高一化學必修1期中知識點歸納
好的學習方法可以幫助我們更高效的學習并且掌握知識，今天小編要和大家分享的是高一化學必修1期中知識點歸納，希望能夠幫助到大家好好學習并掌握這部分知識，趕快學習起來吧。
高一化學必修1期中知識點歸納
離子檢驗;離子所加試劑現(xiàn)象離子方程式;Cl-AgNO3、稀HNO3產生白色沉淀Cl-+;SO42-稀HCl、BaCl2白色沉淀SO42-;除雜;注意事項：為了使雜質除盡，加入的試劑不能是“適量;物質的量及其單位――摩爾;1.物質的量(n)是表示含有一定數(shù)目粒子的集體的;2.摩爾(mol):把含有6.02×1023個粒;3.阿伏加德羅常數(shù)：把6.02×1023
離子檢驗
離子 所加試劑 現(xiàn)象 離子方程式
Cl- AgNO3、稀HNO3 產生白色沉淀 Cl-+Ag+=AgCl↓
SO42- 稀HCl、BaCl2 白色沉淀 SO42-+Ba2+=BaSO4↓
除雜
注意事項：為了使雜質除盡，加入的試劑不能是“適量”，而應是“過量”;但過量的試劑必須在后續(xù)操作中便于除去。
物質的量及其單位――摩爾
1.物質的量(n)是表示含有一定數(shù)目粒子的集體的物理量。
2.摩爾(mol): 把含有6.02 ×1023個粒子的任何粒子集體計量為1摩爾。
3.阿伏加德羅常數(shù)：把6.02 ×1023mol-1叫作阿伏加德羅常數(shù)。
4.物質的量 = 物質所含微粒數(shù)目/阿伏加德羅常數(shù) n =N/NA
5.摩爾質量(M)(1) 定義：單位物質的量的物質所具有的質量叫摩爾質量.
(2)單位：g/mol
(3) 數(shù)值：等于該粒子的相對原子質量或相對分子質量.
6.物質的量=物質的質量/摩爾質量 ( n = m/M )
氣體摩爾體積
1.氣體摩爾體積(Vm)
(1)定義：單位物質的量的氣體所占的體積叫做氣體摩爾體積.
(2)單位：L/mol
2.物質的量=氣體的體積/氣體摩爾體積n=V/Vm
3.標準狀況下, Vm = 22.4 L/mol
物質的量濃度
1.物質的量濃度.
(1)定義：以單位體積溶液里所含溶質B的物質的量來表示溶液組成的物理量，叫做溶質B的物質的濃度。
(2)單位：mol/L
(3)物質的量濃度 = 溶質的物質的量/溶液的體積 CB = nB/V
2.一定物質的量濃度的配制
(1)基本原理:根據(jù)欲配制溶液的體積和溶質的物質的量濃度，用有關物質的量濃度計算的方法，求出所需溶質的質量或體積，在容器內將溶質用溶劑稀釋為規(guī)定的體積,就得欲配制得溶液.
(2)主要操作
a.檢驗是否漏水.b.配制溶液
1計算.2稱量.3溶解.4冷卻5轉移. 6洗滌. 7定容. 8搖勻9裝瓶貼簽. 注意事項：
A 選用與欲配制溶液體積最相近的容量瓶.如需要480mL,則需要配500mL.
B 使用前必須檢查是否漏水.
C 不能在容量瓶內直接溶解.
D 溶解完的溶液等冷卻至室溫時再轉移.
E 定容時，當液面離刻度線1―2cm時改用滴管，以平視法觀察加水至液面最低處與刻度相切為止.
3.溶液稀釋：C(濃溶液)?V(濃溶液) =C(稀溶液)?V(稀溶液)
物質的分類
把一種(或多種)物質分散在另一種(或多種)物質中所得到的體系，叫分散系。被分散的物質稱作分散質(可以是氣體、液體、固體)，起容納分散質作用的物質稱作分散劑(可以是氣體、液體、固體)。
溶液、膠體、濁液三種分散系的比較
分散質粒子大小 外觀特征 能否通過濾紙 有無丁達爾效應 實例 溶液 小于1 nm 均勻、透明、穩(wěn)定 能 無 NaCl、蔗糖溶液 膠體 在1—100之間 均勻,有的透明,較穩(wěn)定 能 有 淀粉溶液，F(xiàn)e(OH)3 濁液 大于100 nm 不均勻,不透明,不穩(wěn)定 不能 沒有 泥水 離子反應
(1)、電解質：在水溶液中或熔化狀態(tài)下能導電的化合物,叫電解質。 酸、堿、鹽都是電解質。
在水溶液中或熔化狀態(tài)下都不能導電的化合物，叫非電解質。
注意：①電解質、非電解質都是化合物，不同之處是在水溶液中或融化狀態(tài)下能否導電。②電解質的導電是有條件的：電解質必須在水溶液中或熔化狀態(tài)下才能導電。③能導電的物質并不全部是電解質：如銅、鋁、石墨、氯化鈉溶液等。④非金屬氧化物(SO2、SO3、CO2)、大部分的有機物為非電解質。
(2)離子方程式：用實際參加反應的離子符號來表示反應的式子。它不僅表示一個具體的化學反應，而且表示同一類型的離子反應。
復分解反應這類離子反應發(fā)生的條件是：生成沉淀、氣體或弱電解質。 書寫方法：
寫：寫出反應的化學方程式
