【新高一】必修1——第二章《化学物质及其变化》复习！

美丽的化学 2016-12-25

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热烈欢迎即将升入高中的小伙伴们，高中化学园继续为大家提供新高一必修一的知识点内容，全部都是干货！！！从下次开始时间更改为每周三！另外，即将升入高二、高三的小伙伴也可以用来复习基础知识，这里提供的可都是考试必考内容哦！

【知识梳理】

一、物质的分类

常用的分类方法有交叉分类法和树状分类法。

1、以组成为标准对物质进行分类（树状分类法）

物质	纯净物	单质	金属：Na 、Mg 、Al
			非金属：S、N₂ 、O₂
		化合物	氧化物	按性质分	酸性氧化物：SO₂、SO₃、P₂O₅、Mn₂O₇
					碱性氧化物：Na₂O、CaO、Fe₂O₃
					两性氧化物：Al₂O₃
					不成盐氧化物：CO、NO
				按组成元素分	金属氧化物：Na₂O、CaO、Al₂O₃、Mn₂O₇
					非金属氧化物：SO₂、SO₃、P₂O₅
			酸	按是否含氧分	含氧酸：HNO₃、H₂SO₄
					无氧酸：HCl
				按电离出的H^＋个数分	一元酸：HCl、HNO₃
					二元酸：H₂SO₄、H₂SO₃
					多元酸：H₃PO₄
			碱	按电离程度分	强碱：NaOH、Ba(OH)₂
					弱碱：NH₃·H₂O 、Fe(OH)₃
				按电离出的OH^―个数分	一元碱：NaOH
					二元碱：Ba(OH)₂
					多元碱：Fe(OH)₃
			盐	按组成分	正盐：Na₂CO₃
					酸式盐：NaHCO₃
					碱式盐：Cu₂(OH)₂CO₃
	混合物：如分散系

2.以分散质粒子大小对分散系分类

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。

分散系		溶液	胶体	浊液
分散系粒子的直径		＜1 nm	1 nm～100 nm	＞100 nm
分散质粒子		分子或离子	许多小分子集合体或单个高分子	分子集合体或离子集合体
性质	外观	均一、透明	均一、透明	不均一、不透明
	稳定性	稳定	介稳性	不稳定
	能否透过滤纸	能	能	不能
	能否透过半透膜	能	不能	不能
	是否有丁达尔效应	无	有	无
实例		食盐水、碘酒	肥皂水、牛奶	泥水

二、胶体的性质及其应用

性质	定义	解释	应用
丁达尔现象	光束通过胶体时，形成光亮的“通路”的现象	胶体分散质的粒子使光波发生散射	区别溶液和胶体
电泳现象	在外加电场的作用下，胶体粒子在分散剂里向电极（阴极或阳极）做定向移动的现象	胶体粒子具有相对较大的表面积，能吸附离子而带电荷。有些胶体粒子为中性分子，如淀粉溶液，无电泳现象	高压烟尘；电泳电镀
聚沉	中和胶体粒子所带的电荷，使胶体粒子聚集长大，形成颗粒较大的沉淀从分散剂里析出的过程	胶体粒子带电，加电解质或带相反电荷的胶体中和了胶体粒子所带的电荷，从而使分散质聚集成较大的微粒，在重力作用下沉淀析出	制豆腐；明矾净水；不同血型的人不能相互输血；江河入海口三角洲的形成原理；土壤的保肥作用
渗析	用半透膜将胶体分散质与溶液中的溶质分离开的过程	胶体粒子不能透过半透膜，而分子、离子可以透过半透膜	精制胶体、血液透析

三、电解质

１．电解质和非电解质的比较

定义

相同点

不同点

实例

电解质

在水溶液里或熔融状态下能够导电的化合物

都是

化合物

一定条件下能够电离产生离子，能导电

NaCl H₂SO₄

NaOH

非电解质

在水溶液里和熔融状态下都不导电的化合物

不能电离

不能导电

蔗糖酒精

要点：

电解质是一定条件下本身电离而导电的化合物；CO₂、SO₂、SO₃、NH₃溶于水后也导电，却是与水反应生成新物质后电离而导电的，不是本身电离导电的，故属于非电解质。

