚、辛、壬、癸命名
④同分异构现象：分子式相同，但结构不同的现象，称之为同分异构现象 同分异构体：具有同分异构现象的物质之间称为同分异构体 如C4H10有两种同分异构体：CH3CH2CH2CH3(正丁烷)，CH3CHCH3(异丁烷)甲烷 乙烯 苯 分子式 CH4 C2H4 C6H6 结构式 不作要求 结构简式 CH4
CH2=CH2 或电子式不作要求
空间结构 正四面体结构平面型平面型(无单键，无双键，介于单、双键间特殊的键，大∏键)物理性质 无色、无味、难溶于水、密度比空气小的气体，是天然气、沼气、油田气、煤道坑气的主要成分 无色、稍有气味的气体，难溶于水，密度略小于空气 无色、有特殊香味的液体，不溶于水，密度比水小，有毒 化学性质 ①氧化反应： CH4+2O2 CO2+2H2O ②取代反应：
CH4+Cl2 CH3Cl+HCl ①氧化反应： a．能使酸性高锰酸钾褪色 b．C2H4+3O2 2CO2+2H2O ②加成反应：
CH2=CH2+Br2 ③加聚反应：
nCH2=CH2 —CH2—CH2—
产物为聚乙烯，塑料的主要成份，是高分子化合物 ①氧化反应： a．不能使酸性高锰酸钾褪色 b．2C6H6+15O2 12CO2+6H2O ②取代反应：
a．与液溴反应： +Br2 +HBr b．与硝酸反应： +HO-NO2 +H2O ③加成反应： +3H2(环己烷)用途 可以作燃料，也可以作为原料制备氯仿(CH3Cl，麻醉剂)、四氯化碳、炭黑等 石化工业的重要原料和标志，水果催熟剂，植物生长调节剂，制造塑料，合成纤维等 有机溶剂，化工原料
注：取代反应——有机物分子中一个原子或原子团被其他原子或原子团代替的反应：有上有下 加成反应——有机物分子中不饱和键(双键或三键)两端的原子与其他原子直接相连的反应：只上不下
芳香烃——含有一个或多个苯环的烃称为芳香烃。苯是最简单的芳香烃(易取代，难加成)。
25、烃的衍生物 ①乙醇：
a、物理性质：无色，有特殊气味，易挥发的液体，可和水以任意比互溶，良好的溶剂
b、分子结构：分子式——C2H6O，结构简式——CH3CH2OH或C2H5OH，官能团——羟基，—OH c、化学性质：ⅰ、与活泼金属(Na)反应： 2CH3CH2OH+2Na 2CH3CH2ONa+H2↑
ⅱ、氧化反应：燃烧：C2H5OH+3O2 2CO2+3H2O 催化氧化：2CH3CH2OH+O2 2CH3CHO+2H2O ⅲ、酯化反应：CH3COOH+CH3CH2OH CH3COOCH2CH3+H2O d、乙醇的用途：燃料，医用消毒(体积分数75%)，有机溶剂，造酒 ②乙酸：
a、物理性质：无色，有强烈刺激性气味，液体，易溶于水和乙醇。纯净的乙酸称为冰醋酸。
b、分子结构：分子式——C2H4O2，结构简式——CH3COOH，官能团——羧基，—COOH c、化学性质：ⅰ、酸性(具备酸的通性)：比碳酸酸性强
2CH3COOH+Na2CO3=2CH3COONa+H2O+CO2，CH3COOH+NaOH=CH3COONa+H2O ⅱ、酯化反应(用饱和Na2CO3溶液来吸收，3个作用)d、乙酸的用途：食醋的成分(3%—5%)③酯：
a、物理性质：密度小于水，难溶于水。低级酯具有特殊的香味。b、化学性质：水解反应
ⅰ、酸性条件下水解：CH3COOCH2CH3+H2O CH3COOH+CH3CH2OH ⅱ、碱性条件下水解：CH3COOCH2CH3+NaOH CH3COONa+CH3CH2OH
26、煤、石油、天然气
①煤：由有机物和少量无机物组成的复杂混合物，可通过干馏、气化和液化进行综合利用
蒸馏：利用物质沸点(相差在20℃以上)的差异将物质进行分离，物理变化，产物为纯净物
分馏：利用物质沸点(相差在5℃以内)的差异将物质分离，物理变化，产物为混合物
干馏：隔绝空气条件下对物质进行强热使其发生分解，化学变化
②天然气：主要成份是CH4，重要的化石燃料，也是重要的化工原料(可加热分解制炭黑和H2)③石油：多种碳氢化合物(烷烃、环烷烃、芳香烃)的混合物，可通过分馏、裂化、裂解、催化重整进行综合利用
分馏的目的：得到碳原子数目不同的各种油，如液化石油气、汽油、煤油、柴油、重油等
裂化的目的：对重油进行裂化得到轻质油(汽油、煤油、柴油等)，产物一定是一个烷烃分子加一个烯烃分子