拆：把易溶于水、易電離的物質拆寫成離子形式
刪：將不參加反應的離子從方程式兩端刪去
查：查方程式兩端原子個數(shù)和電荷數(shù)是否相等
(3)離子共存問題
所謂離子在同一溶液中能大量共存，就是指離子之間不發(fā)生任何反應;若離子之間能發(fā)生反應，則不能大量共存。
A、結合生成難溶物質的離子不能大量共存:如Ba2+和SO42-、Ag+和Cl-、Ca2+和CO32-、Mg2+和OH-等
B、結合生成氣體或易揮發(fā)性物質的離子不能大量共存：如H+和C O
+2-2--3,HCO3-,SO3，OH和NH4等
C、結合生成難電離物質(水)的離子不能大量共存：如H+和OH-、CH3COO-，OH-和HCO3-等。
D、發(fā)生氧化還原反應、水解反應的離子不能大量共存(待學)
注意：題干中的條件：如無色溶液應排除有色離子：Fe2+、Fe3+、Cu2+、MnO4-等離子，酸性(或堿性)則應考慮所給離子組外，還有大量的H+(或OH-)。
(4)離子方程式正誤判斷(六看)
一、看反應是否符合事實：主要看反應能否進行或反應產物是否正確
二、看能否寫出離子方程式：純固體之間的反應不能寫離子方程式
三、看化學用語是否正確：化學式、離子符號、沉淀、氣體符號、等號等的書寫是否符合事實
四、看離子配比是否正確
五、看原子個數(shù)、電荷數(shù)是否守恒
六、看與量有關的反應表達式是否正確(過量、適量)
物質的化學變化
1、物質之間可以發(fā)生各種各樣的化學變化，依據(jù)一定的標準可以對化學變化進行分類。
(1)根據(jù)反應物和生成物的類別以及反應前后物質種類的多少可以分為：
A、化合反應(A+B=AB)
B、分解反應(AB=A+B)
C、置換反應(A+BC=AC+B)
D、復分解反應(AB+CD=AD+CB)
(2)根據(jù)反應中是否有離子參加可將反應分為：
A、離子反應：有離子參加的一類反應。主要包括復分解反應和有離子參加的氧化還原反應。
B、分子反應(非離子反應)
(3)根據(jù)反應中是否有電子轉移可將反應分為：
A、氧化還原反應：反應中有電子轉移(得失或偏移)的反應
實質：有電子轉移(得失或偏移)
特征：反應前后元素的化合價有變化
B、非氧化還原反應
3、氧化還原反應中概念及其相互關系如下：
失去電子——化合價升高——被氧化(發(fā)生氧化反應)——是還原劑(有還原性) 得到電子——化合價降低——被還原(發(fā)生還原反應)——是氧化劑(有氧化性)
五、Na2CO3和NaHCO3比較
碳酸鈉 碳酸氫鈉
俗名 純堿或蘇打 小蘇打
色態(tài) 白色晶體 細小白色晶體
水溶性 易溶于水，溶液呈堿性使酚酞變紅 易溶于水(但比Na2CO3溶解度小)溶液呈堿性(酚酞變淺紅)
熱穩(wěn)定性 較穩(wěn)定，受熱難分解 受熱易分解
2NaHCO3 Na2CO3+CO2↑+H2O
與酸反應 CO32—+H+ H CO3—
H CO3—+H+ CO2↑+H2O
H CO3—+H+ CO2↑+H2O
氯氣
(1)氯元素：在自然界中以化合態(tài)存在。
(2)Cl2的物理性質：黃綠色氣體，有刺激性氣味、可溶于水(1:2)、易液化 (液氯)
聞法：用手在瓶口輕輕扇動,使少量氯氣進入鼻孔。
(3)Cl2的化學性質：很活潑，有毒，有氧化性， 能與大多數(shù)金屬化合生成金屬氯化物(鹽)。也能與非金屬反應：
2Na+Cl2 ===(點燃) 2NaCl
2Fe+3Cl2===(點燃) 2FeCl3
Cu+Cl2===(點燃) CuCl2
Cl2+H2 ===(點燃) 2HCl 現(xiàn)象：安靜地燃燒，發(fā)出蒼白色火焰，集氣瓶口有白霧生成。
燃燒不一定有氧氣參加，物質并不是只有在氧氣中才可以燃燒。燃燒的本質是劇烈的氧化還原反應，所有發(fā)光放熱的劇烈化學反應都稱為燃燒。
(4)Cl2的用途：
?、僮詠硭畾⒕綜l2+H2O == HCl+HClO
2HClO ===(光照) 2HCl+O2 ↑
1體積的水溶解2體積的氯氣形成的溶液為氯水，為淺黃綠色。其中次氯酸HClO有強氧化性和漂泊性，起主要的消毒漂白作用。次氯酸有弱酸性，不穩(wěn)定，光照或加熱分解，因此久置氯水會失效，變?yōu)橄←}酸。
?、谥破滓骸⑵推劬?/p>
制漂白液 Cl2+2NaOH=NaCl+NaClO+H2O ，其有效成分NaClO 制漂 2Cl2+2Ca(OH)2=CaCl2+Ca(ClO)2+2H2O
次氯酸鹽比HClO穩(wěn)定得多,可長期存放
(5)氯離子的檢驗 ：
使用硝酸銀溶液，并用稀硝酸排除干擾離子(CO32-、SO32-)
Cl-+Ag+ == AgCl ↓
相關文章：