2．强电解质与弱电解质的比较

		强电解质	弱电解质
概念		水溶液中全部电离的电解质	水溶液中部分电离的电解质
相同点		都是电解质，在水溶液中或熔融状态下都能电离，都能导电，与溶解度无关
不同点	电离程度	完全电离	部分电离
	电离过程	不可逆过程	可逆过程，存在电离平衡
	表示方法	电离方程式用“=”	电离方程式用“?”
	溶液中溶质微粒	只有水合离子	水合离子，弱电解质分子
实例		强酸：HCl、HNO₃、H₂SO₄ HBr、HI、HClO₄等强碱：KOH、NaOH、Ba(OH)₂ Ca(OH)₂ 绝大多数盐： BaSO₄、AgCl、CaCO₃	弱酸：HF、HClO、H₂S、H₂SO₃、H₃PO₄、H₂CO₃、H₂SiO₃、CH₃COOH等。弱碱：NH₃·H₂O、Fe(OH)₃等不溶性碱水：H₂O

要点：

电解质的强弱是以电离的程度来区分的，与物质的溶解度、溶液的导电能力没有必然联系。

①BaSO₄、CaCO₃等虽然在水中溶解度很小，溶液的导电性很差，但是由于都是离子化合物，溶于水的部分是全部电离的，是强电解质。

②浓氨水的导电性比极稀NaOH溶液强，但NH₃·H₂O属于弱电解质。

四、离子方程式的正误判断

一个离子方程式是否正确，关键要看它能否反映溶液中离子反应的真实情况。我们可以从以下几个方面进行判断：
（1）是否以客观事实为依据：如铁与稀盐酸反应就不能写成：2Fe+6H⁺= 2Fe³⁺+3H₂↑，而应写成：Fe + 2H⁺= Fe²⁺ + H₂↑ 。

（2）是否符合质量守恒定律，即式中等号两边各种原子的种类和个数是否相等。如铝与稀盐酸的反应不能写成：Al+3H⁺= Al³⁺+H₂↑，而应写成：2Al + 6H⁺= 2Al³⁺ + 3H₂↑ 。
（3）电荷是否守恒
　　如硝酸银溶液中加入铜粉的反应不能写成：Ag⁺+Cu=Cu²⁺+Ag，应写成：2Ag⁺+Cu=Cu²⁺+2Ag。
（4）电解质拆分要正确：
　　如碳酸钡和稀硝酸反应不能写成：CO₃^2-+2H⁺= H₂O+CO₂↑，因为碳酸钡难溶于水要保留它的化学式，这个反应的离子方程式应写成：BaCO₃+2H⁺= Ba²⁺+H₂O+CO₂↑ 。

（5）要注意阴阳离子配比：

如稀硫酸与Ba(OH)₂溶液反应：H⁺+SO₄^2―+Ba²⁺+OH^―=BaSO₄↓+H₂O，错在SO₄^2―和H⁺、Ba²⁺和OH^―未遵循1∶2这一组成。应为：2H⁺+SO₄^2―+Ba²⁺+2OH^―=BaSO₄↓+2H₂O。

（6）注意反应中的“量”

有些反应，反应物的相对量不同，生成物也不同，离子方程式也就不同。

如Ca(HCO₃)₂溶液与NaOH溶液：

若NaOH溶液过量，离子方程式为：Ca²⁺+2HCO₃^―+2OH^―=CaCO₃↓+CO₃^2―+2H₂O

若Ca(HCO₃)₂溶液过量，离子方程式为：Ca²⁺+HCO₃^―+OH^―=CaCO₃↓+H₂O

五、离子共存

①若限定溶液的颜色为无色溶液，则MnO₄^－（紫色）、Fe³⁺（黄色）、Cu²⁺（蓝色）、Fe²⁺（浅绿色）等有色离子不能存在，应首先将这四种离子排除。

②在强酸性溶液中，OH^―及弱酸根阴离子（如CO₃^2―、SO₃^2―、S^2―、CH₃COO^―、ClO^―等）均不能大量存在；

③在强碱性溶液中，H⁺及弱碱阳离子（如NH₄⁺、Al³⁺、Mg²⁺、Fe³⁺、Cu²⁺等）均不能大量存在；

④酸式弱酸根离子（如HCO₃^―、HSO₃^―等）在强酸性或强碱性溶液中均不能大量存在。

六、离子方程式中的定量书写

涉及量的离子方程式的书写和正误判断是离子方程式书写和判断中的重点和难点，同时也是高考的一个热点。

正确地书写和判断这类离子方程式，首先要看清题目要求，抓住题目中的关键词，如“过量”、“少量”、“等物质的量”、“适量”、“任意量”以及试剂的滴加顺序等，然后理清各种量之间、各微粒的反应情况，判断哪些微粒已完全反应，哪些微粒有剩余，最后按离子方程式的质量守恒和电荷守恒要求完成离子方程式。下面举例说明解这类题目的一般方法：