裂解的目的：得到重要的化工原料“三烯”(乙烯、丙烯、1，3—丁二烯)催化重整的目的：得到芳香烃(苯及其同系物)
27、常见物质或离子的检验方法 物质(离子)方法及现象
Cl 先用硝酸酸化，然后加入硝酸银溶液，生成不溶于硝酸的白色沉淀 SO 先加盐酸酸化，然后加入氯化钡溶液，生成不溶于硝酸的白色沉淀 CO3 加入硝酸钡溶液，生成白色沉淀，该沉淀可溶于硝酸(或盐酸)，并生成无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的气体(CO2)2-2-4-Al 加入NaOH溶液产生白色沉淀，继续加入NaOH溶液，沉淀消失 Fe(★)加入KSCN溶液，溶液立即变为血红色
NH4(★)与NaOH溶液共热，放出使湿润的红色石蕊试纸变蓝的刺激性气味+3+3+的气体(NH3)Na+ 焰色反应呈黄色
K+ 焰色反应呈浅紫色(透过蓝色钴玻璃)I2 遇淀粉溶液可使淀粉溶液变蓝
蛋白质 灼烧，有烧焦的羽毛气味
第四篇：人教版高中化学必修一知识点总结
人教版高中化学必修一知识点总结
一实验 1．实验安全 严格按照实验操作规程进行操作，是避免或减少实验事故的前提，然后在实验中要注意五防，即防止火灾、防止爆炸、防止倒吸引起爆裂、防止有害气体污染空气、防止暴沸。
2．实验中意外事故的处理方法（1）创伤急救
用药棉或纱布把伤口清理干净，若有碎玻璃片要小心除去，用双氧水擦洗或涂红汞水，也可涂碘酒（红汞与碘酒不可同时使用），再用创可贴外敷。
（2）烫伤和烧伤的急救
可用药棉浸75%—95%的酒精轻涂伤处，也可用3%—5%的KMnO4溶液轻擦伤处到皮肤变棕色，再涂烫伤药膏。
（3）眼睛的化学灼伤
应立即用大量流水冲洗，边洗边眨眼睛。如为碱灼伤，再用20%的硼酸溶液淋洗；若为酸灼伤，则用3%的NaHCO3溶液淋洗。
（4）浓酸和浓碱等强腐蚀性药品 使用时应特别小心，防止皮肤或衣物被腐蚀。如果酸（或碱）流在实验桌上，立即用NaHCO3溶液（或稀醋酸）中和，然后用水冲洗，再用抹布擦干。如果只有少量酸或碱滴到实验桌上，立即用湿抹布擦净，再用水冲洗抹布。
如果不慎将酸沾到皮肤或衣物上，立即用较多的水冲洗，再用3%—5%的NaHCO3溶液冲洗。如果碱性溶液沾到皮肤上，要用较多的水冲洗，再涂上硼酸溶液。
（5）扑灭化学火灾注意事项
①与水发生剧烈反应的化学药品不能用水扑救。如钾、钠、钙粉、镁粉、铝粉、电石、PCl3、PCl5、过氧化钠、过氧化钡等着火。
②比水密度小的有机溶剂，如苯、石油等烃类、醇、醚、酮、酯类等着火，不能用水扑灭，否则会扩大燃烧面积；比水密度大且不溶于水的有机溶剂，如CS2着火，可用水扑灭，也可用泡沫灭火器、二氧化碳灭火器扑灭。
③反应器内的燃烧，如是敞口器皿可用石棉布盖灭。蒸馏加热时，如因冷凝效果不好，易燃蒸气在冷凝器顶端燃着，绝对不可用塞子或其他物件堵塞冷凝管口，应先停止加热，再行扑救，以防爆炸。
3．混合物的分离和提纯（1）混合物分离和提纯方法的选择
①固体与固体混合物：若杂质或主要物质易分解、易升华时用加热法；若一种易溶，另一种难溶，可用溶解过滤法；若二者均易溶，但溶解度受温度的影响差别较大，可用重结晶法；还可加入某种试剂使杂质除去，然后再结晶得到主要物质。
②固体与液体混合物：若固体不溶于液体，可用过滤法；若固体溶于液体，可用结晶或蒸馏方法。③液体与液体混合物：若互不相溶，可用分液法，若互溶在一边且沸点差别较大，可用蒸馏法；若互溶在一起且沸点差别不大，可选加某种化学试剂萃取后再蒸馏。
④气体与气体混合物：一般用洗气法，可选用液体或固体除杂试剂。（2）几种常见的混合物的分离和提纯方法 2 分离和提纯方法 分离的物质 主要仪器 应用举例 倾 析 从液体中分离密度较大且不溶的固体 烧杯、玻璃棒 分离沙和水
过 滤 从液体中分离不溶的固体 粗盐提纯 溶解和过滤 分离两种固体，一种能溶于某溶剂，另一种则不溶 分离食盐和沙 离心分离法 从液体中分离不溶的固体 分离泥和水 结晶法 从溶液中分离已溶解的溶质 从海水中提取食盐 分液 分离两种不互溶的液体 分离油和水 萃取 加入适当溶剂把混合物中某成分溶解及分离 用苯提取水溶液中的溴 蒸馏 从溶液中分离溶剂和非挥发性溶质 从海水中制取纯水 分馏 分离两种互溶而沸点差别较大的液体 石油的分离 升华 分离两种固体，其中只有一种可以升华 分离碘和沙 吸附 除去混合物中的气态或固态杂质 用活性炭除去黄糖中的有色杂质 色层分析法 分离溶液中的溶质 分离黑色墨水中不同颜色的物质
4．离子的检验 一般来讲，阳离子的检验需选择合适的阴离子，阴离子的检验需选择合适的阳离子，并要求具有特别的明显现象。这就需要选择合适的检验试剂及其添加顺序，以避免干扰离子的干扰。
待检离子 选用试剂 反应现象 ．
待检离子 选用试剂 反应现象
Al NaOH 白色沉淀，碱过量后沉淀溶解 Fe KSCN 出现血红色溶液 Ca Na2CO3，HCl 白色沉淀，加盐酸后产生无色无味气体 Cl AgNO3，HNO3 不溶于HNO3的白色沉淀
SO4 BaCl2或Ba(NO3)2，HCl或HNO3 不溶于强酸的白色沉淀 CO3 CaCl2或BaCl2，HCl或HNO3 白色沉淀，加酸后产生无色无味使澄清石灰水变浑浊的气体 2-2--2+3+3+ 化学计量在实验中的应用 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 微粒与物质的量的公式N：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或相对原子质量
质量与物质的量的公式：n=m 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 气体体积主要决定①微粒的数目 ②微粒间的距离 体积与物质的量的公式：n=VVm 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：CB=nB/V nB=CB×V V=nB/CB
C（浓）×V（浓）=C（稀）×V（稀）溶液稀释规律 3 6．一定物质的量浓度溶液的配制
（1）容量瓶是配制一定物质的量浓度溶液的仪器，其常用规格有100 mL、250 mL、500 mL、1000 mL等，使用时一定要注意其规律，如500 mL的容量瓶。并且使用前一定要检查其是否漏水。
（2）配制步骤，所用仪器及注意事项 配制步骤 使用仪器 注意事项 计算 —— 固体求溶质质量，液体求其体积。
称量／量取 托盘天平或滴定管（量筒）、小烧杯 天平的精确度为0.1 g，量筒的精确度为0.1 mL，量筒量取液体后不需要洗涤。溶解／稀释 烧杯、玻璃棒 溶解要在小烧杯中，切不可在容量瓶中直接溶解。
冷却 —— 将液体恢复到室温（20℃）
转移 一定体积的容量瓶 转移时要用玻璃棒引流，以防液体溅失 洗涤 —— 洗烧杯和玻璃棒2—3次，并将洗涤液转入容量瓶 振荡 —— 使溶液充分混合
定容 胶头滴管 加水至刻度线1—2 cm时，用胶头滴管滴加，并使视线、刻度线、凹液面相切。摇匀 —— 两手握住容量瓶，上下颠倒摇匀。
装瓶贴签 试剂瓶 容量瓶不能用于长期贮存溶液。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，直到液面接近刻度线1cm处，改用胶头滴管加，使凹液面恰好与刻度
相切。把容量瓶盖紧，再振荡摇匀。
摇匀 ： 两手握住容量瓶，上下颠倒摇匀。
装瓶贴签： 试剂瓶 容量瓶不能用于长期贮存溶液。
具体要做到：移量要精确，溶解要安全，冷却要充分，洗涤要洁净，定容要准确，混合要均匀。
误差分析：由公式知，凡是溶质的物质的量减少或使溶液体积增大的操作，都会使c偏低，反之偏高。溶质质量分数（W）与溶质的物质的量浓度（c）的转化：（注意其中的单位换算）
物质及其变化的分类 1．物质及其变化的分类（1）物质的分类
分类是学习和研究物质及其变化的一种基本方法，它可以是有关物质及其变化的知识系统化，有助于我们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。分类常用的方法是交叉分类法和树状分类法。
（2）化学变化的分类
根据不同标准可以将化学变化进行分类：
①根据反应前后物质种类的多少以及反应物和生成物的类别可以将化学反应分为：化合反应、分解反应、置换反应、复分解反应。
②根据反应中是否有离子参加将化学反应分为离子反应和非离子反应。4 ③根据反应中是否有电子转移将化学反应分为氧化还原反应和非氧化还原反应。