1．抓关键词

题目中关于“过量”、“少量”等信息是非常关键的，其中不过量的物质会完全反应，所以在离子方程式中不过量的物质电离出的离子化学计量数与其化学式中的化学计量数成比例。例如向澄清石灰水中加入过量的碳酸氢钠溶液，因碳酸氢钠过量，所以Ca(OH)₂电离出的Ca²⁺和OH^－全部反应，因而在离子方程式中，Ca²⁺和OH^－的化学计量数之比应为1∶2，即

Ca²⁺+2OH^－+2HCO₃^－==CaCO₃↓+CO₃^2－+2H₂O。

示例：判断下列离子方程式的正误：

（1）碳酸氢铵溶液中加入过量的氢氧化钠溶液：

HCO₃^－+OH^－==CO₃^2－+H₂O

（2）用碳酸钠溶液吸收少量二氧化硫：

2CO₃^2－+SO₂+H₂O==2HCO₃^－+SO₃^2－

（3）过量的NaHSO₄与Ba(OH)₂溶液反应：

Ba²⁺+2OH^－+2H⁺+SO₄^2－==BaSO₄↓+2H₂O

（4）澄清石灰水与少量小苏打溶液混合：

Ca²⁺+OH^－+HCO₃^－==CaCO₃↓+H₂O

分析：（1）碳酸氢铵中的NH₄⁺和HCO₃^－均可以与OH^－反应，因氢氧化钠过量，所以NH₄⁺和HCO₃^－全部与OH^－反应，则在离子方程式中应该为1∶1，此离子方程式错误，正确应为：

NH₄⁺+HCO₃^－+2OH^－==CO₃^2－+NH₃·H₂O+H₂O

（2）SO₂少量，因此CO₃^2－不能完全反应，只能生成HCO₃^－，正确。

（3）NaHSO₄过量，即Ba(OH)₂不足，Ba²⁺与OH^－的配比为1∶2，正确。

（4）NaHCO₃少量，则中和1个HCO₃^－只需一个OH^－，故Ca²⁺与OH^－的化学计量数之比不满足1∶2，正确。

方法技巧：酸式盐与碱的反应是学习的一个难点，难就难在与盐和碱的用量有关，量不同则离子方程式不同。要通过分析反应的实质，运用“少定多变法”（即少量的那种物质中参加反应的离子的物质的量之比是一定的，足量的那种物质中有一种或两种离子的量是过量的、可变的）等方法来突破这一难点。

2．抓试剂的滴加顺序

试剂的滴加顺序同样反映了一种反应物从少量到适量再到过量的变化过程，随着量的变化，溶液中的离子反应也随这改变。

示例：写出下列反应过程中的离子方程式。

（1）向Na₂CO₃溶液中逐滴加入HCl溶液直至过量。

（2）向HCl溶液中逐滴加入Na₂CO₃溶液直至过量。

分析：（1）向Na₂CO₃溶液中逐滴加入HCl溶液，刚开始HCl量不足，所以离子方程式为：

CO₃^2－+H⁺==HCO₃^－，HCO₃^－+H⁺==CO₂↑+H₂O。

（2）向HCl溶液中逐滴加入Na₂CO₃溶液，刚开始Na₂CO₃量不足，HCl过量，则离子方程式为：

CO₃^2－+2H⁺==CO₂↑+H₂O。

3．抓过量反应物与生成物能否反应

有些反应中也给出了“过量”“少量”等关键词，从参加反应的离子的量的关系角度去判断没有错误，而从所写的生成物是否正确的角度去判断便可看出问题所在。例如：次氯酸钙溶液中通入过量的二氧化碳：Ca²⁺+2ClO^－+CO₂+H₂O=CaCO₃↓+2HClO，表面上看，二氧化碳过量，Ca²⁺与ClO^－全部反应，在离子方程式中满足1∶2的比例，但过量的二氧化碳可与生成物CaCO₃进一步反应生成Ca(HCO₃)₂，所以正确的写法应为：ClO^－+CO₂+H₂O=HClO+HCO₃^－。