2．电解质和离子反应（1）电解质的相关概念 ①电解质和非电解质：电解质是在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物；非电解质是在水溶液里和熔融状态下都不能够导电的化合物。
②电离：电离是指电解质在水溶液中产生自由移动的离子的过程。③酸、碱、盐是常见的电解质
酸是指在水溶液中电离时产生的阳离子全部为H+的电解质；碱是指在水溶液中电离时产生的阴离子全部为OH-的电解质；盐电离时产生的离子为金属离子和酸根离子或铵根离子。
（2）离子反应
①有离子参加的一类反应称为离子反应。
②复分解反应实质上是两种电解质在溶液中相互交换离子的反应。发生复分解反应的条件是有沉淀生成、有气体生成和有水生成。只要具备这三个条件中的一个，复分解反应就可以发生。
③在溶液中参加反应的离子间发生电子转移的离子反应又属于氧化还原反应。
（3）离子方程式
离子方程式是用实际参加反应的离子符号来表示反应的式子。离子方程式更能显示反应的实质。通常一个离子方程式不仅能表示某一个具体的化学反应，而且能表示同一类型的离子反应。
离子方程式的书写一般依照“写、拆、删、查”四个步骤。一个正确的离子方程式必须能够反映化学变化的客观事实，遵循质量守恒和电荷守恒，如果是氧化还原反应的离子方程式，反应中得、失电子的总数还必须相等。
3．氧化还原反应
（1）氧化还原反应的本质和特征
氧化还原反应是有电子转移（电子得失或共用电子对偏移）的化学反应，它的基本特征是反应前后某些元素的化合价发生变化。
（2）氧化剂和还原剂
反应中，得到电子（或电子对偏向），所含元素化合价降低的反应物是氧化剂；失去电子（或电子对偏离），所含元素化合价升高的反应物是还原剂。在氧化还原反应中，氧化剂发生还原反应，生成还原产物；还原剂发生氧化反应，生成氧化产物。氧化还原反应中物质的变化关系可用下式表示：
（3）氧化还原反应中得失电子总数必定相等，化合价升高、降低的总数也必定相等。5（4）表示方法
（5）氧化还原性的强弱判定
1物质的氧化性是指物质得电子的能力，还原性是指物质失电子的能力。物质氧化性、还原性的强弱取决于物质得失电子的能力（与得失电子的数量无关）。
2从方程式与元素性质的角度，氧化性与还原性的有无与强弱可用以下几点判定 ：
3（1）从元素所处的价态考虑，可初步分析物质所具备的性质（无法分析其强弱）。最高价态——[9] 只有氧化性，如H2SO4、KmnO
4中的S、Mn元素；最低价态，只有还原性，如Cl-、S2-等；中间价态——既有氧化性又有还原性，如Fe、S、SO2等。(2)根据氧化还原的方向判断：
氧化性：氧化剂>氧化产物；还原性：还原剂>还原产物。4．分散系、胶体的性质（1）分散系
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，叫做分散系。前者属于被分散的物质，称作分散质；后者起容纳分散质的作用，称作6 分散剂。当分散剂是水或其他液体时，按照分散质粒子的大小，可以把分散系分为溶液、胶体和浊液。
（2）胶体和胶体的特性
①分散质粒子大小在1nm~100nm之间的分散系称为胶体。胶体在一定条件下能稳定存在，稳定性介于溶液和浊液之间，属于介稳体系。
②胶体的特性
胶体的丁达尔效应：当光束通过胶体时，由于胶体粒子对光线散射而形成光的“通路”，这种现象叫做丁达尔效应。溶液没有丁达尔效应，根据分散系是否有丁达尔效应可以区分溶液和胶体。
胶体粒子具有较强的吸附性，可以吸附分散系的带电粒子使自身带正电荷（或负电荷），因此胶体还具有介稳性以及电泳现象。
金属 一金属
1．金属单质的化学性质 金属活动顺序 Na Al Fe Cu 金属原子失电子能力；依次减弱，还原性依次减弱
与空气中氧气的反应 易被氧化 常温时能被氧化 加热时能被氧化
与水的反应 常温可置换出水中的氢 加热或与水蒸气反应时能置换出水中的氢 不与水反应
与酸的反应 能置换出稀酸中的氢 不能置换稀酸中的氢
反应剧烈（先与酸反应再与水反应）反应程度依次减弱（可在冷的浓硫酸、浓硝酸中发生钝化）能跟浓硫酸、浓硝酸反应
与盐的反应 排在金属活动顺序表前面的金属可将后面的金属从其盐溶液中置换出来（钠会与水反应置换出氢气）
与碱的反应 不反应 Al 可以与碱溶液反应，产生氢气 不反应 2．金属氢氧化物的性质对比
金属氧化物 Na2O Na2O2 Al2O3 Fe2O3 CuO 颜色 白色 淡黄色 白色 红棕色 黑色 与水反应 生成NaOH 生成NaOH和O2 不反应
与CO2反应 生成Na2CO3 生成Na2CO3 和O2 不反应
与盐酸反应 生NaCl、H2O NaCl、H2O2 AlCl3和H2O FeCl3和H2O CuCl2和H2O 与NaOH溶液 与水反应 与水反应 生成NaAlO2和H2O 不反应
二．常见金属阳离子的检验方法
（1）Na+：焰色反应：火焰颜色呈黄色。
（2）K+：焰色反应：火焰颜色呈紫色（透过蓝色钴玻璃）。
（3）Ag+：加盐酸或可溶性的氯化物，生成不溶于强酸的白色沉淀。（4）Ba2+：加硫酸或可溶性的硫酸盐，生成不溶于强酸的白色沉淀。（5）Ca2+：加可溶性碳酸盐，生成白色沉淀；加强酸产生使澄清石灰水变浑浊的气体。
（6）Al3+：加NaOH溶液，先出现白色胶状沉淀，后逐渐溶解。
（7）Fe2+：①加NaOH溶液，产生白色胶状沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色；
②加KSCN溶液不变色，加氯水后溶液变红色。7（8）Fe3+：①加NaOH溶液，生成红褐色沉淀；②加KSCN溶液，溶液变血红色。
1、SO42检验：① 加稀盐酸，无变化 ② 加入BaCl2溶液，有白色沉淀生成 －
Ba2+ + SO42 == BaSO4↓ －
2、CO32检验：①加入酸，生成无色无味气体 ②将气体通入澄清石灰水中，石灰水变浑浊。－
CO32 + 2H+== H2O + CO2↑ Ca2++2OH-+ CO2 == CaCO3↓+ H2O －
3、Cl-检验：①加入AgNO3溶液，产生白色沉淀 ②加入稀硝酸，沉淀不溶解。
Ag+ + Cl-== AgCl ↓
4、NH4+检验 : 加入NaOH溶液并加热，产生有刺激性气味且能使湿润的红色石蕊试纸变蓝色的气体
NH4++ OH-＝NH3 ↑ + H2O
5、Fe3+ : 加入 KSCN溶液反应，溶液显血红色；
6、Fe2+: ① 加入NaOH溶液，先产生白色沉淀，迅速变成灰绿色，最后变成红褐色沉淀。
Fe2++2OH-== Fe(OH)2↓(白色)4Fe(OH)2+O2+2H2O== 4Fe(OH)3（红褐色）②加入KSCN溶液，不显红色，加入少量新制的氯水后，立即显红色。2Fe2++Cl2＝2Fe3++2Cl － 必修1 化学方程式汇总
一、钠及其重要化合物
1、钠与非金属的反应
4Na +O2=2Na2O（白色）2Na + O2 Na2O2（淡黄色）2Na +Cl2 2NaCl
2、钠与水反应：2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑（浮、熔、游、响、红）
3、氧化钠 过氧化钠
Na2O+H2O=2NaOH 2Na2O2+2H2O=4NaOH+O2↑ Na2O+CO2=Na2CO3 2Na2O2+2CO2=2Na2CO3+O2↑
Na2O+2HCl=2NaCl+H2O 2Na2O2+4HCl=4NaCl+2H2O+O2↑
6、Na2CO3和NaHCO3 ①、与酸的反应
Na2CO3+2HCl=2NaCl+H2O+CO2↑
NaHCO3+HCl=NaCl+H 2O+CO2↑（反应速率更快）②、与碱的反应
Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+2NaOH
2NaHCO3+Ca(OH)2=CaCO3↓+Na2CO3+2H2O NaHCO3+NaOH = Na2CO3+H2O ③、与盐的反应
Na2CO3+CaCl2=2NaCl+CaCO3↓ Na2CO3+BaCl2=2NaCl+BaCO3↓ ④、相互转化
2NaHCO2CO3+H2O+CO2↑（加热分解）
Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3（向Na2CO3溶液中通入足量的CO2）
二、铝及其重要化合物(结合Al2O3 和Al(OH)3的两性进行记忆！)8
1、铝与非金属： 4Al + 3O2 ==2Al2O3
2、铝与弱氧化性酸：2Al + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2↑ 2Al+6H+ == 2Al3++3H2 ↑
铝与强氧化性酸：钝化（浓H2SO4、浓HNO3）
3、铝与碱：2Al+2NaOH +2H2O==2NaAlO2 + 3H2↑;2Al+2H2O+2OH==2AlO2+3H2↑ 4 ①、氧化铝与酸反应：Al2O3 + 6HCl == 2AlCl3 + 3H2O ②、氧化铝与碱反应：Al2O3 +2NaOH == 2NaAlO2 + 2H2O
5、氢氧化铝制备：可溶性铝盐和NH3·H2O －－
AlCl3+3NH3·H2O==Al(OH)3↓+3NH4Cl Al3+3NH3·H2O==Al(OH)3↓+3NH4 ＋＋
6、氢氧化铝的不稳定性： 2Al(OH)3 Al2O3＋2H2O
7、氢氧化铝与酸反应：Al(OH)3 + 3HCl == AlCl3 + 3H2O
8、氢氧化铝与碱反应：Al(OH)3 +NaOH == NaAlO2 + 2H2O
9、“铝三角”（氢氧化铝的反应在上面已经提到，略）：
AlCl3+3NaOH（少量）=Al(OH)3↓+3NaCl Al3+3OH-=Al(OH)3↓ ＋＋
AlCl3+4NaOH（过量）=2NaAlO2 + 2H2O +3NaCl Al3++4OH-＝ AlO2-+2H2O NaAlO2+HCl（少量）+H2O=Al(OH)3↓+NaCl AlO2-+H+ +H2O ＝Al(OH)3 ↓ NaAlO2+4HCl（过量）=AlCl3+3NaCl+2H2O AlO2-+4H+ ＝Al 3+ + 2H2O
10、明矾净水原理
明矾溶于水后发生电离：KAl(SO4)2==K++Al3++2SO42-铝离子与水反应生成：Al(OH)3胶体：Al3+3H2O==Al(OH)3(胶体)+3H+ ＋
三、铁及其重要化合物
1、工业炼铁原理：Fe2O3+3CO2Fe+3CO2
2、铁与非金属反应：2Fe+3Cl2 2FeCl3 3Fe+2O2 点燃 Fe3O4
3、与水反应：3Fe+4H2O(g)FeO+4H2 34
4、铁与酸反应：Fe+2HCl== FeCl2+H2↑ Fe+2H+== Fe2++H2↑
5、铁与盐溶液反应：Fe+CuSO4==Cu+FeSO4 Fe+Cu2+==Cu+Fe2+ Fe+2FeCl3 == 3FeCl2 Fe+2Fe3+ == 3Fe2+
6、铁的氧化物
Fe2O3 + 6H+ == 2Fe3+ + 3H2O FeO + 2H+ == Fe2+ + H2O
7、Fe2+与Fe3+的检验 ①、Fe2+的检验：
(1)颜色：浅绿色(2)加NaOH溶液：先产生白色沉淀，后变成灰绿色，最后成红褐色 Fe2++2OH-== Fe(OH)2↓(白色)4Fe(OH)2+O2+2H2O== 4Fe(OH)3（红褐色）
(3)先加KSCN溶液，不变色，再加新制氯水，溶液变成血红色 2Fe2++Cl2==2Fe3++2Cl-②、Fe3+的检验
(1)颜色：棕黄色
(2)加KSCN溶液：溶液变成血红色
(3)加NaOH溶液：红褐色沉淀 Fe3++3OH-== Fe(OH)3↓
8、氢氧化铁受热分解：2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O
9、Fe2+与Fe3+的转化
(1)Fe2+→Fe3+ 2Fe2++Cl2==2 Fe3++2Cl-(2)Fe3+→Fe2+ Fe+2Fe3+ == 3Fe2+ 9
四、硅及其重要化合物
1、二氧化硅
① 酸性氧化物：SiO2+2NaOH==Na2SiO3+H2O SiO2+CaOCaSiO3 ② 弱氧化性： SiO2 ＋4HF==SiF4↑+2H2O
2、硅酸盐 Na2SiO3+2HCl==H2SiO3↓+2NaCl
Na2SiO3+ CO2+H2O==H2SiO3 ↓ +Na2CO3（酸性：H2CO3 > H2SiO3）
五、氯的重要化合物
1、氯气与金属的反应 2Fe+3Cl2点燃 2FeCl3 Cu+Cl2点燃 CuCl2 2Na+Cl2点燃
2、氯气与非金属的反应
H2+Cl2HCl
3、氯气与水的反应 Cl2+H2O== HCl + HClO（次氯酸）
4、次氯酸光照分解：2HClO 2 ↑
5、Cl2与碱溶液的反应 Cl2+2NaOH=NaCl+NaO+H2O 2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O(制漂白粉)Ca(ClO)2+CO2+H2O=CaCO3↓+2HClO（漂白原理）（酸性：H2CO3 > HClO）
六、硫及其重要化合物
1、硫的可燃性 S+O2SO22、2SO2 + O2 催化剂 加热 2SO3
3、与水反应： SO2＋H2O H2SO3 SO3＋H2O== H2SO4
4、与碱反应： SO2 + Ca(OH)2 ＝ CaSO3 + H2O SO3 + Ca(OH)2 ＝ CaSO4 + H2O
5、与碱性氧化物反应：SO2+CaO == CaSO3 SO3+CaO == CaSO4
6、浓硫酸强氧化性
C + 2H2SO4(浓)CO2↑+ 2SO2↑+ 2H2O Cu＋2H2SO4（浓）CuSO4＋SO2↑十2H2O
七、氮及其重要化合物
1、合成氨： N2 + 3H2 催化剂 高温高压 2NH3 NH3·H2O2、NH3 ①氨气与水：NH3 + H2O NH4 + + OH-②氨气与酸：NH3+HCl=NH4Cl NH3+HNO3=NH4NO3
3、铵盐与碱反应： 10 NH4NO3NaNO3+NH3↑+H2O
2NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3 ↑+ 2H2O（实验室制氨气）
4、铵盐不稳定性：NH4ClNH3↑+HCl ↑ NH4HCO3NH3+H2O+CO2 ↑
5、HNO3强氧化性：4HNO3(浓)+Cu==Cu(NO3)3+3NO2↑+2H2O
8HNO3+3Cu==3Cu(NO3)3+2NO↑+4H2O
6、雷雨发庄稼
N2 + O2 2NO 2NO + O2 == 2NO2 3NO2 + H2O == 2HNO3 + NO 其它知识
1、固体颜色： 淡黄色固体： Na2O2 , S
2、颜色反应： Na元素：黄色； K元素：紫色（透过蓝色钴玻璃）
3、沉淀颜色：Mg(OH)2 白色；Fe(OH)2 白色； Fe(OH)3 红褐色； Cu(OH)2蓝色
4、离子溶液颜色：Fe2+ 浅绿色；Fe3+ 黄色；Cu2+ 蓝色
5、气体颜色：NO2 红棕色；Cl2 黄绿色
6、Al、Fe在冷的浓H2SO4、浓HNO3中发生钝化。
7、漂白性物质：SO2（化合漂白，暂时性）；
新制氯水、Ca(ClO)
2、HClO、O3(氧化漂白，永久性)
8、常见不能大量共存的离子：
OH-与NH4+、Al3+、Fe2+、Fe3+、Cu2+、Mg2+、Ca2+； H+与CO32-、HCO3-、SO32-、SiO32-、ClO-Ag+与Cl-； Ba2+ 与 SO42-、CO32-； Ca2+与 SO42-CO32-、CO32-氧化还原反应方程式的配平技巧
一、氧化剂、还原剂中某元素化合价全变的反应，一般从反应物着手配平。如：Pt+HNO3+HCl—H2PtCl6+NO↑+H2O
分析：还原剂Pt和氧化剂HNO3中N的化合价全变，可从反应物着手，先用观察法或最小公倍数法确定Pt和HNO3的化学计量数分别为3和4之后，再用观察法配平其余物质的化学计量数，得到： 3Pt+4HNO3+18HCl=3H2PtCl6+4NO↑+8H2O
二、自变右边配 自身氧化还原反应（包括同一物质中同种元素变价和不同种元素变价两种情况），一般从生成物着手较好。如：(NH4)2PtCl6Pt—+NH4Cl+HCl↑+N2↑
分析：该反应是(NH4)2PtCl6中N与Pt之间发生的自身氧化还原反应，可从生成物着手，先用最小公倍数法确定Pt和N2的化学计量数分别为3和2，再用观察法配平其余物质的化学计量数，可得： 3(NH4)2PtCl6==3Pt+2NH4Cl+16HCl↑+2N2↑
三、部分变两边配
如：Zn+HNO3——Zn(NO3)2+NH4NO3+H2O 分析：该反应中HNO3部分被还原，其化学计量数应为变与不变之和。对于这类部分氧化还原反应，宜从反应物和生成物同时着手，先确定Zn和NH4NO3的化学计量数分别为4和1，再用观察法配平Zn(NO3)
2、HNO3、H2O的化学计量数依次为4、10、3。
四、多变要整体配
如：Cu2S+HNO3——Cu(NO3)2+NO↑+H2SO4+H2O 11 分析：Cu2S中的Cu和S同时失去电子，应从反应物着手，把Cu2S当作一个整体来处理。确定了Cu2S和NO的化学计量数分别为3和10之后，再用观察法确定H2SO4、Cu(NO3)
2、HNO3、H2O的化学计量数依次为3、6、22、8。
四、多变要整体配
如：Cu2S+HNO3——Cu(NO3)2+NO↑+H2SO4+H2O
分析：Cu2S中的Cu和S同时失去电子，应从反应物着手，把Cu2S当作一个整体来处理。确定了Cu2S和NO的化学计量数分别为3和10之后，再用观察法确定H2SO4、Cu(NO3)
2、HNO3、H2O的化学计量数依次为3、6、22、8。
又如：P4+CuSO4+H2O——Cu3P+H3PO4+H2SO4 分析：Cu和部分的P4得到电子后形成一个整体Cu3P，应从生成物着手，先确定Cu3P和磷酸的化学计量数分别为20和24，再用观察法配平P4、CuSO4、H2SO4、H2O的化学计量数依次为11、60、60、96。
五、化合价难断，用整体总价法配
如：Fe3P+HNO3——Fe(NO3)3+NO↑+H3PO4+H2O
分析：Fe3P中元素化合价难以断定，以整体记为[Fe3P]0，从而可确定Fe3P和NO的化学计量数分别为3和14，再用观察法确定H3PO4，Fe(NO3)
3、HNO3、H2O的化学计量数依次为3、9、41、16。又如：S+Ca(OH)2——CaS5+CaS2O3+H2O 分析：根据化合价规则把CaS5中S的化合价总值记为[S5]-2，CaS2O3中S的化合价总值记为[S2]+4，则： 确定了CaS5和CaS2O3的化学计量数分别为2和1之后，再用观察法确定S、Ca(OH)
2、H2O的化学计量数依次为12、3、3。
六、有机氧化还原反应用整体总价法配
如：K2Cr2O7+H2C2O4+H2SO4——K2SO4+Cr2(SO4)3+CO2↑+H2O
分析：有机物中元素化合价可依H显+1价，O显-2价，根据化合价规则把H2C2O4中[C2] 化合价总值记为[C2]+6。K2Cr2O7中[Cr2]记为[Cr2]+12，则：K2Cr2O7和H2C2O4的化学计量数分别为1和3，再用观察法配平其余物质CO2、K2SO4、Cr2(SO4)
3、H2SO4、H2O的化学计量数依次为6、1、1、4、7。
七、复杂问题用“1+n”法
元素价态变化在三种或三种以上，并分散在三种或三种以上物质中又有含氧化合物参加的氧化还原反应，按照前面介绍的方法实在难以配平时，可采用“1+n”法。如：CuSO4+FeS2+H2O——Cu2S+FeSO4+H2SO4 分析：将含有氧元素的复杂物质CuSO4化学计量数定为1，较简单的物质（FeS2、H2O均可）化学计量数定为n，根据质量守恒定律，在不考虑氧原子个数的前提下，调整其它物质的化学计量数，得到： CuSO4+nFeS2+（2n+1）/2H2O——1/2Cu2S+nFeSO4+（2n+1）/2H2SO4 根据氧原子守恒列方程，求出n值。
将n值代入上式，并将化学计量数化为整数即得： 14CuSO4+5FeS2+12H2O=7Cu2S+5FeSO4+12H2SO4 下面几个反应，供练习。
（1）Cu(IO3)2+KI+H2SO4——CuI2+I2+K2SO4+H2O（2）（2）Fe(CrO2)2+Na2O2——Na2CrO4+Fe2O3+Na2O（3）Fe3C+HNO3（浓）——Fe(NO3)3+NO2↑+CO2↑+H2O（4）C7H8+KMnO4+H2SO4——C7H6O2+K2SO4+MnSO4+H2O（5）KI+KIO3+H2S——I2+K2SO4+H2O 12（6）KNO3+C+S——K2S+CO2+N2 答案：（1）1，12，6，1，6，6，6；（2）2，7，4，1，3；（3）1，22，3，13，1，11；5，6，9，5，3，6，14；（5）1，5，3，3，3，3；（6）2，3，1，1，3，1。4）（
第五篇：高中化学必修1
内容详尽，知识准确。共98页。
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。
点击咨询 